Черный фосфор сообщение. Области применения фосфора

12.10.2019

P 2

Два атома фосфора объединяются в молекулу P 2 при температуре порядка 1000°C.

При более низких температурах фосфор существует в четырехатомных молекулах P 4 , а также в более устойчивых полимерных молекулах P ∞ .

Аллотропные модификации фосфора:

Белый фосфор - чрезвычайно ядовитое (летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05-0,15 г) воскоподобное вещество с запахом чеснока, без цвета, люминисцирующее в темноте (процесс медленного окисления в P 4 O 6); высокая реакционная способность белого фосфора объясняется некрепкими связями Р-Р (у белого фосфора молекулярная кристаллическая решетка с формулой P 4 , в узлах которой расположены атомы фосфора), которые достаточно легко разрываются, в результате чего белый фосфор при нагревании или в процессе длительного хранения переходит в более устойчивые полимерные модификации: красный и черный фосфор. По этим причинам белый фосфор хранят без доступа воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.
Желтый фосфор - огнеопасное, сильно ядовитое вещество, в воде не растворяется, легко окисляется на воздухе и самовозгорается, при этом горит ярко-зеленым ослепительным пламенем с выделением густого белого дыма.
Красный фосфор - полимерное, нерастворимое в воде вещество со сложной структурой, обладающее наименее реакционной способностью. Красный фосфор широко применяется в промышленном производстве, т. к. не так сильной ядовит. Поскольку на открытом воздухе красный фосфор, впитывая влагу, постепенно окисляется с образованием гигроскопичного оксида ("отсыревает"), образует вязкую фосфорную кислоту, поэтому, красный фосфор хранится в герметически закрытой таре. В случае отмокания красный фосфор очищают от остатков фосфорной кислоты путем промывания водой, затем высушивают и используют по назначению.
Черный фосфор - жирное на ощупь графитоподобное вещество серо-черного цвета, обладающее полупроводниковыми свойствами - наиболее устойчивая модификация фосфора со средней реакционной способностью.
Металлический фосфор получают из черного фосфора под высоким давлением. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства фосфора

Из всех аллотропных модификаций фосфора самой активной является белый фосфор (P 4). Зачастую в уравнении химических реакций пишут просто P, а не P 4 . Поскольку, фосфор, как и азот, имеет много вариантов степеней окисления, то в одних реакциях он является окислителем, в других - восстановителем, в зависимости от веществ, с которыми он взаимодействует.

Окислительные свойства фосфор проявляет в реакциях с металлами, которые протекают при нагревании с образованием фосфидов:
3Mg + 2P = Mg 3 P 2 .

Фосфор является восстановителем в реакциях:

с более электроотрицательными неметаллами (кислородом, серой, галогенами):
- соединения фосфора (III) образуются при недостатке окислителя
  4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
- соединения фосфора (V) - при избытке: кислорода (воздуха)
  4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
с галогенами и серой фосфор образует галогениды и сульфид 3-х или 5-ти валентного фосфора, в зависимости от соотношения реагентов, которые берутся в недостатке или избытке:
- 2P+3Cl 2 (нед.) = 2PCl 3 - хлорид фосфора (III)
- 2P+3S(нед.) = P 2 S 3 - сульфид фосфора (III)
- 2P+5Cl2(изб.) = 2PCl 5 - хлорид фосфора (V)
- 2P+5S(изб.) = P 2 S 5 - сульфид фосфора (V)
с концентрированной серной кислотой :
2P+5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 +5SO 2 +2H 2 O
с конецнтрированной азотной кислотой :
P+5HNO 3 = H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O
с разбавленной азотной кислотой:
3P+5HNO 3 +2H 2 O = 3H 3 PO 4 +5NO

Фосфор выступает одновременно и окислителем, и восстановителем в реакциях диспропорционирования с водными растворами щелочей при нагревании, образуя (кроме фосфина) гипофосфиты (соли фосфорноватистой кислоты), в которых проявляет нехарактерную для себя степень окисления +1:
4P 0 +3KOH+3H 2 O = P -3 H 3 +3KH 2 P +1 O 2

НАДО ЗАПОМНИТЬ: с другими кислотами, кроме указанных выше реакций, фосфор не реагирует.

