Фосфор

Фосфор (P, лат. phosphorusносилац светлости) јесте хемијски елемент који има симбол P и атомски број 15.[2] Он је вишевалентан неметал из VA(15) групе. У природи се често налази у неорганском фосфатном камењу.[3]

Због велике реактивности, фосфор се не налази слободан у природи. Једна његова алотропска модификација, бели фосфор, емитује бледо светлуцање у присуству кисеоника (отуда грчки назив).

Фосфор је саставни део нуклеинских киселинаДНК (дезоксирибонуклеинске киселине) и РНК (рибонуклеинске киселине) и есенцијалан елемент за све ћелије, па се зато сврстава у биогене елементе. Најзначајнија индустријска употреба фосфорних хемикалија је за прављење ђубрива.

Фосфорне смеше се користе и у експлозивима, нервним гасовима, пиротехници, пестицидима, пастама за зубе и детерџентима.

Фосфор
Red phosphorus in a tube - P 15
Општа својства
Име, симболфосфор, P
У периодном систему
Водоник Хелијум
Литијум Берилијум Бор Угљеник Азот Кисеоник Флуор Неон
Натријум Магнезијум Алуминијум Силицијум Фосфор Сумпор Хлор Аргон
Калијум Калцијум Скандијум Титанијум Ванадијум Хром Манган Гвожђе Кобалт Никл Бакар Цинк Галијум Германијум Арсен Селен Бром Криптон
Рубидијум Стронцијум Итријум Цирконијум Ниобијум Молибден Технецијум Рутенијум Родијум Паладијум Сребро Кадмијум Индијум Калај Антимон Телур Јод Ксенон
Цезијум Баријум Лантан Церијум Празеодијум Неодијум Прометијум Самаријум Европијум Гадолинијум Тербијум Диспрозијум Холмијум Ербијум Тулијум Итербијум Лутецијум Хафнијум Тантал Волфрам Ренијум Осмијум Иридијум Платина Злато Жива Талијум Олово Бизмут Полонијум Астат Радон
Францијум Радијум Актинијум Торијум Протактинијум Уранијум Нептунијум Плутонијум Америцијум Киријум Берклијум Калифорнијум Ајнштајнијум Фермијум Мендељевијум Нобелијум Лоренцијум Радерфордијум Дубнијум Сиборгијум Боријум Хасијум Мајтнеријум Дармштатијум Рендгенијум Коперницијум Нихонијум Флеровијум Московијум Ливерморијум Тенесин Оганесон
N

P

As
силицијумфосфорсумпор
Атомски број (Z)15
Група, периодагрупа 15 (пниктогени), периода 3
Блокp-блок
Категорија  полиатомски неметал
Рел. ат. маса (Ar)30,973761998(5)[1]
Ел. конфигурација[Ne]3s23p3
по љускама
2, 8, 5
Физичка својства
Бојабела фосфоросцентна
Агрегатно стањечврсто
Тачка топљења317,3 K (44,15 °‍C)
Тачка кључања550 K (277 °C)
Густина1.823 kg/m3
Моларна запремина17,02×10−3 m3/mol
Топлота фузије0,657 kJ/mol
Топлота испаравања12,129 kJ/mol
Притисак паре20,8 Pa (294 K)
Сп. топл. капацитет769 J/(kg·K)
Атомска својства
Оксидациона стања±3, 5, 4
Особине оксидасредње кисели
Електронегативност2,19 (Полинг)
2,06 (Олред)
Енергије јонизације1: 1011,8 kJ/mol
2: 1907 kJ/mol
3: 2914,1 kJ/mol
(остале)
Атомски радијус100 (98) pm
Ковалентни радијус106 pm
Валсов радијус180 pm
Phosphorus spectrum visible
Остало
Кристална структураунутрашњецентр. кубична (BCC)
Једнострана кристална структура за фосфор
Топл. водљивост0,235 W/(m·K)
Сп. ел. водљивост1,0×10−9 S/m
CAS број7723-14-0

