Обмен кальция и фосфора в организме и его нарушения

Биологическая роль

Основную ценность для жизнедеятельности человека представляет фосфорная кислота, которая нужна для обмена жиров, построения ферментов, синтеза и распада углеводов. Совместно с кальцием элемент формирует зубную эмаль, костный скелет.

Польза фосфора: нормализует энергетический обмен; регулирует кислотно-щелочной баланс; укрепляет кости и зубы; снижает болезненные ощущения при артрите; благоприятствует росту организма; содействует делению клеток; улучшает усвоение глюкозы; участвует в кодировании и хранении генетической информации, мышечном сокращении, проведении нервных импульсов.

Креатинфосфат и Аденозинтрифосфорная кислота выступают аккумуляторами энергии, необходимой для жизнедеятельности организма. Снижение количества данных соединений ведет к парализации любого вида деятельности – от умственной до физической.

Витамины A, , F, соляная кислота, железо, марганец, калий, кальций, белки усиливают усвоение фосфора. Кальциферол, кортикостероиды, тироксин, паратгормон, эстрогены, андрогены, магний и алюминий, совместно с чрезмерным употреблением сахара, наоборот, снижают концентрацию микроэлемента в организме.

Суточная потребность в фосфоре для взрослого человека – 800 миллиграммов. При этом, ежедневно в обычном меню людей присутствует 1200 миллиграммов соединения. Интенсивные занятия спортом, беременность, недостаточное поступление белков вызывают повышенную потребность организма в микроэлементе, которая достигает 1600 – 2000 миллиграммов в день.

Всасывание фосфора зависит от содержания кальция в рационе, идеальное соотношение соединений равняется 1: 1. Дополнительный прием микроэлемента ускоряет вымывание молочной кислоты из мышечной ткани, что особенно важно для спортсменов.

Химические свойства

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

Фосфор легко окисляется кислородом:

4 P + 5 O 2 → 2 P 2 O 5 {displaystyle {mathsf {4P+5O_{2}rightarrow 2P_{2}O_{5}}}} (с избытком кислорода) 4 P + 3 O 2 → 2 P 2 O 3 {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:

2 P + 3 C a → C a 3 P 2 {displaystyle {mathsf {2P+3Carightarrow Ca_{3}P_{2}}}}

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

2 P + 3 S → P 2 S 3 {displaystyle {mathsf {2P+3Srightarrow P_{2}S_{3}}}} 2 P + 5 C l 2 → 2 P C l 5 {displaystyle {mathsf {2P+5Cl_{2}rightarrow 2PCl_{5}}}}

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

C a 3 P 2 + 6 H 2 O → 2 P H 3 + 3 C a ( O H ) 2 {displaystyle {mathsf {Ca_{3}P_{2}+6H_{2}Orightarrow 2PH_{3}+3Ca(OH)_{2}}}}

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

Взаимодействие с водой

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

8 P + 12 H 2 O → > 500 o C 5 P H 3 + 3 H 3 P O 4 {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]

2 P + 8 H 2 O → 700 − 900 o C , k a t 2 H 3 P O 4 + 5 H 2 {displaystyle {mathsf {2P+8H_{2}O{xrightarrow {700-900^{o}C,kat}} 2H_{3}PO_{4}+5H_{2}}}}

Взаимодействие со щелочами

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

4 P + 3 K O H + 3 H 2 O → τ P H 3 + 3 K H 2 P O 2 {displaystyle {mathsf {4P+3KOH+3H_{2}O{xrightarrow { tau }}PH_{3}+3KH_{2}PO_{2}}}}

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3 P + 5 H N O 3 + 2 H 2 O → 3 H 3 P O 4 + 5 N O {displaystyle {mathsf {3P+5HNO_{3}+2H_{2}Orightarrow 3H_{3}PO_{4}+5NO}}} 2 P + 5 H 2 S O 4 → 2 H 3 P O 4 + 5 S O 2 + 2 H 2 O {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:

6 P + 5 K C l O 3 → 5 K C l + 3 P 2 O 5 {displaystyle {mathsf {6P+5KClO_{3}rightarrow 5KCl+3P_{2}O_{5}}}}

Недостаток фосфора

Типичные причины развития дефицита микроэлемента в организме:

