Фосфа g: ფოსფა-G / FOSFA-G | მედიკამენტები – Ваш браузер устарел

Содержание

Фосфин, ТАБ, Г (инсектициды и акарициды, пестициды) — AgroXXI

Фосфин – эффективный фумигант на основе фосфида алюминия.

Препаративная форма: таблетки, гранулы

Действующее вещество: Алюминия фосфид

Содержание действующего вещества: 560 г/кг

Химический класс: Неорганические вещества

Способ проникновения: Фумигант

Класс опасности для человека: 1 (ВЫСОКООПАСНЫЕ)

Класс опасности для пчел: -

Регистрационный номер: 01-00398-0760-0

Дата окончания срока регистрации: 31.12.2014 г.

Регистрант(ы): ООО НПО "РосАгроХим"

Производитель: РосАгроХим

Форма выпуска: фляги по 1 кг, коробки по 21 фляге

Срок хранения: 3 года со дня изготовления

Посмотреть аналоги

Регламент применения препарата Фосфин, ТАБ, Г

Норма применения препарата (л/га, кг/га, л/т, кг/т)Культура, обрабатываемый объектВредный объектСпособ, время обработки, особенности примененияСрок ожи-дания (крат-ность обра-боток)Сроки выхода для ручных (меха-низи-рован-ных) работ
5 г/м3Незагруженные зернохранилища Насекомые - вредители запасов (кроме клещей)

Фумигация при температуре воздуха выше 15 °С. Экспозиция -5 суток. Допуск людей и загрузка складов после полного проветривания и при содержании фосфина в воздухе рабочей зоны - не выше ПДК Реализация при остатке фосфина в продукте не выше МДУ.

Допуск людей после проветривания и при содержании фосфина в воздухе рабочей зоны - не выше ПДК

-(1)-(-)
6 г/м3Зерно­перерабатывающие и пищевые предприятия Насекомые - вредители запасов (кроме клещей)

Фумигация при температуре воздуха выше 15 °С. Экспозиция - 2 суток. Дегазация - не менее 2 суток. Производственная концентрация на время экспозиции (ПКЭ) – 7 г.ч/м. Реализация при остатке фосфина - не выше МДУ. Допуск людей после проветривания и при содержании фосфина в воздухе рабочей зоны не выше ПДК

-(1)-(-)
2,4 г/м3Зерно злаковых культур, сои-бобов, тапиока и шроты в трюмах отечественных судов балкерного типа и танкерах в иностранных портах погрузки и иностранных судов в части их досмотра и выгрузки в отечественных портах Насекомые - вредители запасов (кроме клещей)

Фумигация при температуре зерна выше 15 °С. Экспозиция при использовании: технологии “фитоэксплофумигации” - не менее 10 суток. Дегазация в рейсе и на рейде. Досмотр зерна и разгрузка при концентрации фосфина над поверхностью зерна на высоте 0,5-1 м - не выше 0,1 мг/м и в межзерновом пространстве на глубине 0,3 м от поверхности зерна - не выше 50 мг/м. Реализация при остатке фосфина - не выше МДУ. Допуск людей после полного проветривания и при содержании фосфина в воздухе рабочей зоны - не выше ПДК.

Досмотр и выгрузка в отечественных портах в соответствии с Инструкцией по фумигации зерна препаратами на основе фосфина на судах в рейсе, утв. В 1992 г.

-(1)-(-)
9 г/тЗерно продовольственное, семенное, фуражное насыпью в складах, в силосах элеваторов, партии массой не более 200 т насыпью до 2,5 м и затаренное в мешки под пленкой Насекомые - вредители запасов (кроме клещей)

Фумигация при температуре воздуха и продуктов выше 15 °С. Экспозиция - 5 суток. ПКЭ – 5 г·ч/ м. Дегазация не менее 10 суток. Реализация при остатке фосфина в продукте не выше МДУ.

Допуск людей после завершения дегазации, не ранее 10 суток и при содержании фосфина в воздухе рабочей зоны не выше не выше ПДК.

-(1)-(-)
6 г/м3Мука, крупа в складах или под пленкой Насекомые - вредители запасов (кроме клещей)

Фумигация при температуре воздуха и продуктов выше 15 °С. Экспозиция - 5 суток. ПКЭ – 5 г·ч/ м. Дегазация не менее 2 суток. Реализация при остатке фосфина в продукте не выше МДУ.

Допуск людей после завершения дегазации, не ранее 2 суток и при содержании фосфина в воздухе рабочей зоны не выше не выше ПДК.

-(1)-(-)

Назначение

Предназначен для уничтожения амбарных вредителей в хранилищах, складах, трюмах, вагонах.

Отличительные особенности препарата:

  • удобная упаковка;
  • обладает высокой фумигационной активностью и позволяет избавиться от вредителей запасов в самых труднодоступных местах;
  • прост в применении;
  • не влияет на качество обрабатываемой продукции.

Аналоги по действующему веществу: Алфос, ТАБ Альфин, ТАБ Дакфосал, ТАБ Джинн, ТАБ Катфос, ТАБ, Г Квикфос, ТАБ ФлагАгро, ТАБ Фоском, ТАБ, Г Фосфин, ТАБ Фумифаст, ТАБ Фумифос, ТАБ Фумишанс, ТАБ

Осторожно – фосфин!

Э. С. Илларионова,
агрохимик, кандидат сельскохозяйственных наук (Дом ученых Пущинского научного центра РАН)
«Экология и жизнь» №6, 2008

Рассказ о газообразных соединениях фосфора, и прежде всего о фосфине, наверное, стоило бы начать со слов: «мерцающий свет, появляющийся на болотах (знаменитые «блуждающие огни») — результат самопроизвольного воспламенения фосфина». Ну а следующее определение — уже энциклопедического толка: «фосфин, или фосфористый водород (PH3) — это бесцветный газ с неприятным запахом (гниющей рыбы, чеснока или промышленного карбида), ядовит, образуется при биохимическом восстановлении эфиров фосфорной кислоты, преимущественно в анаэробных условиях, т. е. без доступа кислорода».

Соединения фосфора в природе
Изображение: «Экология и жизнь» №5, 2008

В природе встречается множество и других газообразных фосфорорганических соединений, в молекулах которых атом фосфора P соединен с атомом углерода C. Их насчитываются тысячи. Многие из них входят в состав экосистем, в том числе в живые клетки растений и микроорганизмов. Самая большая группа соединений со связями C–P открыта лет пятьдесят назад именно в живых объектах.

Есть в почвах и фосфонаты — производные фосфорорганических соединений с сохранившимися связями C–Р. Их, правда, немного, не более 1–2% от содержащегося в органике фосфора, поэтому на пашне их можно выявить далеко не всегда, зато в болотистых почвах и на лугах их содержание повышается до 3–4%.

В обычных (аэробных) условиях природные соединения органического и минерального фосфора — это фосфаты (ортофосфаты). Их существует великое множество. Для органических фосфатов характерна связь C–О–Р, иными словами, углерод и фосфор соединяются через атом кислорода.