Карактеристике и алотропи

Фосфор се може пронаћи у више алотропских модификација, најчешће као бели, црвени и црни. Бели фосфор4) састоји се из 4 атома распоређена у темена тетраедра, што узрокује нестабилност. Састоји се из неполарних веза. Бели фосфор је жут, сјајан и транспарентан, а зато се понекад још назива и жути фосфор. Сија зелено у мраку (у присуству кисеоника); јако је запаљив и пирофоричан у присуству ваздуха, као и отрован. Мирис његовог сагоревања је карактеристичан — налик белом луку. Узорци оваквог фосфора су најчешће обавијени белим оксидом фосфора, који се састоји од P4O10 јединица у којима су атоми фосфора распоређени у темена тетраедра, док су атоми кисеоника уметнути између њих и на њиховим вертикалама. Бели фосфор није растворљив у води али јесте у угљен-дисулфиду.

Bílý fosfor
Приказ молекула белог фосфора

Бели фосфор може се направити користећи различите методе. Из калцијум фосфата, који се за ту сврху добија из фосфорита и греје се у пећи са угљеником (коксом) и силицијум-оксидом ( кварцним песком). Елементарни фосфор се онда ослобађа као пара и може се сакупити користећи фосфорну киселину (H3PO4). Тај процес је сличан првој Брантовој синтези фосфора и калцијум-фосфата у мокраћи.

Červený fosfor2
Приказ молекула црвеног фосфора

Црвени Црвени фосфор се може добити загревањем белог фосфора на 250 °C или излагањем белог фосфора сунчевим зрацима. Фосфор након тога добија ланчани распоред атома што узрокује већу стабилност. Даље загревање ће узроковати кристализацију. Црвени фосфор гори на 240 °C, док бели гори на 30 °C. Хиторф је 1865. открио да се добија пурпурасти облик фосфора (Хиторфов фосфор) када се фосфор кристалише топљеним оловом.

Black phosphorus
Приказ молекула црног фосфора

Црни фосфор има ромбичну кристалну решетку и најмање је реактиван; састоји се из шесточланих прстенова који су међусобно повезани. Сваки атом је спојен са остала три. Новији метод синтезе црног фосфора појавио се користећи металне соли као катализаторе.[4][5][6]

Сјај

Сјај фосфора је била атракција за време његовог открића 1669. године, али механизам којим је сијао није описан све до 1974. године. Знало се још пре да ако би ставили фосфор у теглу, сијао би и после кратког времена престао. Роберт Бојл је у 1680-им приписао то трошењу кисеоника при тој реакцији. У 18. веку се знало да чист кисеоник није одговоран за светљење фосфора, већ да постоји распон парцијалних притисака на којима се то дешава. Загревање се могло применити да би се постигао одговарајући притисак.

Phosphor
Фосфоресцентност

Године 1947, сјај су описали Р. Џ. Ци и А. Ј. Кан. Реакција са кисеоником се дешава на површини течног или чврстог фосфора, формирајући краткотрајне молекуле HPO и P2O2, који обоје емитују видљиву светлост. Реакција је спора, па он сија дуже времена чак и у затвореној тегли.

Иако је термин фосфоресцентност потекао од фосфора, реакција која даје фосфору сјај зове се луминесценција (сија на основу сопствене реакције; у овом случају хемолуминесценција), а не фосфоресценција (поновно емитовање светла које је претходно пало на њега).[7]

Примена

  • Концентрована фосфорна киселина, која садржи око 70% до 75% P2О5 (фосфор(V)-оксида) је веома битна за пољопривреду, тј. производњу ђубрива. Али због велике употребе, довело је до повећања прављења фосфата у другој половини 20. века.
  • Прављење специјалних стакала које се користе за натријумске лампе
  • Калцијум фосфат у прављењу финог порцелана
  • у неким земљама натријум триполифосфат добијен из ф. киселине се користи у прављењу детерџената (а у неким је забрањен)
  • Фосфорна киселина се користи у газираним пићима.
  • Фосфор се користи за прављење органских смеша, преко фосфор хлорида и P4S3 и P4S10. Те смеше су пластификанти, ватро-отпорне супстанце и пестициди.
  • Фосфор је битан у прављењу челика и фосфор бронзе (Cu3P)
  • Бели фосфор се користи за војне сврхе (димне бомбе)
  • Црвени фосфор је битан за прављење пламена шибице. .
  • 32P и 33Р се користе као индикатори радиоактивности у биохемијским лабораторијама [8]
  • Црвени фосфор се користи као драмски ефект. Кад се запали он ствара густ бели дим .