Получение и применение фосфора

Промышленным способом фосфор получают путем его восстановления коксом из фосфоритов (фторапататиов), в состав которых входит фосфат кальция, прокаливая в электропечах при температуре 1600°C с добавлением кварцевого песка:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

На первом этапе реакции под действием высокой температуры оксид кремния (IV) вытесняет оксид фосфора (V) из фосфата:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5 .

Затем оксид фосфора (V) восстанавливается углём до свободного фосфора:
P 2 O 5 +5C = 2P+5CO.

Применение фосфора:

ядохимикатов;
спичек;
моющих средств;
красок;
полупроводников.

Лесостепные почвы

характеризуются содержанием в гумусовом веществе в количестве 1,78-2,46 %.

Мощные черноземы

содержат в гумусовом веществе 0,81-1,25 %.

Обыкновенные черноземы

содержат в гумусовом веществе 0,90-1,27 %.

Выщелоченных черноземы

содержат в гумусовом веществе 1,10-1,43 %.

Темно-каштановые почвы содержат

в гумусовом веществе 0,97-1,30 %.

Роль в растении

Биохимические функции

Окисленные соединения фосфора необходимы всем живым организмам. Ни одна живая клетка не сможет существовать без них.

В растениях фосфор содержится в органических и минеральных соединениях. При этом, содержание минеральных соединений составляет от 5 до 15 %, органических - 85-95 %. Минеральные соединения представлены калиевыми, кальциевыми, аммонийными и магниевыми солями ортофосфорной кислоты. Минеральный фосфор растений - запасное вещество, резерв для синтеза фосфорсодержащих органических соединений. Он увеличивает буферность клеточного сока, поддерживает тургор клетки и другие не менее важные процессы.

Органические соединения - нуклеиновые кислоты, аденозинфосфаты, сахарофосфаты, нуклеопротеиды и фосфатопротеиды, фосфатиды, фитин.

На первом месте по важности для жизнедеятельности растений стоят нуклеиновые кислоты (РНК и ДНК) и аденозинфосфаты (АТФ и АДФ). Данные соединения участвуют во многих процессах жизнедеятельности растительного организма: синтезе белков, энергетическом обмене, передаче наследственных свойств.

Нуклеиновые кислоты

Аденозинфосфаты

Особая роль фосфора в жизни растений заключается в участии в энергетическом обмене растительной клетки. Главная роль в данном процессе принадлежит аденозинфосфатам. В их составе присутствуют остатки фосфорной кислоты, связанные макроэргическими связями. При гидролизе они способны выделять значительное количество энергии.

Они представляют собой своеобразный аккумулятор энергии, поставляя ее по мере необходимости для осуществления всех процессов в клетке.

Различают аденозинмонофосфат (АМФ), аденозиндифосфат (АДФ) и аденозинтрифосфат (АТФ). Последний по запасам энергии значительно превосходит два первых и занимает ведущую роль в энергетическом обмене. Он состоит из аденина (пуринового основания) и сахара (рибозы), а также трех остатков ортофосфорной кислоты. Синтез АТФ осуществляется в растениях в процессе дыхания.

Фосфатиды

Фосфатиды, или фосфолипиды - сложные эфиры глицерина, высокомолекулярных жирных кислот и фосфорной кислоты. Они входят в состав фосфолипидных мембран, регулируют проницаемость клеточных органелл и плазмалеммы для различных веществ.

Цитоплазма всех растительных клеток содержит представителя группы фосфатидов лецитин. Это производное диглицеридфосфорной кислоты, жироподобное вещество, имеющее в составе 1,37 % .