Одна из удивительных загадок природы состоит в том, что органические фосфаты в живых системах (например, в водорослях и микроорганизмах) синтезируются и разлагаются не произвольно, а по правилу «золотого сечения», подчиняясь определенному закону, описываемому знаменитым рядом чисел Фибоначчи (1, 1, 2, 3, 5, 8...), в котором каждый следующий член равен сумме двух предыдущих. Гармония природы непостижимым образом проявляется здесь в накоплении и расходовании в экосистемах энергии и вещества (в частности, фосфора), описываемых соотношением, которое приближенно дается классическим коэффициентом «золотого сечения» 1,618 (5/3, 8/5, 13/8 и т. д.), т. е. 62% упомянутых соединений должно связываться и аккумулироваться и только 38% — разрушаться или улетучиваться. Эти закономерности сказываются в дальнейшем и на накоплении гумуса, и на круговороте фосфора и азота, и на газообразных потоках, определяемых выбросами и «стоками» углекислого газа СО

2, и на «дыхании» почвы (выделении СО2 и усвоении кислорода О2). На самом деле в природе наблюдаются колебания числовых значений этого соотношения в пределах 1,3–1,7. Но, как не раз отмечалось в трудах автора и других ученых, гораздо страшнее оказывается то, что главной причиной отклонений и даже нарушения этой закономерности стала антропогенная деятельность.

Некоторые специалисты уже обратили внимание на то, что нас могут подстерегать новые опасности, если это отношение стремится к единице, т. е. накопление и разложение идут с одинаковой интенсивностью, как это происходит, например, в цикле углерода, где за счет «вмешательства» мировой экономики океан и биосфера поглощают ныне лишь половину выбросов углерода (а надо бы 62%).

Но вернемся к фосфину и его производным, иными словами, к тем фосфорорганическим соединениям, в которых вместе с фосфором и углеродом встречаются разные элементы (азот, сера, кремний, молибден и т. д.) и их комплексы. В благоприятных для роста микроорганизмов условиях (в частности, в условиях болот и тундры при наблюдаемом потеплении) фосфорорганические соединения разлагаются с помощью фермента (катализатора) C–Р-лиазы. Ныне он обнаружен у 9 групп бактерий, которые питаются фосфором, добывая его при расщеплении фосфорорганических соединений. А вот грибы и дрожжи, на которые в экосистемах приходится 50–70% всей микрофлоры, не расщепляют эти соединения. Наоборот, простейшие, моллюски и грибы их синтезируют. Грибы могут расти даже при довольно высоких концентрациях фосфина, только мицелий у них желтеет.

Применение, свойства, опасности

Фосфин ядовит (опасная концентрация, способная привести к летальному исходу, — 0,05 мг/л), а в концентрации 2000 мл/м3 (2 л/м3, или 2·10–3) он вызывает мгновенную смерть. С ним приходится сталкиваться прежде всего в сельском хозяйстве при обеззараживании зернохранилищ и защите от клещей и других вредителей при транспортировке урожая, особенно зерновых культур. Раньше его активно применяли против крыс и мышей в амбарах. В Австралии к его помощи прибегают даже в борьбе с чрезмерно быстро размножающимися кроликами. Кроме того, ряд гербицидов и инсектицидов содержат фосфорорганические соединения на основе фосфина и его производных. И, наконец, в последнее время с ним все чаще приходится иметь дело в связи с широкомасштабным уничтожением химического оружия, предусматривающим обезвреживание отравляющих фосфорорганических соединений зарина и зомана — производных фосфина.

Чистый фосфин (без примесей) воспламеняется при температуре 150°С, сгорает с образованием токсичной фосфорной кислоты, но при наличии примесей дифосфина Р

4 или газообразного фосфора Р4 может и самопроизвольно воспламеняться на воздухе. Реакция фосфина с кислородом (как, впрочем, и окисление похожих на него метана — СН4 и силана — SiH4) относится к разветвленным цепным химическим реакциям, т. е. протекает все быстрее и может привести к взрыву. Окисление фосфина происходит при комнатной температуре, но при низкой температуре газ может быть устойчивым. Окисление фосфина можно ускорить, облучая его ультрафиолетом. Его самовоспламенение на воздухе возможно при концентрациях 1,7–1,9% (17–19 л/м3), или 26–27 г/м3. Так что в болотных экосистемах нередко приходится сталкиваться не только с упомянутыми «блуждающими огнями», но и с самовозгоранием (кстати, и распространенные торфяные пожары имеют такую же природу).

Для фумигации (избавления хранилищ зерна и сельскохозяйственной продукции от клещей и иных вредителей) обычно используют фосфиды, в частности, соединения фосфора с металлами. Реагируя с влагой воздуха, фосфиды выделяют фосфин. Содержащие фосфиды таблетки и ленты раскладывают в хранилищах из расчета 9 г/т зерна или другой подлежащей долгому хранению продукции, добавляют их даже в яблоки. Считается, что при проветривании фосфин улетучивается, хотя по имеющимся в научной литературе данным в фуражном зерне поглощается до 13% ядовитого газа. Разве одно это обстоятельство не должно заставить относиться к такой «дезинфекции» с предельной осторожностью?!

Ныне для фумигации зерна при транспортировке и хранении разрешены к применению два соединения — метилбромин и метилфосфин, причем первое на порядок менее токсично (и эффективно), чем второе. Применяя последнее, молчаливо предполагают, что ядовитый фосфин после поглощения содержимым хранилища чудесным образом извлекается и улетучивается, отравив лишь клещей и других вредителей. Похоже, раньше было не принято задумываться над тем, насколько эта картина соответствует действительности. Между тем еще почти полвека назад было установлено, что метилфосфин (смесь двух газов — метана СН4 и фосфина РН3) чрезвычайно токсичен, почти как сам фосфин.

Метан и фосфин в биосфере

Не секрет, что выделяемый из болот метан считается одним из основных парниковых газов и остается предметом активных обсуждений и исследований в связи с проблемами глобального изменения климата. Увы, в России его концентрация в атмосфере определяется только на одной метеостанции (Териберка на Кольском полуострове). А ведь ее не мешало бы измерять и над сибирскими болотами!

Как известно, в земных глубинах законсервированы огромные запасы метана (7·1011–3·1013 т), причем 4·1011 т из них — в арктической зоне вечной мерзлоты.* На суше метан содержится в органических соединениях болот, осадках и детритах, а в Мировом океане — в газогидратах, залегающих под дном, в условиях пониженных температур. В Докладе ООН по изменению климата эксперты сообщают, что в Сибири выделение метана из болот и вечной мерзлоты в последние годы стремительно растет. Максимальная эмиссия метана из тундровых почв достигается при 8–10°С, а при 5°С преобладает его окисление на СО2 и воду. Образуется же он во всех почвенных горизонтах. В результате недавних исследований выяснилось, что, к примеру, наша южная кустарниковая тундра (окрестности Воркуты) служила стоком углерода лишь два года из последних пяти.