Фосфор као биогени елемент

Фосфор је кључни елемент за све облике живота. PO4−3 је битан јер гради ДНК и РНК. Ћелије користе аденозин трифосфат (АТП) за пренос енергије. Скоро сваки ћелијски процес користи АТП. Фосфолипиди граде ћелијске мембране. Соли калцијум фосфата користе животиње да би ојачале њихове кости. Фосфора у човеку има око 1 килограм (3/4 су у костима и зубима као апатит). Просечан човек дневно поједе 1-3 грама фосфора у облику фосфата. Битан је за земљиште као макроминерал.

Доступност фосфора у екосистемима повећава раст организама. Док у воденим екосистемима пуно фосфора може бити проблематично (цветање воде).[9]

Откриће

Откриће фосфора је овековечено захваљујући енглеском сликару Џозефу Рајту од Дербија. Алхемичар открива фосфор је слика овог славног енеглеског сликара која је првобитно завршена 1771. године а потом прерађена 1795. године. Ова прича је често штампана у популарним књигама из области хемије у време сликара Рајта и била је широко позната.

Joseph Wright of Derby The Alchemist
Алхемичар открива фосфор

Фосфор је открио немачки алхемичар Хениг Бранд 1669. године из препарата мокраће која је имала растворене фосфате из нормалног метаболизма. Бранд је хтео да дестилује неке соли испаривањем мокраће, а добио је бео материјал који је светлео у тами и горео уз бриљантни пламен.Са садашем знањем хемичара, врло лако можемо да објаснимо шта се заправо догодило. Мокраћа садржи малу количину фосфата, а има и органска једињења. Фосфати су се задржали у црном остатку тзв. caput mortum, а органска једињења су се угљенисала. На зидовима реторте било је довољно силицијум(IV)-диоксида, па су жарењем метали из фосфата прешли у силикате, угљеник је фосфор из фосфата редуковао до елементарног стања.

Caput mortuum
Caput mortuum

Количина фосфора коју је Бранд добијао је била много мања него што је било могуће добити.

Године 1675. Бранд је био разочаран због немогућности добијања злата и своје откриће је поделио са суграђаним, те постаје славан. Вест је стигла у немачки град Дрезден где је у то време радио истакнути алхамичар Кункел.У низу узбудљивих догађаја око открића фосфора, Кункелова улога је била једна од главних. Кункел се интересовао за појаву луминесценције и желео је да купи фосфор, али се Бранд плашио да Кункел жели да овлада процесом добијања фосфора и да би му узео стечену славу.[10]

Бранд ће своје откриће продати Данијелу Крафту, лекару који се занимао за алхемијска открића у која би уложио новац, под условом да о томе не прича никоме за 200 талира[11]. Кункел ипак није одустао од фосфора, накако је дознао (претпоставља се од самога Бранда) да улогу у проналаску игра мокраћа и након неколико покушаја и сам је добио фосфор, мада је био онечишћенији него онај који је Бранд добијао.Он објављује своје откриће, 1678. године, али према старом и добром алхемијском обичају, не и начин добијања истог[12].