Сахарофосфаты

Сахарофосфаты, или фосфорные эфиры сахаров, присутствуют во всех тканях растений. Известно более десятка соединений данного типа. Они выполняют важную роль в процессах дыхания и фотосинтеза в растениях. Образование сахарофосфатов носит название фосфорилирование. Содержание сахарофосфатов в растении, в зависимости от возраста и условий питания, варьирует от 0,1 до 1,0 % сухой массы.

Фитин

Фитин - это кальциево-магниевая соль инозитфосфорной кислоты, содержит 27,5 % . Он занимает первое место по содержанию в растениях среди других фосфорсодержащих соединений. Фитин присутствует в молодых органах и тканях растений, особенно много его в семенах, где он служит запасным веществом и используется проростками в процессе прорастания.

Основные функции фосфора

Большая часть фосфора присутствует в репродуктивных органах и молодых частях растений. Фосфор отвечает за ускорение формирования корневых систем растений. Основное количество фосфора потребляется в первые фазы развития и роста. Фосфорные соединения обладают способностью легко передвигаться из старых тканей в молодые и использоваться повторно (реутилизироваться).

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннингом Брандом в 1669 году, хотя существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень. При нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи он получил светящееся в темноте вещество, названное сначала "холодным огнём". Вторичное название "фосфор" происходит от греческих слов "фос" - свет и "феро" - несу. То, что фосфор - простое вещество, доказал Лавуазье.

Нахождение в природе, получение:

Фосфор - один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08-0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca 5 (PO 4) 3 F, фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ), является элементом жизни.
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и песком при температуре 1500°С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 = 4P + 10CO + 6CaSiO 3
Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:
4HPO 3 + 12C = 4P + 2H 2 + 12CO

Физические свойства:

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропных модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества - белую, красную (см. рис.), черную и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропных модификации фосфора.
Белый фосфор , фосфор в жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800°С состоит из молекул P 4 . При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: P 4 = 2P 2 . При температуре выше 2000°С молекулы распадаются на атомы.
Красный фосфор имеет формулу (Р 4) n и представляет собой полимер со сложной структурой, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, растворим в расплавленных металлах (Bi, Pb).
Чёрный фосфор - это наиболее стабильная форма, вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, нерастворимое в воде или органических растворителях, полупроводник.

Химические свойства:

Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.
При горении белого фосфора образуется фосфорный ангидрид. Фосфор взаимодействует с галогенами и серой, азотной кислотой, со щелочами. Может быть как восстановителем, так и окислителем

Важнейшие соединения:

Оксид фосфора(V) , P 2 O 5 или фосфорный ангидрид - белое кристаллическое вещество. Реальный состав молекулы оксида фосфора (V) соответствует формуле P 4 O 10 . Фосфорный ангидрид жадно поглощает воду, при этом в зависимости от соотношения числа молекул воды и оксида фосфора (V) P 2 O 5 образуется несколько типов фосфорных кислот: мета- и ортофосфорная, дифосфорная , а также большая группа полифосфорных кислот. Сила полифосфорных кислот возрастает с увеличением числа атомов фосфора.
При взаимодействии P 2 O 5 с водой при обычных условиях получается метафосфорная кислота НРO 3:
P 4 O 10 + 2H 2 O = 4НРO 3
а при нагревании водного раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная кислота H 3 PO 4:
НРO 3 + H 2 O = H 3 PO 4
Оксид фосфора(III) , P 2 O 3 - бесцветное, кристаллическое, очень ядовитое вещество с неприятным запахом, Тпл 23,8° С. По аналогии с оксидом фосфора (V) образует молекулы P 4 O 6 . С водой образует фосфористые кислоты.
Ортофосфористая кислота , H 3 PO 3 - слабая двухосновная кислота, сильный восстановитель. Ее особенность - только два атома водорода способны замещаться на металл, соли называются фосфитами. При нагревании ее в водном растворе выделяется водород:
H 3 PO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + H 2
Фосфиновая кислота , (устар. фосфорноватистая) H 3 PO 2 , бесцветные кристаллы, расплывающиеся на воздухе и хорошо растворимые в воде, Тпл 26,5° С. В промышленности получается при кипячении белого фосфора с водной суспензией шлама Ca(OH) 2 или Ba(OH) 2 . Образовавшийся гипофосфит кальция обрабатывают сульфатом натрия или раствором серной кислоты с целью получения гипофосфита натрия или свободной кислоты.
Трихлорид фосфора , PCl 3 - жидкость с резким неприятным запахом, дымящая на воздухе. Ткип 75,3° С, Тпл -40,5° С. В промышленности его получают пропусканием сухого хлора через суспензию красного фосфора в PCl 3 .
Пентахлорид фосфора , PCl 5 - светло-желтое с зеленоватым оттенком кристаллическое вещество с неприятным запахом. Кристаллы имеют ионное строение . Твозг 159° С. Получается при взаимодействии PCl 3 с хлором или S 2 Cl 2: 3PCl 3 + S 2 Cl 2 = PCl 5 + 2PSCl 3 .
Водородные соединения : фосфористый водород РН 3 (фосфин) бесцветный газ с характерным запахом чеснока, обычно в качестве примеси он содержит следы более активного дифосфина (P 2 H 4) и поэтому самовоспламеняется на воздухе при комнатной температуре. Получение: 4Р + 3КОН + 3Н 2 O = РН 3 + 3КН 2 РO 2
При этом способе получения кроме газообразного фосфористого водорода образуется также жидкий фосфористый водород, газообразный водород и кислый гипофосфит калия по уравнениям:
6Р+4КОН + 4Н 2 O = Р 2 Н 4 + 4КН 2 РO 2
2Р + 2КОН + 2Н 2 O = Н 2 + 2КН 2 РO 2

Применение:

В настоящее время в спичках белый фосфор не используется (хотя красный до сих пор входит в состав обмазки спичечного коробка), зато соединения фосфора имеют огромное значение в производстве удобрений, ядохимикатов и полупроводниковых соединений.
Белый фосфор ядовит, смертельная доза для человека составляет примерно 0,2 грамма.
...
...

Семенова Н.В.
ХФ ТюмГУ, 561 группа.

Фосфор - важная составляющая живой и неживой природы. Он находится в недрах Земли, воде и в нашем организме, а академик Ферсман даже прозвал его «элементом жизни и мысли». Несмотря на свою полезность, белый фосфор может быть чрезвычайно опасен и ядовит. Давайте же поговорим подробнее о его характеристиках.

Открытие элемента

История открытия фосфора началась с алхимии. Начиная с XV века европейские ученые жаждали отыскать философский камень или же «великий эликсир», при помощи которого удастся превращать любые металлы в золото.

В XVII веке алхимик Хенниг Бранд решил, что путь к «магическому реактиву» лежит через мочу. Она жёлтая, а, значит, содержит золото или как-то с ним связана. Ученый старательно собирал материал, отстаивал его, а затем перегонял его. Вместо золота он получил белое вещество, которое светилось в темноте и неплохо горело.

Открытие Бранд назвал «холодным огнем». Позже получать фосфор подобным способом додумался ирландский алхимик Роберт Бойль и немец Андреас Магграф. Последний также добавлял в мочу уголь, песок и минерал фосгенит. Впоследствии вещество назвали phosphorus mirabilis, что переводилось как «чудотворный носитель света».

Светоносный элемент

Открытие фосфора стало настоящей сенсацией среди алхимиков. Одни то и дело пытались выкупить у Бранда секрет получения вещества, другие пробовали дойти до этого самостоятельно. В XVIII веке было доказано, что элемент содержится в костных останках организмов, и вскоре открылось несколько заводов по его производству.