Это довольно опасная тенденция, особенно если принять во внимание, что на долю нашей страны приходится 2/3 всех болот на Земле. Наши площади заболоченных земель превышают площадь всех сельскохозяйственных угодий: по данным на 2003 года, 343 млн га болот (из них не поросших лесом — 130 млн га) и 221 млн га сельскохозяйственных угодий (из них 123 млн га пашни).

А вот как оценили выделение метана сотрудники МГУ в 2007 году по результатам измерений на болотах в Томской области. По их оценкам, среднее значение величины потока метана составляло около 10 мг/м2 за час. В летний период за сутки может выделяться 2,4 кг/га, за сезон (6 месяцев) 432 кг/га. А со 130 млн га болот — почти 60 млн т. На окисление такого количества метана потребуется вдвое больше кислорода — 120 млн т.

Главным же «побочным» эффектом выделения метана следует признать тот факт, что в тундровых и болотных экосистемах при низких температурах метан не только представляет собой изрядный резерв углерода, способный заметно изменить его содержание в атмосфере, но и тесно связан с фосфорорганическими соединениями, которые неизменно присутствуют в растениях, микрофлоре болот и осадков (в основном за счет упомянутой связи С–Р). И его выделение из тех мест, где он прежде синтезировался, из-за интенсификации с ростом температуры биохимических процессов брожения происходит не в последнюю очередь за счет распада соединений на основе фосфина. Иными словами, эмиссия газов СН4 и РН3 происходит параллельно. Между тем пока экологи и климатологи следят лишь за изменением содержания в атмосфере СО2 и СН4, а содержание РН3 никем не учитывается. А зря!

Это упущение объясняется, в частности, тем, что лишь немногие специалисты знают о методах, позволяющих измерить содержание в атмосфере фосфора в газообразном состоянии. Ведь даже в научном мире до сих пор бытует мнение, что фосфор в природе существует преимущественно в форме фосфатов и после гидролиза связей Р–О–Р, Р–О–С и даже Р–С превращается в твердое вещество. Потоки фосфора в атмосферу в виде летучих соединений типа РН3 считаются ничтожными и ими пренебрегают. Определение содержания фосфора, поступившего в атмосферу с фосфином, лишь привычными методами, используемыми для выявления фосфора в твердых соединениях, заметно искажает реальную картину круговорота фосфора в экосистемах. При этом игнорируется появление в атмосфере ядовитого и самовозгорающегося фосфина.

Фосфиновая угроза: простые оценки

Между тем простейшую количественную оценку выделения фосфина в экосистемах можно получить, изучая затопленные водой территории, имитирующие заливные луга или рисовые чеки. Как было установлено в проведенной еще в 1926 году в Московской сельскохозяйственной академии им. К. А. Тимирязева серии из шести опытов, выполнявшихся в строго контролируемых условиях, в газовую форму (фосфин) переходит 9,7 мг фосфора из 1 кг почвы за час. Не слишком сложный расчет дает 2,13 кг/га за сутки. Но ведь это почти столько же, сколько выделяется метана из болот! Стало быть, за сезон получаем 383 кг/га, а со всей площади безлесных болот (130 млн га) — около 50 млн т РН3. На его окисление до фосфорной кислоты по формуле

РН3 + 2O2 → Н3РO4

потребуется, как нетрудно видеть, вдвое больше кислорода — почти 100 млн т (для метана эти значения составляли 60 и 120 млн т соответственно).

Косвенным подтверждением выделения фосфина из почв служат и исследования потоков фосфора на рисовых чеках — от посадки до уборки урожая потери фосфора в затопленных почвах в 3–8 раз превышают его содержание в зерне и соломе. Максимальный вынос Р2O5 достигает 100 кг/га. Из почв органических соединений фосфора выводится в 4 раза больше, чем запасается в растениях. Общие потери фосфора из верхнего (20 см) слоя почв, по разным оценкам, составляют 960–2940 кг/га. Есть данные, свидетельствующие о том, что при выращивании риса на затопленных чеках в течение 32 лет из почвы теряется больше половины гумуса, а с ним, конечно же, выносятся азот и фосфор.

Изображение: «Экология и жизнь» №5, 2008

Это может происходить и за счет выделения их газообразных форм — аммиака (NH3) и фосфина (РН3). Давно известно, что по химическим свойствам они представляют собой химические структурные аналоги. Повторюсь, определение фосфора и азота только в минеральной форме, игнорирование газовых составляющих не отражает истинных процессов в экосистемах, особенно в анаэробных условиях. В частности, прямое подтверждение того, что в экосистемах болот вместе с метаном выделяется и фосфор, получено в недавних исследованиях.**

Возвращаясь же к рассуждениям о возможной недооценке содержания фосфина в атмосфере, следует заметить, что вполне ощутимый вклад могут вносить не только болота Севера или тропиков, но и обширные рисовые плантации (прежде всего в Индии, Китае, Японии и странах Юго-Восточной Азии).

В научной литературе встречаются данные о том, что с осадками на землю выпадает до 3,5 кг/га фосфора. Иными словами, это примерно лишь 1% того фосфора, который, по имеющимся оценкам, выносится из болотных систем или затапливаемых почв фосфином в атмосферу (383 кг/га), остальные 99%, похоже, быстро окисляются, осаждаются или разлагаются (например, в результате гидролиза) в приземных слоях воздуха, литосфере и биосфере, обеспечивая перераспределение фосфора на поверхности земли.

Конечно же фосфин, как и метан, есть в атмосфере, но надо признать, что цикл фосфора изучен гораздо хуже, чем круговорот азота или углерода. Высокоактивные соединения фосфора в присутствии кислорода быстро превращаются в нейтральные комплексы, «безобидные» фосфаты. Кроме того, в экосистемах фосфора, как правило, немного, т. е. он присутствует в низких концентрациях. Поэтому, повторю, попытки учитывать фосфор только в форме фосфатов могут вести к заметному искажению его истинной роли в экосистемах. А к чему может привести недооценка этой роли, хорошо видно, например, по необдуманно осушенным ранее болотам, легко воспламеняющимся в засушливые годы за счет метана (СН4), силана (SiH4) и фосфина (РН3).

По результатам измерений на упомянутой выше метеостанции Териберка было установлено, что в 1990 году в атмосферу с территории России было выброшено 48,8 млн т метана (напомним, наши оценки для всей площади безлесных болот составили около 60 млн т). За 1996–2003 гг. самая высокая концентрация была зафиксирована именно в 2003 году. Этот год был самым теплым для всей России, особенно же это относилось к лету и осени в зонах болот и тундры (Якутия, Западная Сибирь) — в среднем температура здесь оказалась выше многолетней почти на 6°С. В этих условиях одновременно наблюдалось и летнее снижение содержания верхового озона O3 над Севером России на 5–10%. А ведь летом и здесь ускоряются процессы фотосинтеза и образования кислорода. Поэтому очевидно, что для окисления возросшего количества метана и фосфина в условиях теплого 2003 года здесь интенсивно расходовался озон.