Када је Кункел објавио свој проналазак, Крафт је већ зарађивао новац путујући по европским дворовима и демонстрирајући својства новог елемента. Један од оних који су присуствовали таквој демонстрацији је био Готфрид Лајбниц, који се интересовао за разне области тадашње науке.Године 1677. Лајбниц је посетио Хамбург и Бранда, који је био у финансијским проблемима, те му је понудио технологију добијања фосфора за одговарајућу новчану надокнаду. Споразумели су се да Бранд направи још фосфора, а заузврат Лајбниц мора то да му плати. Лајбниц је касније објавио текст о производњи фосфора, изоставивши (намерно или случајно) Брандово име. Приликом посете Енглеској, Крафт је фосфор показао и Роберту Бојлу, наговестивши му да се он добија из човековог тела[10]. Бојлу је овај податак био довољан да и сам направи фосфор, 1680. године када за разлику од својих претходника, наводи поступак за откривање фосфора. Бојл се сматра оснивачем модерне хемије.Поступак је држао у тајности, па су он и његови наследницибилиједини произвођачи фосфора у Европи све до краја 18. века. За првог научника који је изоловао фосфор се поред Бранда могу наћи и Кункел, Крафт и Лајбниц, и највероватније би Бранд био и заборављен да нису откривена писма Брандове жене Маргарете међу Лајбницовим документима [11]). Ускоро после тога почела је производња фосфора и у нешто већим количинама.

Први пут је фосфор кориштен у комерцијалне сврхе у индустрији шибица, у 19. веку.[13]

Распрострањеност

Због реактивности са ваздухом и многим кисеоничним једињењима, фосфор се не налази елементаран у природи али га има пуно у многим другим облицима. Фосфорни камен, који се делимично садржи од апатита је битан комерцијалан извор овог елемента. Велика изворишта апатита се налазе у Кини, Русији, Мароку, Флориди, Ајдаху, Јути и на другим местима..[14]

Kukisvumchorr 1989
Рудник апатита у Русији

Мере предострожности

Skull and Crossbones

Органске смеше фосфора са разним материјалима су распрострањене од којих су многе отровне.

Hazard F

Флуорофосфатни естри су најјачи токсини. Многи пестициди су направљени од фосфора (хербициди, инсектициди, фунгициди..). Многи неоргански фосфати су релативно неотровни и есенцијални нутрицијенти. За окружење су опасни у превеликим количинама, узрокују цветање алги. Бели фосфор треба да се чува стално под водом, јер је запаљив. Црвени фосфор није толико запаљив али треба бити пажљив са њим јер се враћа у бели фосфор на неким распонима температура, јер онда емитује веома отровне гасове који се састоје из фосфор оксида када се загреју. У проблему изложености елементарном фосфору се предлагало испирање са двопроцентним бакар сулфатом, али је оно укинуто јер је он отрован и може да штети бубрезима. Сада се препоручује бикарбонатни раствор да неутралише фосфорну киселину.[15]

Phosphorus explosion
Експлозија фосфора

Изузетак октетном правилу

Проста Луисова структура за тригоналан бипирамидалан PCl5 молекул који се садржи од 5 ковалентних веза иплицира хипервалентан молекул са десетовалентним електронима што је супротност октетном правилу. Два електрона која одговарају невезаној молекуларној орбитали нису укључена зато што је орбитала локализована на два атома хлора и она не прилаже вероватноћи да је електрон присутан на атому фосфора.[16]

Радиоактивни изотопи

Радиоактивни изотопи фосфора су: 32P и 33Р.