1. Голодание.
2. Пищевые отравления.
3. Нарушение обмена веществ из-за дисфункции почечных канальцев и околощитовидных желез, сахарного диабета, алкоголизма.
4. Беременность, кормление грудью, фаза роста, повышенная физическая нагрузка.
5. Недостаточное поступление микроэлемента с продуктами питания. Дефицит вещества зачастую наблюдается у лиц, питающихся растительной пищей, которая росла в почве с низким содержанием соединений фосфора.
6. Злоупотребление газированными напитками.
7. Поступление в организм кальция, бария, магния, алюминия. Ионы данных металлов вступая в реакцию с фосфором образуют нерастворимые соединения, которые выводят микроэлемент Р из обмена веществ.
8. Хронические заболевания почек.
9. Искусственное вскармливание.

Симптомы нехватки фосфора в организме:

• ослабление иммунитета и частые простудные заболевания;
• пародонтоз, рахит;
• геморрагические высыпания на кожных покровах и слизистых поверхностях;
• истощение, отсутствие аппетита;
• ожирение печени;
• психические заболевания;
• слабость, ощущение разбитости;
• слабая концентрация внимания;
• боли в мышечной, костной тканях, суставах;
• дистрофические изменения миокарда;
• нарушения памяти;
• неритмичное дыхание;
• тревога, чувство страха;
• изменения в весе;
• онемение или повышенная чувствительность кожи;
• раздражительность, депрессия.

Длительный недостаток фосфора в организме провоцирует развитие артрита, вызывает апатию, судороги, дрожь, проблемы с дыханием, снижает работоспособность, приводит к нервному истощению, размягчению костей.

Восполнить дефицит микроэлемента лучше при помощи продуктов питания или пищевых добавок. Хроническая фосфорная недостаточность устраняется по средством введения в организм больного следующих лекарственных препаратов: АТФ, фитина, фосфоколина, рибоксина, фосфрена, лецитина, натрия фосфата или фитоферролактола.

Получение

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

2 C a 3 ( P O 4 ) 2 + 10 C + 6 S i O 2 → P 4 + 10 C O + 6 C a S i O 3 {displaystyle {mathsf {2Ca_{3}(PO_{4})_{2}+10C+6SiO_{2}rightarrow P_{4}+10CO+6CaSiO_{3}}}}

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:

4 H P O 3 + 10 C → P 4 + 2 H 2 O + 10 C O {displaystyle {mathsf {4HPO_{3}+10Crightarrow P_{4}+2H_{2}O+10CO}}}

Избыток фосфора

Передозировка микроэлемента в организме влияет на почки: запускается процесс образования камней в них, помимо этого развивается анемия, лейкопения, слабеют кости, возникает угроза остеопороза.

Наибольшую опасность для человека представляет излишек белого фосфора. Повышенное содержание соединения в организме вызывает головную боль, рвоту, чувство жжения в желудке, ротовой полости, желтуху, слабость. При хроническом отравлении поражается нервная, сердечно-сосудистая системы, нарушается кальциевой обмен.

В отличие от белого, красный фосфор безвреден. Хронический излишек вещества в организме вызывает пневмонию.

Причины передозировки фосфором:

• чрезмерное употребление газированных напитков (лимонадов), консервированных продуктов;
• несбалансированная диета, перенасыщенная белковыми компонентами;
• нарушение обмена веществ.

Сегодня избыток фосфора в организме человека встречается гораздо чаще, чем его недостаток. Причина данной статистики заключается в широком использовании соединений микроэлемента в пищевой промышленности (Е338, Е340 – Е343). Данные фосфаты требуются для правильного хранения сыпучих продуктов питания (сухих сливок и молока, кофе, какао). Помимо этого, соединения обеспечивают мягкую консистенцию плавленым сырам, не допускают кристаллизацию сгущенки, увеличивают срок хранения изделий из мяса и молока, повышает массу и, объем колбас, подкисляют безалкогольные напитки.

Признаки передозировки фосфора в организме:

• кровоизлияния, снижение свертываемости крови;
• отложение солей;
• снижение иммунитета (лейкопения);
• развитие остеопороза;
• мелкие кровоизлияния на сетчатке глаз;
• болезни органов пищеварительного тракта, особенно печени;
• малокровие.