От фосфина к кислороду: немного статистики и философии

Не секрет, что из-за богатейших биоресурсов Россию уже привыкли считать всемирным донором кислорода. По оценкам специалистов, над ее территорией ежегодно формируется 8130 млн т O2. Думается, мы не слишком погрешим против истины, предположив, что и процесс фотосинтеза, ответственный за формирование этой массы кислорода, подчиняется упомянутому «закону всемирной гармонии» — правилу «золотого сечения». Ведь на образование 1 т органики при фотосинтезе тратится 1,47 т углекислого газа, 0,6 т воды и 3,84 Гкал солнечной энергии и при этом выделяется 1,07 т кислорода. Соотношение между количеством поглощенного СO2 и выделенного O2 (1,47 : 1,07) не так уж отличается от «золотого».

По некоторым опубликованным оценкам, потребление кислорода в России (дыхание, сжигание топлива и другие промышленные нужды) составляет 2784 млн т. Тогда его «производство» Россией превышает ее расход на 5346 млн т. Но в других расчетах, где учтено потребление кислорода микрофлорой (прежде всего почвы) на «дыхание», российский избыток выработки кислорода над его потреблением оказывается уже на порядок ниже — 560 млн т. Между тем, как считают некоторые исследователи, «дыхание» почвы регулируется своим правилом «золотого сечения», определяющим соотношение выделяемого микрофлорой углекислого газа и потребляемого кислорода. На целине значение этой величины близко к 1,58, а на пашне колеблется в пределах 1,3–1,75 — иными словами, кислород в процессе «дыхания» почвы расходуется «экономно» (42–37%), а углекислого газа выделяется больше (58–63%). Если исходить из среднего значения «золотого сечения» 1,52 для соотношения СO2 : O2, то при эмиссии СO2 из почв России 10 409 млн т кислорода на «дыхание» российских почв потребляется еще 6848 млн т (оценки 2004 года по данным сотрудников Института фундаментальных проблем биологии РАН, в частности В. Н. Кудеярова).

Своеобразная «золотая пропорция» соблюдается и между стоком СO2 и его эмиссией в масштабе России. Соотношение между стоком, составляющим 4450 млн т за год (в пересчете на углерод), и эмиссией (2800 млн т — в тех же единицах) оказывается равным 1,59, т е. удивительно близко к «золотому». Что ж, пока над Россией в целом нет избытка СO2, наши экосистемы поглощают больше, чем мы выбрасываем, наши леса нас спасают и покрывают «грехи» наши. Но в последние годы (прежде всего на Севере) все чаще отмечается, что экосистемы не справляются с «планом» по поглощению и отмеченное соотношение нарушается.

Впрочем, гораздо важнее, что, как следует из ряда оценок, на территории России общий расход кислорода за год на наши нужды (2784 млн т), дыхание почвы (6848 млн т) и окисление метана и фосфина (220 млн т) приближается к 10 млрд т, а это почти на 2 млрд т больше, чем его вырабатывают все наши леса. И этот печальный баланс представляется мне гораздо более серьезной проблемой, чем ожидаемая торговля квотами. Ради сохранения окружающей среды и биосферы планеты, ресурсов которой мы сегодня расходуем на 25% больше, чем они успевают восстанавливаться, нужно наконец осознать, что без ограничения потребления нам и нашим потомкам просто не выжить. И не в последнюю очередь это касается кислорода. В атмосфере его вроде бы немало (21%), но нельзя допускать, чтобы на Земле его потреблялось больше, чем вырабатывается.

Подводя итоги

Не секрет, что за последние 100 лет в результате бездумной деятельности человека и игнорирования им законов природы выбросы углекислого газа в атмосферу (и его содержание там), по разным оценкам, выросли на 25–35%. Одним из плохо просчитываемых последствий глобального потепления может стать резкая интенсификация биохимических процессов в природных зонах болот и вечной мерзлоты. При этом может резко возрасти выделение не только метана (это уже почти очевидно), но и мало изученных по влиянию на биосферу газов: аммиака, силана и фосфина, которым для окисления и нейтрализации потребуется немало кислорода. А ведь есть еще и не вполне проанализированные эффекты обратной связи (например, более интенсивное выделение метана ускорит дальнейший рост концентрации СO2 в атмосфере, что, в свою очередь, может привести к резкому замедлению фотосинтеза). Как следует из недавних исследований, в 90-х годах прошлого века заметно ослабла компенсирующая роль фотосинтеза в бореальных лесах. А ведь прежде было твердо установлено, что деревья на всех широтах достоверно способствовали фотосинтезу и ассимиляции СO2. Опасная тенденция! И примеры подобных «метаморфоз» лесов множатся год от года.

Изображение: «Экология и жизнь» №5, 2008

В настоящее время мы почти ничего не знаем о выделении и окислении не раз упоминавшегося в этой статье силана (SiH4). Между тем все болотные растения, злаки и микроорганизмы богаты органическим кремнием. В торфе верховых болот — 43% SiO2, переходных — 28%, низинных — 21%. Пока есть лишь отрывочные данные о том, что силан в соединении с фосфином образует недостаточно исследованные комплексы — силилфосфины. Процессы выделения силана, его окисления и соединения с другими элементами нуждаются в серьезном изучении.

И в заключение — выглядящий фантастическим сюжет, который должен заставить задуматься всех, кто еще не утратил эту способность. В приземном слое атмосферы в связи со стремительным ростом содержания углекислого и некоторых других «мертвых» газов в обозримом будущем может возникнуть нехватка кислорода не только из-за замедления фотосинтеза, роста потребления на окисление, сжигание и дыхание, но и из-за «экрана» ядовитых газов, мешающего притоку O2 из более высоких слоев атмосферы.

Миллиарды лет основой всего живого на Земле был фотосинтез, исправно снабжавший планету кислородом. Увы, как справедливо отмечают некоторые исследователи, современная цивилизация впервые в истории, похоже, ухитрилась замедлить пополнение атмосферы кислородом, а природу довела до точки бифуркации. Выдержит ли она?


* См., например: Елдышев Ю.Н. Виновник глобального потепления — метан? // «Экология и жизнь», 2007, № 11, с. 45; Изменение климата: факты и факторы // «Экология и жизнь», 2008, № 3, с. 44.
** См., например, статью Кравченко И.К. в журнале «Микробиология», № 6, 2007.

Глюкозо-6-фосфатдегидрогеназа — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 14 октября 2013; проверки требуют 7 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 14 октября 2013; проверки требуют 7 правок.

Глюкозо-6-фосфат дегидрогеназа (Г6ФД; G6PD) — цитозольный фермент, входящий в пентозофосфатный путь, метаболический путь, обеспечивающий образование клеточного НАДФ-H из НАДФ+. НАДФ-H необходим для поддержания уровня восстановленного глутатиона в клетке, синтеза жирных кислот и изопреноидов. У человека наследственное нарушение активности Г6ФД, или недостаточность глюкозо-6-фосфатдегидрогеназы, приводит к гемолитической несфероцитарной анемии.