Значајнија једињења фосфора

Назив једињења Формула Тип Употреба Слика
алуминијум-фосфат AlPO4 фосфат прашак за пециво Fosforečnan hlinitý
амонијум-фосфат (NH4)3PO4 фосфат састојак ђубрива, добијање елементарног азота
диамонијум хидроген-фосфат (NH4)2HPO4 фосфат ђубриво
амонијум дихидроген-фосфат NH4•H2PO4 фосфат састојак ђубрива
калцијум-фосфат Ca3(PO4)2 фосфат ђубрива, зачин
калцијум хидроген-фосфат CaHPO4 фосфат диетна храна
калцијум дихидроген-фосфат Ca(H2PO4)2 фосфат прашак за пециво, ђубриво
гвожђе(III)-фосфат FePO4 фосфат сточна храна
гвожђе(II)-фосфат Fe3(PO4)2 фосфат пестицид Fosforečnan železnatý
калијум-дихидрогенфосфат KH2PO4 фосфат оптика
бакар(II)-фосфат Cu3(PO4)2 фосфат Fosforečnan měďnatý
магнезијум-фосфат Mg3(PO4)2 фосфат антацид, лаксатив Fosforečnan hořečnatý
хром(III)-фосфат CrPO4 фосфат Fosforečnan chromitý
никл(II)-фосфат Ni3(PO4)2 фосфат Fosforečnan nikelnatý
натријум-фосфат Na3PO4 фосфат избељивач, детарџент, ђубриво Fosforečnan sodný
сребро(I) фосфат Ag3PO4 фосфат Fosforečnan stříbrný
цинк(II) фосфат Zn3(PO4)2 фосфат Fosforečnan zinečnatý
амонијум-фосфит NH4)3PO3 фосфит
бакар(I)-фосфит Cu3PO3 фосфит
баријум-фосфит Ba3(PO3)2 фосфит
калцијум-фосфид Ca3P2 фосфид
галијум(III)-фосфид GaP фосфид оптика
фосфор(III)-бромид PBr3 бромид органска хемија
фосфор(V)-бромид PBr5 бромид органска хемија
фосфор(III)-хлорид PCl3 хлорид пестицид, пластикант, угушивач пламена
фосфор(III)-јодид PI3 јодид органска хемија
хипофосфорна киселина H3PO2 киселина фармација, органска хемија
фосфорна киселина H3PO4 киселина медицина, конструкција
фосфораста киселина H3PO3 киселина фармација, органска хемија
фосфор(III) оксид P2O3(P4O6) оксид
фосфор(V) оксид P2O5 оксид
фосфор-хидрид PH3 хидрид угушивач пламена
фосфор(V) сулфид P2S5 сулфид
фосфор(III) сулфид P4S3 сулфид
Ловсонов реагенс C14H14O2P2S4 органско једињење
тиофос C10H14NO5PS органско једињење
сарин C4H10FO2P органско једињење
соман C7H16FO2P органско једињење

Референце

  1. ^ Meija, J.; et al. (2016). „Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265—291. doi:10.1515/pac-2015-0305.
  2. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.
  3. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga.
  4. ^ A. Brown, S. Runquist, Acta Crystallogr., 19 (1965) 684
  5. ^ Cartz, L.;Srinivasa, S.R.;Riedner, R.J.;Jorgensen, J.D.;Worlton, T.G., Journal of Chemical Physics, 1979, 71, 1718-1721
  6. ^ Stefan Lange, Peer Schmidt, and Tom Nilges, Inorganic Chemistry, 2007, 46, 4028
  7. ^ Страна о фосфору Архивирано на сајту Wayback Machine (фебруар 21, 2009) (на језику: енглески), Приступљено 29. 4. 2013.
  8. ^ Примена фосфора, Приступљено 29. 4. 2013.
  9. ^ Улога фосфора у кружењу материје у природи Архивирано на сајту Wayback Machine (април 11, 2014) (на језику: енглески), Приступљено 29. 4. 2013.
  10. 10,0 10,1 Gutman,I., Zejnilagić-Hajrić, M., Nuić, I., (2012),Historijski razvoj hemije, PMF, Sarajevo
  11. 11,0 11,1 Kepić, D., (2012), Istorija hemije, Institut za nuklearne nauke „Vinča“, Beograd
  12. ^ Grdenić,D., (2001), Povijest kemije, Novi Liber — Školska knjiga,Zagreb)
  13. ^ Фосфор: ватра од урина, Питер Е. Чајлдс Архивирано на сајту Wayback Machine (март 7, 2008) (на језику: енглески), Приступљено 29. 4. 2013.
  14. ^ „How Long Will it Last?”. New Scientist. 194 (2605): 38—39. 26. 05. 2007. ISSN 0262-4079.
  15. ^ US Navy's Treatment of Chemical Agent Casualties and Conventional Military Chemical Injuries: FM8-285: Part 2 Conventional Military Chemical Injuries Архивирано на сајту Wayback Machine (новембар 22, 2005) (на језику: енглески), Приступљено 29. 4. 2013.
  16. ^ Октетно правило Архивирано на сајту Wayback Machine (март 7, 2008) (на језику: енглески), Приступљено 29. 4. 2013.
Fosfin

Fosfin je hemijsko jedinjenje, koje ima molekulsku masu od 33,998 Da.