Французский физик Лавуазье доказал, что фосфор является простым веществом. В таблице Менделеева он стоит под номером 15. Вместе с азотом, сурьмой, мышьяком и висмутом он относится к группе пниктидов и характеризуется как неметалл.

Элемент довольно распространенный в природе. В процентном соотношении в массе земной коры он занимает 13 место. Фосфор активно взаимодействует с кислородом и не встречается в свободном виде. Он существует в составе многочисленных минералов (больше 190), таких как фосфориты, апатиты и т.д.

Белый фосфор

Фосфор существует в виде нескольких форм или аллотропных модификаций. Они отличаются друг от друга плотностью, цветом и химическими свойствами. Обычно выделяют четыре главные формы: белый, черный, красный и металлический фосфор. Другие модификация представляют собой только смесь из вышеперечисленных.

Белый фосфор очень неустойчив. При нормальных условиях на свету он быстро переходит в красный, а высокое давление превращает его в черный. Его атомы расположены в виде тетраэдра. Он обладает кристаллической молекулярной решеткой, с формулой молекулы Р4.

Выделяю также жёлтый фосфор. Это не ещё одна модификация вещества, а название неочищенного белого фосфора. Он может иметь как светлый, так и темно-бурый оттенок и характеризуется сильной ядовитостью.

Свойства белого фосфора

По консистенции и внешнему виду вещество напоминает воск. Оно обладает чесночным запахом и жирное на ощупь. Фосфор мягкий (без особых усилий его можно разрезать ножом) и деформируется. После очищения становится бесцветным. Его прозрачные кристаллы радужно переливаются на солнце и похожи на алмазы.

Он плавится при 44 градусах. Активность вещества проявляется даже при комнатной температуре. Основная характеристика фосфора - его способность к хемилюминесценции или свечению. Окисляясь на воздухе, он излучает бело-зеленый свет, а со временем самовоспламеняется.

Вещество практически не растворяется в воде, но может гореть в ней при длительном контакте с кислородом. Оно хорошо растворяется в органических растворителях, например, в сероуглероде, жидком парафине и бензоле.

Применение фосфора

Человек «приручил» фосфор как в мирных, так и в военных целях. Вещество используют для производства фосфорной кислоты, которую применяют для удобрений. Раньше она широко использовалась для окраски шерсти, изготовления фоточувствительных эмульсий.

Белый фосфор применяется не очень широко. Основная его ценность в горючести. Так, вещество используют для зажигательных боеприпасов. Этот вид оружия был актуален во время обеих Мировых воин. Его применяли в войне в Газе в 2009 году, а также в Ираке в 2016 году.

Красный фосфор используется более широко. Из него делают топливо, смазочные материалы, взрывчатые вещества и головки спичек. Различные соединения фосфора используют в промышленности в средствах для смягчения воды, добавляют в пассиваторные средства, чтобы защитить металл от коррозии.

Содержание в организме и влияние на человека

Фосфор является одним из жизненно необходимых элементов для нас. В виде соединений с кальцием он присутствует в зубах и скелете, придавая костям твердость и прочность. Элемент присутствует в соединениях АТФ и ДНК. Он имеет важнейшее значение для деятельности мозга. Находясь в нервных клетках, он способствует передаче нервных импульсов.

Фосфор содержится в мышечной ткани. Он участвует в процессе преобразования энергии из белков, жиров и углеводов, поступающих в организм. Элемент поддерживает кислотно-щелочной баланс в клетках, осуществляется их деление. Он способствует метаболизму, крайне необходим во время роста организма и его восстановления.

Вместе с тем, фосфор может быть опасен. Сам по себе белый фосфор является очень токсичным. Доза выше 50 миллиграмм приводит к летальному исходу. Отравление фосфором сопровождается рвотой, головной и желудочной болью. Попадание вещества на кожу вызывает ожоги, которые заживают очень медленно и болезненно.