Лучшие материалы месяца

• Коронавирусы: SARS-CoV-2 (COVID-19)
• Антибиотики для профилактики и лечения COVID-19: на сколько эффективны
• Самые распространенные «офисные» болезни
• Убивает ли водка коронавирус
• Как остаться живым на наших дорогах?

Помните, избыток фосфора вызывает недостаток кальция, кроме того, ухудшает всасывание магния. Поэтому для устранения симптомов последствия передозировки, врачи назначают прием гидроокиси алюминия, который связывает и замедляет всасывание фосфатов.

История

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.

Картина Джозефа Райта «Алхимик, открывающий фосфор» (1771 год), предположительно описывающая открытие фосфора Хеннигом Брандом.
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.

Примечания

1. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu.
   Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047-1078. — DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02.
2. Phosphorus: electronegativities (англ.). WebElements. Проверено 15 июля 2010.
3. Sulfur and Phosphorus Compounds (англ.). Проверено 27 января 2010. Архивировано 22 августа 2011 года.
4. ↑ 123Редкол.:Зефиров Н. С. (гл. ред.).
   Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Большая Российская энциклопедия, 1999. — Т. 5. — С. 145.
5. J.P. Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
6. ↑ 123Ходаков Ю. В., Эпштейн Д. А., Глориозов П. А.
   § 30. Фосфор // Неорганическая химия. Учебник для 9 класса. — 7-е изд. — М.: Просвещение, 1976. — С. 62—65. — 2 350 000 экз.
7. Горение белого фосфора под водой — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов
8. Kemal T. Saracoglu, Ahmet H. Acar, Tamer Kuzucuoglu, Sezer Yakupoglu.
   White phosphorus burn (англ.) // The Lancet. — 2010. — Vol. 376, no. 9734. — P. 68. — DOI:10.1016/S0140-6736(10)60812-4.
9. Chou TD, Lee TW, Chen SL, Tung YM, Dai NT, Chen SG, Lee CH, Chen TM, Wang HJ.
   The management of white phosphorus burns (англ.) // Burns. — 2001. — Vol. 27, iss. 5. — P. 492-497. — DOI:10.1016/S0305-4179(01)00003-1. — PMID 11451604.
10. Радиационная химия // Энциклопедический словарь юного химика. 2-е изд. / Сост. В. А. Крицман, В. В. Станцо. — М.: Педагогика, 1990. — С. 200. — ISBN 5-7155-0292-6.
11. В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.
    Химия = Chemie. — М.: Химия, 1989. — С. 351. — ISBN 5-7245-0360-3.
12. Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.
13. Лидин Р.А., Молочко В. А., Андреева Л. Л.
    Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
14. Данные приведены по Audi G., Bersillon O., Blachot J., Wapstra A. H.
    The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties // Nuclear Physics A. — 2003. — Т. 729. — С. 3—128. — DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. — Bibcode: 2003NuPhA.729….3A.
15. USDA
16. Буланов Ю. Б.
    Химический состав продуктов. Пищевая ценность.
17. УНИАН — здоровье — Что происходит с фосфором?

Ссылки

• Взрыв фосфора с калиевой селитрой (видео) (недоступная ссылка с 14-04-2018 [187 дней])
• Фосфорная луна — Опыт с белым фосфором
• Фосфор, учебный фильм
• Фосфор на Webelements
• Фосфор в Популярной библиотеке химических элементов

H

[править] Распространение в природе

Фосфор достаточно распространенный элемент (0,08 % массы земной коры). Концентрация в морской воде 0,07 мг/л.[1] В природе он встречается исключительно в связанном состоянии. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфорит Са3(PO4)2 и апатит, который в своем составе содержит, кроме фосфата кальция, его хлорид.

Богатые месторождения апатита является на Кольском полуострове, а также в южном Казахстане (горы Каратау), на Урале, в Эстонии, Ленинградской и Московской областях Российской Федерации, на Украине и в других местах.

Фосфор является также постоянной составной частью живых организмов — растений и животных. Особенно значительные его количества содержатся в костях животных (и человека) в виде фосфата кальция. Кроме того, фосфор входит в состав нуклеиновых кислот и белков.