Fosfor pentabromid

Fosfor pentabromid je hemijsko jedinjenje, koje ima molekulsku masu od 430,494 Da.

Fosfor pentasulfid

Fosfor pentasulfid je hemijsko jedinjenje, koje ima molekulsku masu od 444,545 Da.

Fosfor seskvisulfid

Fosfor seskvisulfid je hemijsko jedinjenje, koje ima molekulsku masu od 220,090 Da.

Fosfor tribromid

Fosfor tribromid je hemijsko jedinjenje, koje ima molekulsku masu od 270,686 Da.

Fosfor trihlorid

Fosfor trihlorid je hemijsko jedinjenje, koje ima molekulsku masu od 137,333 Da.

Fosfor trijodid

Fosfor trijodid je hemijsko jedinjenje, koje ima molekulsku masu od 411,687 Da.

Fosfor trioksid

Fosfor trioksid je hemijsko jedinjenje, koje ima molekulsku masu od 219,891 Da.

Fosforilacija

Fosforilacija je dodavanje fosfatne (PO4) grupe na protein ili neki drugi organski molekul. Fosforilacija aktivira ili deaktivira mnoge proteinske enzime, uzrokuje ili sprečava mehanizam bolesti kao što su rak ili dijabetes.

Proteinska fosforilacija ima veoma važnu ulogu širokom nizu ćelijskih procesa. Njena uloga u biohemiji je tema znatnog dela naučnih istraživanja (u martu 2009, Medline baza podataka je sadržala oko 160,000 članaka o ovoj temi).

NFPA 704

НФПА 704 је установила америчка Национална агенција за заштиту од пожара (National Fire Protection Association). То је стандардни систем за идентификацију опасности од материјала при интервенцијама код несрећа.

Put pentoza fosfata

Put pentoza fosfata (engl. Penthose phosphate pathway, PPP) je metbolički put kojim ćelije proizvode šećere sa pet atoma ugljenika (pentoze) i redukovani nikotinamid adenin dinukleotid fosfat (NADPH). Ovaj je metabolički put paralelan glikolizi i delomično s njom povezan. Kod većine organizama put pentoza fosfata se odvija u citoplazmi, jedino se kod biljaka odvija u plastidima .

Tok ovog metaboličkog puta može biti podeljen u dve faze: oksidativnu i neoksidativnu.

Najvažniji metabolički produkti puta pentoza fosfata su:

redukorani koenzim NADPH. NADPH potom ulazi u različite procese biosinteze kao npr. masnih kiselina i holesterola,

riboza-5-fosfat, koji ulazi u procese sinteze nukleotida,

eritroza-4-fosfat, koji ulazi u proces sinteze aromatičnih aminokiselina.Pentoze koje se unose putem hrane, kao rezultat razgradnje nukleinskih kiselina mogu biti metabolisane u putu pentoza fosfata.

Kod životinja se put pentoza fosfata odvija isključivo u citoplazmi. Organi u kojima je ovaj proces posebno aktivan su jetra, mlečna žlezda dojke, korteks nadbubrežne žlezde, jajnici i testisi. Proces je odsutan u mišićima. Put pentoza fosfata je jedan od najvažnijih načina sinteze molekula s redukujućim delovanjem i odgovoran je za 60% proizvodnje NADPH kod metabolizma čoveka.

NADPH u ćelijama ima ulogu inaktiviranja štetnog delovanja molekula koj izazivaju oksidativni stres. Enzim glutation reduktaza koristi NADPH kako bi redukovao oksidirani oblik glutationa (GSSG) u njegov redukovani oblik (GSH). Redukovani glutation se u daljim reakcijama koristi kao redukujući molekul koji pretvara potencijalno štetni vodonik peroksid (H2O2) u vodu. Ovaj je mehanizam posebno prisutan kod crvenih krvnih zrnaca (eritrocita) i njihov je jedini izvor NADPH.