Основная катализируемая реакция:

D-глюкозо-6-фосфат + NADP+ ↔ D-глюконо-1,5-лактон-6-фосфат + NADPH

Глюкозо-6-фосфатдегидрогеназа - первый фермент пентозофосфатного гликолиза. Основная функция фермента заключается в восстановлении НАДФ до НАДФН, необходимого для перехода окисленного глутатиона (GSSG) в восстановленную форму. Восстановленный глутатион (GSH) требуется для связывания активных форм кислорода (перекисей). Пентозофосфатный гликолиз обеспечивает клетку энергией.

Недостаточность активности фермента снижает энергетические запасы клетки и приводит к развитию гемолиза, тяжесть которого зависит от количества и варианта глюкозо-6-фосфатдегидрогеназы. В зависимости от тяжести дефицита выделяют 3 класса вариантов Г-6-ФД. Дефицит глюкозо-6-фосфатдегидрогеназы сцеплен с Х-хромосомой, наследуется рецессивно. Больные мужского пола всегда гетерозиготны, женского - гомозиготны.

Наиболее важная функция пентозного цикла состоит в обеспечении достаточного образования восстановленного никотинамидадениндинуклеотидфосфата (НАДФ) для превращения окисленной формы глутатиона в восстановленную. Этот процесс необходим для физиологической дезактивации соединений окислителей, таких как перекись водорода, накапливающихся в эритроците. При снижении уровня восстановленного глутатиона или активности глюкозо-6-фосфатдегидрогеназы, необходимого для поддержания его в восстановленной форме, под влиянием перекиси водорода происходит окислительное денатурирование гемоглобина и белков мембраны. Денатурированный и преципитированный гемоглобин находится в эритроците в виде включений - телец Гейнца-Эрлиха. Эритроцит с включениями быстро удаляется из циркулирующей крови либо путём внутрисосудистого гемолиза, либо тельца Гейнца с частью мембраны и гемоглобина фагоцитируются клетками ретикулоэндотелиальной системы и эритроцит приобретает вид «надкусанного» (дегмацит).

Фермент состоит из 515 аминокислот (молекулярная масса 59,3 кДа). Находится в димерной или тетрамерной форме.

Изоформы[править | править код]

Существует 2 изоформы фермента: короткая и длинная. Короткая считается канонической как наиболее распространённая. Длинная версия отличается вставкой на месте аргинина-257: R → RGPGRQGGSGSESCSLSLGSLVWGPHALEPGEQGGELRRALASSVPR, что приводит к удлинению молекулы с 515 аминокислот до 561 и увеличению молекулярной массы до 63,8 кДа.

Существует много субстанций, потенциально опасных для людей с дефицитом фермента G6PD, различные варианты ответа организма на введение этих субстанций затрудняет предсказание конкретного ответа у конкретного человека. Среди противомалярийных препаратов, которые могут вызвать острый гемолиз у людей с дефицитом фермента G6PD: primaquine, pamaquine и chloroquine. Имеются данные о том, что другие противомалярийные препараты также могут усугубить недостаточность G6PD, но в значительно более высоких дозах. Сульфаниламиды (sulfanilamide, sulfamethoxazole и mafenide), thiazolesulfone, метиленовый синий и нафталин также не должны использоваться у людей с недостаточностью G6PD, также как и некоторые анальгетики: аспирин, phenazopyridine и acetanilide, а также некоторые не-сульфонные антибиотики (nalidixic acid, nitrofurantoin и фуразолидон). Есть данные о том, что она вызывает гемолитический криз у новорожденных с недостаточностью G6PD.

Фосфор — Википедия

Фосфор
← Кремний | Сера →
PhosphComby.jpg

Белый, красный и фиолетовый фосфор

Название, символ, номер Фосфор/ Phosphorus (P), 15
Атомная масса
(молярная масса)
30,973762(2)[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Ne] 3s2 3p3
Радиус атома 128 пм
Ковалентный радиус 106 пм
Радиус иона 35 (+5e) 212 (-3e) пм
Электроотрицательность 2,19 [2] (шкала Полинга)
Электродный потенциал 0
Степени окисления 5, 3, 1, 0, −1, −3[3]
Энергия ионизации
(первый электрон)
 1011,2(10,48) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.) (белый фосфор)1,82 г/см³
Температура плавления 44,15 °C (317,3 K)
Температура кипения 279,85 °C (553 K)
Уд. теплота плавления 2,51 кДж/моль
Уд. теплота испарения 49,8 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 21,6[4] (ромбич.) Дж/(K·моль)
Молярный объём 17,0 см³/моль
Структура решётки кубическая, объёмноцентрированная
Параметры решётки 18,800 Å
Теплопроводность (300 K) (0,236) Вт/(м·К)
Номер CAS 7723-14-0

Фо́сфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15. Элемент входит в группу пниктогенов. Фосфор — один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л[5]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3 (F,Cl,OH), фосфорит (Сa3(PO4)2) и другие. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для его добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.

PhosphComby.jpg

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Более усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Аморфную аллотропную модификацию фосфора — красный фосфор Pn — выделил, нагревая белый фосфор без доступа воздуха, А. Шрёттер в середине XIX в.

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φώς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре около 1600 °С:

2Ca3(PO4)2+10C+6SiO2→P4+10CO+6CaSiO3{\displaystyle {\mathsf {2Ca_{3}(PO_{4})_{2}+10C+6SiO_{2}\rightarrow P_{4}+10CO+6CaSiO_{3}}}} или Ca3(PO4)2 + 3SiO2+5C = 3CaSiO3+5CO+2P.

Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под слоем воды в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов для получения элементарного фосфора можно восстанавливать углём и другие неорганические соединения фосфора, например, в том числе, метафосфорную кислоту:

4HPO3+10C→P4+2h3O+10CO{\displaystyle {\mathsf {4HPO_{3}+10C\rightarrow P_{4}+2H_{2}O+10CO}}}

Элементарный фосфор при нормальных условиях существует в виде нескольких устойчивых аллотропных модификаций. Все существующие аллотропные модификации фосфора пока (2016 г.) до конца не изучены. Традиционно различают четыре его модификации: зеленовато-белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные описываемые модификации являются смесью этих четырёх. При стандартных условиях устойчивы только три аллотропических модификации фосфора (например, белый фосфор термодинамически неустойчив (квазистационарное состояние) и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор). В условиях сверхвысоких давлений термодинамически устойчива металлическая форма элемента. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особенно по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный (металлический).

{\mathsf  {4HPO_{3}+10C\rightarrow P_{4}+2H_{2}O+10CO}} Аллотропные модификации фосфора (белый, красный, чёрный, металлический)

Белый фосфор[править | править код]

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

{\mathsf  {4HPO_{3}+10C\rightarrow P_{4}+2H_{2}O+10CO}} Молекула белого фосфора

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решётку, формула молекулы белого фосфора — P4, причём атомы расположены в вершинах тетраэдра[6]. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Плохо растворяется в воде[6], но легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). При взаимодействии с кислородом белый фосфор горит даже под водой[7].

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит: летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05—0,15 г[4], а при хроническом отравлении поражает кости, например, вызывает омертвение челюстей[4]. При контакте с кожей легко самовоспламеняется, вызывая серьёзные ожоги[8][9].