Избыток фосфора в организме приводит к ломкости костей, возникновению сердечно-сосудистых заболеваний, появлению кровотечений, анемии. От перенасыщения фосфором страдают также печень и система пищеварения.

Сообщение на тему «Применение фосфора» кратко расскажет Вам в каких областях применяется фосфор и почему.

Области применения фосфора

Фосфор является химическим элементом, который в периодической системе Менделеева располагается в V группе. Его химическая формула — Р. Название элемента походит от греческого слова «phosphoros» и означает «светоносный». В земной коре его достаточно много — 0,08-0,09% от общей массы коры Земли. Также фосфор есть и в морской воде. Элемент обладает высокой химической активностью, поэтому в свободном состоянии его не встретишь. Он способный образовывать 190 минералов. Его называют еще элементом жизни, так как содержится в животных тканях, зеленых растениях, белках и так далее.

Применение фосфора в медицине

На сегодняшний день из фосфора получают класс терапевтических потенциальных средств, которые лечат заболевания мягких тканей и костей, сопровождающихся нарушением обмена кальция – биофосфонаты.

Каждый элемент имеет свой спектр активности. Они устойчивы к энзиматическому гидролизу, обладают сродством к ионам металлов, образовывают нерастворимые и растворимые хелатные агрегаты и комплексы.

Самым распространенным и применяемым является этидронат. Он эффективный при нарушениях в организме обмена кальция. Его применяют при прогрессирующем оссифицирующем миозите, при болезни Педжета, при остеопорозах, гетерогенной оссификации и опухолевом остеолизе.

Применение фосфора в промышлености

Ортофосфорную кислоту используют широко. Ее применяют для производства комбинированных и фосфорных удобрений, которые повышают урожайность сельскохозяйственных культур, придают растениям устойчивости к неблагоприятным климатическим условиям и зимостойкости. Кроме того, удобрения прекрасно действуют на почву, способствуют структурированию, изменению растворимости содержащихся веществ в почве, развитию почвенных бактерий, подавлению образования органических вредных веществ.

В пищевой промышленности ортофосфорная кислота также используется. Она приятная на вкус и в разбавленном виде ее добавляют в мармелад, лимонад, сиропы для улучшения вкусовых качеств. Подобными свойствами обладают соли фосфорной кислоты. Например, гидрофосфаты кальция являются составляющей хлебопекарных порошков, повышает вкус хлеба и булочек.

На основе ортофосфорной кислоты производят фосфодревесные негорючие плиты, огнезащитные краски, фосфатный негорючий пенопласт. Соли фосфорной кислоты защищают от радиации, умягчают воду, устраняют котельную накипь и входят в состав моющих средств.

Фосфорорганические соединения (пластификаторы, экстрагенты, смазочные вещества, абсорбенты) используются в холодильных установках и как присадка к пороху. Алкилфосфаты выступают в роли поверхностно-активных веществ, антифриз, специальных удобрений, антикоагулянтов латекса.

Из красного фосфора делают спички. Вместе с клеем и толченым стеклом его наносят на боковые части спичечной коробки. Фосфид цинка (Zn 3 Р 2) применяется для борьбы с грызунами. Из белого фосфора производят зажигательные бомбы, дымообразующие снаряды, шашки, гранаты, дымовые завесы.

Применение фосфора в быту

В быту нас также окружают вещи из фосфора. Например, посуда, статуэтки, вазочки и тому подобное. Кроме того, это важный элемент, который входит в состав нуклеиновых кислот, белков, костной ткани. Фосфор является важным элементом для мышечной и умственной деятельности. Оказывает благотворное влияние на почки и сердце. Он содержится в хлебе, рыбе, мясе, горохе, фасоли, перловой, овсяной и ячневой крупах, капусте, орехах, петрушке, моркови, шпинате и чесноке.

Надеемся, что доклад на тему «Применение фосфора» помог Вам подготовиться к занятию. А рассказ о применении фосфора Вы можете дополнить через форму комментариев ниже.