Бело

Бела (ијек. бијела) боја настаје као комбинација свих боја видљивог дела спектра. Када се меша са неком од боја, настају различите (и све светлије) нијансе. За људске очи бело је побуђивање/стимулисање сва три типа фоторецептора, односно ћелија штапића. Може бити штетно и проузроковати оштећења уколико се гледа непрекидно дуже време. Ово обољење се назива снежно слепило. У флуоресцентној лампи, фосфор производи боју у многим деловима спектра, па је та светлост зато бела.

Бронза

Бронза је назив за велики број легура бакра, најчешће с калајем, али и са другим елементима као што су фосфор, манган, алуминијум и силицијум. Од овога је изузетак легура с цинком која се обично назива месинг. Пре открића гвожђа била је најважнији метал, па је према њој добило назив и бронзано доба.Бронза је мешавина бакра и калаја која, када се изгланца, изгледа као злато. Династија Шанг је стекла моћ обрадом бронзе, јер је бронза тврд метал који се може употребити на много начина - за оруђе, кућне посуде и оружје. Бронза је коришћена и за украсе, уметничке и верске предмете. Изливала се у глинене калупе са изрезбареним шарама. Бронза је у целом свету представљала велики технолошки напредак.

Луцифер

Луцифер (лат. Lucifer - лучоноша, носилац светлости) или Фосфор (грч. Eosforos) је син римске богиње јутарњег руменила и праскозорја Ауроре - или грчке богиње Еос и титана Астреја.

Фосфор (грч. Phosphorus) - Син богиње јутарњег руменила Еос, познатији под латинским именом Луцифер

Хеосфор (грч. Eosphoros) - Син богиње Еос. Познатији под латинским именом Луцифер.

Неметал

Неметали су група хемијских елемената који се по својим карактеристикама битно разликују од метала који чине знатно већу групу. Главне карактеристике су велика електронегативност, и грађење киселих оксида. По правилу се не растварају у минералним киселинама. С водоником граде постојана, већином испарљива једињења. Могу бити гасовити, течни или чврсти на собној температури. Обично слабо одбијају светлост, а густина им је углавном мала. Лоши су проводници топлоте и електрицитета. Ковност и тегљивост нису им добро изражене и молекули су им обично полиатомски у парном стању.То су: угљеник (C), азот (N), кисеоник (O), флуор (F), фосфор (P), сумпор (S), хлор (Cl), бром (Br) и јод (I). (Нерма)

Неметали, на собној температури, могу да буду у сва три агрегатна стања.

Неки су чврсти (угљеник, сумпор, јод, фосфор), други гасовити (кисеоник, азот, водоник, хлор, флуор ), а бром је течан.

Осим племенитих гасова, сви елементи који се налазе у гасовитом стању на собној температури од 25˚C јесу неметали.

Неметали се могу разликовати по боји. Сумпор је жут, фосфор је бео или црвен, јод је љубичаст, хлор је жутозелен, угљеник је црн или безбојан.

Неки гасови су безбојни, па су зато невидљиви (на пример, водоник, кисеоник и азот).

Неметали се могу разликовати по боји и по мирису. Неки од њих имају веома јак, непријатан мирис, на пример, хлор и бром.

Не смеју се удистати јер су веома штетни за зравље.

Општа особина неметала је да не проводе електрицитет.

Изузетак је облик угљеника који називамо графит.

И поред наведених разлика у физичким особинам, сви неметали због заједничких хемијских особина чине један скуп елемента.Живот на земљи се не може замислити без неметала. Један од најважнијих неметала је кисеоник.

Он је саставни део ваздуха и воде. Нематали угљеник, водоник, кисеоник, азот, фостор и сумпор основни су градивни елементи једињења која чине живи свет. Зато се они називају биогени елементи.

Параштитна жлезда

Параштитне жлезде су скуп од четири (ређе три) епителне, ендокринe жлездe тј. жлезда са унутрашњим лучењем које се налазе уз задњу страну штитнe жлездe (тиреоиднe). Утичу на повећање јона калцијума у крви и активира витамин Д. Без њих нема живота јер регулишу калцијум у костима, те су битне за моторне способности. Регулишу калцијум и фосфор у организму, луче парат хормон, учествују тако у развоју костију и зуба и стварању витамина Д. Код смањеног лучења хормона ове жлезде долази до појаве рахитиса односно поремећаја у развоју костију.