Под действием света, при нагревании до не очень высоких температур в безвоздушной среде[6], а также под действием ионизирующего излучения[10] белый фосфор превращается в красный фосфор.

Жёлтый фосфор[править | править код]

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Плотность 1,83 г/см³, плавится при +43,1 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зёленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10[11].

Так как фосфор реагирует с водой лишь при температуре свыше 500 °C, то для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твёрдое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция)[12].

Красный фосфор[править | править код]

{\mathsf  {4HPO_{3}+10C\rightarrow P_{4}+2H_{2}O+10CO}} Красный фосфор

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других веществах, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор[править | править код]

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2⋅109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 1,8⋅106 Па.

Металлический фосфор[править | править код]

При 8,3⋅1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25⋅1011 Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4 = 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействие с простыми веществами[править | править код]

Фосфор легко окисляется кислородом:

4P+5O2→2P2O5{\displaystyle {\mathsf {4P+5O_{2}\rightarrow 2P_{2}O_{5}}}} (с избытком кислорода)
4P+3O2→2P2O3{\displaystyle {\mathsf {4P+3O_{2}\rightarrow 2P_{2}O_{3}}}} (при медленном окислении или при недостатке кислорода)

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

2P+3Ca→Ca3P2{\displaystyle {\mathsf {2P+3Ca\rightarrow Ca_{3}P_{2}}}}

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

2P+3S→P2S3{\displaystyle {\mathsf {2P+3S\rightarrow P_{2}S_{3}}}}
2P+5Cl2→2PCl5{\displaystyle {\mathsf {2P+5Cl_{2}\rightarrow 2PCl_{5}}}}

С водородом фосфор практически не соединяется. Однако разложением некоторых фосфидов водой по реакции, например:

Ca3P2+6h3O→2Ph4+3Ca(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Ca_{3}P_{2}+6H_{2}O\rightarrow 2PH_{3}+3Ca(OH)_{2}}}}

может быть получен аналогичный аммиаку фосфористый водород (фосфин) — РH3

Взаимодействие с водой[править | править код]

Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

8P+12h3O→>500oC 5Ph4+3h4PO4{\displaystyle {\mathsf {8P+12H_{2}O{\xrightarrow {>500^{o}C}}\ 5PH_{3}+3H_{3}PO_{4}}}}

Реакция взаимодействия красного фосфора и воды с образованием ортофосфорной кислоты и водорода. Реакция протекает при температуре 700—900 °C. Катализатором могут выступать: платина, медь, титан, цирконий.[1]

2P+8h3O→700−900oC,kat 2h4PO4+5h3{\displaystyle {\mathsf {2P+8H_{2}O{\xrightarrow {700-900^{o}C,kat}}\ 2H_{3}PO_{4}+5H_{2}}}}

Взаимодействие со щелочами[править | править код]

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования[13]:

4P+3KOH+3h3O→ τ Ph4+3Kh3PO2{\displaystyle {\mathsf {4P+3KOH+3H_{2}O{\xrightarrow {\ \tau \ }}PH_{3}+3KH_{2}PO_{2}}}}

Восстановительные свойства[править | править код]

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P+5HNO3+2h3O→3h4PO4+5NO{\displaystyle {\mathsf {3P+5HNO_{3}+2H_{2}O\rightarrow 3H_{3}PO_{4}+5NO}}}
2P+5h3SO4→2h4PO4+5SO2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2P+5H_{2}SO_{4}\rightarrow 2H_{3}PO_{4}+5SO_{2}+2H_{2}O}}}

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

6P+5KClO3→5KCl+3P2O5{\displaystyle {\mathsf {6P+5KClO_{3}\rightarrow 5KCl+3P_{2}O_{5}}}}

Известно более 20 изотопов фосфора (с массовым числом от 24 до 47). Природный изотоп 31P стабилен. Из радиоактивных изотопов наиболее долгоживущие: 30P (T1/2 = 2,5 мин), 32P (T1/2 = 14,26 сут) и 33P (T1/2 = 25,34 сут).[14].

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор[править | править код]

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве[править | править код]

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности[править | править код]

Фосфаты широко используются:

Фосфатные связующие[править | править код]

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок.

Биологическая роль соединений фосфора[править | править код]

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)2·Ca(OH)2. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Суточная потребность в фосфоре составляет:

  • для взрослых 1,0—2,0 г
  • для беременных и кормящих женщин 3—3,8 г
  • для детей и подростков 1,5—2,5 г

При больших физических нагрузках потребность в фосфоре возрастает в 1,5—2 раза.

Усвоение происходит эффективнее при приёме фосфора вместе с кальцием в соотношении 3:2 (P:Ca).

Некоторые источники[15]:

Токсикология элементарного фосфора[править | править код]

  • Красный фосфор практически нетоксичен (токсичность ему придают примеси белого фосфора). Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.
  • Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора — 50—150 мг. Попадая на кожу, тлеющий белый фосфор даёт тяжелые ожоги.

Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2—3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении — промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать поражённые участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе производственных помещений — 0,03 мг/м³, временно допустимая концентрация в атмосферном воздухе — 0,0005 мг/м³, ПДК в питьевой воде — 0,0001 мг/дм³[17] .

Токсикология соединений фосфора[править | править код]

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Ввиду высокой (ЛД50 15-100 мг/кг) и чрезвычайно высокой (<15 мг/кг) токсичности большинство фосфорорганических соединений (ФОС) используются в качестве пестицидов (инсектициды, акарициды, зооциды и т. д.) или боевых отравляющих веществ. Примером боевых отравляющих веществ являются — зарин, зоман, табун, новичок, V-газы.

ФОС проявляют свойства веществ нервно-паралитического действия. Токсичность фосфорорганических соединений обусловлена ингибированием фермента ацетилхолинэстеразы, вследствие чего развивается головная боль, тошнота, головокружение, сужение зрачков (миоз), затруднение дыхания (отдышка), возникает слюнотечение, понижается артериальное давление, возникают конвульсии, проявляется паралитическое воздействие, кома, и как следствие может быстро возникнуть летальный исход. Эффективным антидотом при отравлении ФОС является атропин.

Фосфин — Википедия

Фосфин
Phosphine.png
({{{картинка}}})
Phosphine-3D-balls.png({{{картинка3D}}})
Phosphine-3D-vdW.png({{{картинка малая}}})
Систематическое
наименование
Фосфин
Хим. формула PH3
Состояние газ
Молярная масса 34,00 г/моль
Плотность 1,379 г/л, газ (25 °C)
Энергия ионизации 9,96 ± 0,01 эВ[1]
Температура
 • плавления −133,8 °C
 • кипения −87,8 °C
Пределы взрываемости 1,79 ± 0,01 об.%[1]
Энтальпия
 • образования 5,4 кДж/моль
Давление пара 41,3 ± 0,1 атм[1]
Растворимость
 • в воде 31,2 мг/100 мл (17 °C)
Рег. номер CAS [7803-51-2]
PubChem 24404
Рег. номер EINECS 232-260-8
SMILES
InChI
RTECS SY7525000
ChEBI 30278
Номер ООН 2199
ChemSpider 22814
Токсичность Чрезвычайно токсичен, СДЯВ
Пиктограммы ECB Пиктограмма «T+: Крайне токсично» системы ECBПиктограмма «F+: Крайне огнеопасно» системы ECB
NFPA 704 NFPA 704 four-colored diamond
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Commons-logo.svg Медиафайлы на Викискладе

Фосфи́н (фосфористый водород, фосфид водорода, гидрид фосфора, по номенклатуре IUPAC — фосфан) РН3 — бесцветный ядовитый газ (при нормальных условиях). Чистый фосфин не имеет запаха, но образцы технического продукта обладают неприятным запахом, похожим на запах тухлой рыбы (чеснока).

Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, образует с ней неустойчивый гидрат, который проявляет очень слабые основные свойства[2]. При низких температурах образует твёрдый клатрат 8РН3·46Н2О. Растворим в бензоле, диэтиловом эфире, сероуглероде. При −133,8 °C образует кристаллы с гранецентрированной кубической решёткой.

Молекула фосфина имеет форму тригональной пирамиды c молекулярной симметрией C3v (dPH = 0,142 нм, ∠HPH = 93,5°). Дипольный момент составляет 0,58 Д, существенно ниже, чем у аммиака. Водородная связь между молекулами PH3 практически не проявляется и поэтому по сравнению с аммиаком, фосфин имеет более низкие температуры плавления и кипения.

Фосфин получают при взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:

2P4+3Ca(OH)2+6h3O →70∘C 2Ph4↑+3Ca(h3PO2)2{\displaystyle {\mathsf {2P_{4}+3Ca(OH)_{2}+6H_{2}O\ {\xrightarrow {70^{\circ }C}}\ 2PH_{3}\uparrow +3Ca(H_{2}PO_{2})_{2}}}}
P4+3KOH+3h3O→70∘C3Kh3PO2+Ph4↑{\displaystyle {\mathsf {P_{4}+3KOH+3H_{2}O{\xrightarrow {70^{\circ }C}}3KH_{2}PO_{2}+PH_{3}\uparrow }}}

Также его можно получить воздействием воды или кислот на фосфиды:

Ca3P2+6h3O →   2Ph4↑+3Ca(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Ca_{3}P_{2}+6H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ }}\ 2PH_{3}\uparrow +3Ca(OH)_{2}}}}
Mg3P2+6HCl →   2Ph4↑+3MgCl2{\displaystyle {\mathsf {Mg_{3}P_{2}+6HCl\ {\xrightarrow {\ \ }}\ 2PH_{3}\uparrow +3MgCl_{2}}}}

Хлористый водород при нагревании взаимодействует с белым фосфором:

P4+6HCl →300∘C 2Ph4+2PCl3{\displaystyle {\mathsf {P_{4}+6HCl\ {\xrightarrow {300^{\circ }C}}\ 2PH_{3}+2PCl_{3}}}}

Разложение йодида фосфония:

Ph5I →>80∘C Ph4+HI{\displaystyle {\mathsf {PH_{4}I\ {\xrightarrow {>80^{\circ }C}}\ PH_{3}+HI}}}
Ph5I+h3O ⇄ Ph4↑+h4O++I−{\displaystyle {\mathsf {PH_{4}I+H_{2}O\ \rightleftarrows \ PH_{3}\uparrow +H_{3}O^{+}+I^{-}}}}
Ph5I+NaOH ⇄ Ph4↑+NaI+h3O{\displaystyle {\mathsf {PH_{4}I+NaOH\ \rightleftarrows \ PH_{3}\uparrow +NaI+H_{2}O}}}

Разложение фосфоновой кислоты:

4h3(PHO3) →170−200∘C Ph4↑+3h4PO4{\displaystyle {\mathsf {4H_{2}(PHO_{3})\ {\xrightarrow {170-200^{\circ }C}}\ PH_{3}\uparrow +3H_{3}PO_{4}}}}

или её восстановление:

h4PO3+3Zn+6HCl → Ph4↑+3ZnCl2+3h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{3}PO_{3}+3Zn+6HCl\ {\xrightarrow {}}\ PH_{3}\uparrow +3ZnCl_{2}+3H_{2}O}}}

Фосфин сильно отличается от своего аналога, аммиака. Его химическая активность выше, чем у аммиака, он плохо растворим в воде, как основание значительно слабее аммиака. Последнее объясняется тем, что связи H−P поляризованы слабо и активность неподелённой пары электронов у фосфора (3s2) ниже, чем у азота (2s2) в аммиаке.

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

2Ph4 →t 2P+3h3{\displaystyle {\mathsf {2PH_{3}\ {\xrightarrow {\mathit {t}}}\ 2P+3H_{2}}}}

На воздухе горит согласно уравнению:

Ph4+2O2 →   h4PO4{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+2O_{2}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ H_{3}PO_{4}}}}

Проявляет сильные восстановительные свойства:

Ph4+3h3SO4 →   h3(PHO2)+3SO2↑+ 3h3O{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+3H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ H_{2}(PHO_{2})+3SO_{2}\uparrow +\ 3H_{2}O}}}
Ph4+8HNO3 →   h4PO4+8NO2↑+ 4h3O{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+8HNO_{3}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ H_{3}PO_{4}+8NO_{2}\uparrow +\ 4H_{2}O}}}
Ph4+2I2+2h3O →   H(Ph3O2)+4HI{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+2I_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ }}\ H(PH_{2}O_{2})+4HI}}}

В связи с тем, что:

4h3(PHO3) →170−200∘C Ph4↑+3h4PO4{\displaystyle {\mathsf {4H_{2}(PHO_{3})\ {\xrightarrow {170-200^{\circ }C}}\ PH_{3}\uparrow +3H_{3}PO_{4}}}}

то возможно протекание следующей реакции:

Ph4+4h3SO4 →200∘C h4PO4+4SO2↑+4h3O{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+4H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {200^{\circ }C}}\ H_{3}PO_{4}+4SO_{2}\uparrow +4H_{2}O}}}

При взаимодействии с сильными донорами протонов фосфин может давать соли фосфония, содержащие ион PH4+ (аналогично аммонию). Соли фосфония, бесцветные кристаллические вещества, крайне неустойчивы, легко гидролизуется.

Ph4+HCl →30∘C Ph5Cl{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+HCl\ {\xrightarrow {30^{\circ }C}}\ PH_{4}Cl}}}
Ph4+HI →   Ph5I{\displaystyle {\mathsf {PH_{3}+HI\ {\xrightarrow {\ \ }}\ PH_{4}I}}}

Соли фосфония, как и сам фосфин, являются сильными восстановителями.

Абсолютно чистый и сухой фосфин не способен к самовоспламенению на воздухе и загорается только при температуре 100-150°. Однако фосфин, получающийся, например, при взаимодействии фосфидов с водой всегда имеет примесь дифосфина P2H4, который на воздухе самовоспламеняется[3][4]. В частности, таким образом могут появляться «блуждающие огни»[5][6].