Ове жлезде су оводиног или облика сочива, има их две горње и две доње (лат. glandula parathyreoidea superior (dextra et sinistra) et glandula parathyreoidea inferior (dextra et sinistra)). Горње се налазе у висини лука прстенасте хрскавице гркљана, а упоље од повратног гркљанског живца (лат. n. laryngeusa reccurens). Док се доње налазе испод и споља горњих, положај им је нешто несталнији, али најчешће је у питању место иза базе одговарајућег режња штитне жлезде, у завршној рачви доње штитасте артерије (лат. a. thyreoidea inferior). Обавијене су фасцијом штитне жлезде, па се тешко разликују од околног ткива и при одстрањењу штитне жлезде постоји опасност од уклањања и параштитних жлезди.

Станиште

Станиште, животно станиште, биотоп или абиоцен, је просторно ограничена јединица, која се одликује специфичним комплексом еколошких фактора.

Сваки организам живи у одређеном типу животног станишта, у једном језеру, реци или пустињи, и ту га је могуће лако пронаћи.

Простор са различитим облицима неживе материје и одговарајућим климатским особинама у којем жива бића живе назива се биотоп.

Биотоп-Тело сваког живог бића изграђено је од исте оне материје која се налази у неживој природи(угљеник, водоник, кисеоник, азот, фосфор и др). Такође, и готово сви витални животни процеси зависе од хемијских једињења из спољашње средине (вода, угљен-диоксид и др). Зато од неживе материје у биотопу умногоме зависи какве ће особине имати и сам екосистем.

Еколошка ниша, међутим подразумева не само физички простор у коме живи неки организам, већ и његову функционалну улогу у животној заједници (нпр. врсту исхране), као и положај који заузима у односу на еколошке факторе. Еколошка ниша говори о улози једне врсте у екосистему. Често се говори да нека врста заузима одређену еколошку нишу, што у ствари значи да се она разликује од друге врсте у погледу нпр. начина исхране, периода активности, коришћења различитих склоништа и др. Сликовито објашњено – појам животног станишта једног организма можемо схватити као његову адресу, а еколошку нишу као професију.

Свако животно станиште насељено је одређеном комбинацијом биљних и животињских врста – животном заједницом (биоценозом).

Животна заједница и станиште не могу постојати одвојено, већ су повезане у целину у којој је биоценоза биотичка, а биотоп абиотичка компонента. Животну заједницу одликује, пре свега, одређена структура коју сачињавају одговарајуће еколошке нише, састав врста и др.

Фосфор(V)-оксид

Фосфор(V)-оксид је неорганско једињење са молекулском формулом P2O5. Он је анхидрид фосфорне киселине, H3PO4, па спада у класу киселих оксида.

Челик

Челик (тур. çelik) је метастабилно кристализована Fe-C (Fe-Fe3C) легура са садржајем угљеника мањим од 2,11%. Додавањем волфрама, хрома, молибдена, ванадијума, мангана, никла, кобалта и других метала, појединачно или у комбинацијама, добијају се легирани челици за специјалне сврхе, изузетно механички, хемијски или топлотно постојани. Ако је масени удео легирајућих елемената већи од масеног удела гвожђа, или се гвожђе налази само у траговима, онда не говоримо о челику већ о новим типовима легура. Ту спадају:

негвожђане легуре (енгл. Non-Ferrous Alloys) на бази Al, Mg, Ti, и Zr,

легуре тешко топивих метала (енгл. Refractory Metal Alloys) на бази Mo, W, Co, и Ta,

платинске легуре на бази Pt, Pd, Rh, Ru, и Ir,

специјалне легуре (енгл. Special Alloys) и

супер легуре (енгл. Superalloys).

Једињења фосфора

На другим језицима

This page is based on a Wikipedia article written by authors (here).
Text is available under the CC BY-SA 3.0 license; additional terms may apply.
Images, videos and audio are available under their respective licenses.