Фосфин очень ядовит. Поражает в первую очередь нервную систему, нарушает обмен веществ; также действует на кровеносные сосуды, органы дыхания, печень, почки. Запах фосфина ощущается при концентрации 2—4 мг/м³, длительное вдыхание при концентрации 10 мг/м³ может привести к летальному исходу. ПДК — 0,1 мг/м³.[7]

При остром отравлении фосфином в лёгких случаях беспокоит боль в области диафрагмы, чувство холода, впоследствии может развиться бронхит. При среднетяжёлом отравлении — чувство страха, озноб, рвота, стеснение в груди, удушье, боль за грудиной. В тяжёлых случаях на первый план выходят неврологические симптомы — оглушение, неверная походка, подёргивания в конечностях, мидриаз; cмерть от паралича дыхания или сердечной мышцы может наступить через нескольно дней, а при высоких концентрациях — мгновенно[7].

Хроническое отравление может привести к расстройству зрения, походки, речи, пищеварения, бронхиту, болезням крови и жировому перерождению печени[7].

В 2019 году фосфин был предложен в качестве биосигнатурного газа для поиска жизни на землеподобных экзопланетах, поскольку на Земле он производится анаэробными экосистемами. Слабой стороной фосфина для этой цели является его высокая реакционная способность, что требует большой интенсивности производства этого газа для его детектирования. Для его обнаружения в атмосфере экзопланеты потребуются десятки часов наблюдения телескопа «Джеймс Уэбб»[8].

  • Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.

Фосфаты — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Фосфа́ты — соли фосфорных кислот, например ортофосфат калия K3PO4. Различают ортофосфаты и конденсированные фосфаты, содержащие более одного атома P, образующие связи P—O—P.

Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли.

h4PO4+NaOH→Nah3PO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{3}PO_{4}+NaOH\rightarrow NaH_{2}PO_{4}+H_{2}O}}} (дигидрофосфат натрия)
h4PO4+2NaOH→Na2HPO4+2h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{3}PO_{4}+2NaOH\rightarrow Na_{2}HPO_{4}+2H_{2}O}}} (гидрофосфат натрия)
h4PO4+3NaOH→Na3PO4+3h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{3}PO_{4}+3NaOH\rightarrow Na_{3}PO_{4}+3H_{2}O}}} (фосфат натрия)

Дигидрофосфаты обычно хорошо растворимы в воде, почти все гидрофосфаты и фосфаты растворимы мало. Прокаливание солей приводит к следующим превращениям:

Nah3PO4→NaPO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaH_{2}PO_{4}\rightarrow NaPO_{3}+H_{2}O}}}
2Na2HPO4→Na4P2O7+h3O{\displaystyle {\mathsf {2Na_{2}HPO_{4}\rightarrow Na_{4}P_{2}O_{7}+H_{2}O}}}

Органические фосфаты играют очень важную роль в биологических процессах. Фосфаты сахаров участвуют в фотосинтезе. Нуклеиновые кислоты также содержат остаток фосфорной кислоты.

Получение[править | править код]

Ортофосфаты можно получить действием ортофосфорной кислоты на щёлочь:

3LiOH+h4PO4→Li3PO4↓+3h3O{\displaystyle {\mathsf {3LiOH+H_{3}PO_{4}\rightarrow Li_{3}PO_{4}\downarrow +3H_{2}O}}}

Химические свойства[править | править код]

У всех ортофосфатов есть свойство: безводные соли стабильны при нагревании до температуры плавления, которая для разных солей колеблется в диапазоне от 830 °C (у фосфата свинца) до 1605 °C (у фосфата бария)[1].

Фосфаты в основном плохо растворимы, в отличие от дигидрофосфатов. Растворимы только фосфаты щелочных металлов, начиная с натрия (фосфат лития — малорастворим) и аммония[2][3]. Фосфаты обладают общими свойствами солей:

  • Взаимодействуют с сильными кислотами (они превращают нерастворимый фосфат в растворимый дигидрофосфат):
Ca3(PO4)2+4HCl→Ca(h3PO4)2+2CaCl2{\displaystyle {\mathsf {Ca_{3}(PO_{4})_{2}+4HCl\rightarrow Ca(H_{2}PO_{4})_{2}+2CaCl_{2}}}}
  • Взаимодействуют с другими растворимыми солями:
2Na3PO4+3Li2SO4→2Li3PO4↓+3Na2SO4{\displaystyle {\mathsf {2Na_{3}PO_{4}+3Li_{2}SO_{4}\rightarrow 2Li_{3}PO_{4}\downarrow +3Na_{2}SO_{4}}}}
  • При нагревании выше 2000C° разлагаются на оксиды[4]:
Ca3(PO4)2→3CaO+P2O5{\displaystyle {\mathsf {Ca_{3}(PO_{4})_{2}\rightarrow 3CaO+P_{2}O_{5}}}}

Дигидрофосфаты (однозамещенные фосфаты) имеют кислую среду, гидрофосфаты (двузамещенные фосфаты) — слабощелочную, средние (трехзамещенные фосфаты, или просто фосфаты) — щелочную.

Гидроортофосфаты — неорганические соединения, кислые соли ортофосфорной кислоты, например, гидроортофосфат бериллия. Дигидроортофосфаты — неорганические соединения, кислые соли ортофосфорной кислоты, например, дигидроортофосфат аммония. Существуют также метафосфаты, например, метафосфат калия.

Основное применение — фосфорные удобрения. Фосфаты широко используются для уменьшения жесткости воды (т.е. связывания ионов кальция и магния в нерастворимые фосфаты) — в синтетических моющих средствах, в системах водоподготовки и т.д. Также применяется в производстве некоторых лекарственных веществ[2].

Важное место фосфаты занимают и в биохимии, а именно в синтезе множества биологически активных веществ, а также в энергетике всех живых организмов. Фосфорные эфиры аденозина - АМФ, АДФ и АТФ являются важнейшими веществами энергетического обмена. Фосфатная группа - неотъемлемая часть РНК и ДНК.

Фосфаты, попадающие в окружающую среду, наряду с некоторыми другими веществами приводят к эвтрофикации водоёмов[5][6][7]. Споры об использовании фосфатов в стиральных порошках ведутся с 1970-х годов[8], такое их применение запрещено во многих странах. С начала 2010-х годов в странах Европейского союза постепенно вводятся ограничения на использование фосфатов в бытовых стиральных порошках на уровне не более 0,3—0,5 г фосфора на цикл стирки[9]. Помимо удобрений и стиральных порошков, антропогенным источником фосфатов в окружающей среде являются необработанные сточные воды.

  • Химия 9. — М.: Вентана-Граф, 2010. — С. 287.
  • Ф.Н. Капуцкий, В.Ф.Тикавый. Пособие по химии для поступающих в вузы. — Минск: Выш. школа, 1979. — С. 384.
  • Г.П.Хомченко. Химия для поступающих в вузы. — М.: Высшая школа, 1994. — С. 447.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *