ФОСФОР , P, элемент V группы периодической системы; атомный вес 31,03; изотопы фосфора не найдены. В соединениях фосфор бывает трех- и пятивалентным. Его высшее соединение с водородом РН 3 ; с кислородом он дает окислы Р 2 О 3 , Р 2 О 4 и Р 2 О 5 . По валентности и типу соединений фосфор напоминает азот, но по свойствам (как фосфора, так и его соединений) совершенно отличен от азота. распространен в природе и встречается почти во всех горных породах в виде включений кристалликов минерала апатита. Фосфор встречается в виде скоплений минералов фосфоритов и апатитов. Апатиты редко залегают большими массами, и колоссальные залежи этого минерала в Хибинской тундре в СССР являются исключением. Фосфориты известны в Георгии, Флориде, Каролине Северной и Южной, в Тенесси, Алжире, Тунисе, на некоторых островах Великого океана. СССР чрезвычайно богат фосфоритами, залежи которых известны в Московской обл., на Урале, в Казахстане, на Украине, в Чувашской республике, в Подолии, на Северном Кавказе и пр. Такие минералы, как вивианит Fe 3 (PО 4) 2 ·8Н 2 О и бирюза (Аl 2 O 3) 2 Р 2 O 5 ·5Н 2 O, представляют собой водные соли фосфорной кислоты. Фосфор является непременной составной, частью тканей живых организмов. Белки, содержащие фосфор, и лецитин входят в состав мускулов, нервов и мозга. Кости содержат фосфор в виде трикальциевой соли фосфорной кислоты.

Фосфор может быть получен в нескольких аллотропных видоизменениях. Белый фосфор (обыкновенный, желтый) - бесцветное, прозрачное стекловидное вещество или белые мелкие кристаллы; в чистом виде белый фосфор можно получить лишь в темноте в отсутствии кислорода и влаги. При фракционной перегонке или фракционной кристаллизации получается совершенно чистый фосфор, быстро желтеющий на свету. Такое пожелтение объясняется образованием на поверхности фосфора тонкой пленки красной модификации. При длительном воздействии интенсивного света на обыкновенный фосфор его можно полностью перевести в красный. При 150°С в отсутствии кислорода обыкновенный фосфор возгоняется без изменения цвета. Для белого фосфора известны две модификации - α и β; первая кристаллизуется в правильной системе (удельный вес 1,84), вторая (обыкновенный фосфор) - в гексагональной (удельный вес 1,88). Переход α-фосфора в β-фосфор происходит при следующих условиях:

Твердость фосфора по Моосу 0,5. Пластичность его увеличивается с повышением температуры. Расплавленный фосфор с трудом смачивает стекло; поверхностное натяжение 35,56 D/см при 132,1°С и 43,09 D/см при 78,3°С. Соответствующие удельные веса фосфора равны 1,665 и 1,714. Сжимаемость обыкновенного фосфора между 100 и 500 atm равна 0,0000199 см 2 /кг. Коэффициент расширения обыкновенного фосфора от 0°С до 40° = 0,000125, а объем его при 44°С в 1,017 раза превышает объем при 0°С. Теплоемкость белого фосфора (0-51°С) 0,183 cal/г; теплота плавления 5,03 cal/г. Вес 1 л паров фосфора 2,805 г (Вильямсон). Молярный вес его в пределах температур от 313°С до красного каления колеблется от 128 до 119,8. Следовательно строение его молекулы в этом интервале отвечает Р 4 . При высоких температурах он частично диссоциирует на Р 2 . В растворе его молекула отвечает формуле Р 4 ; температура плавления обыкновенного фосфора 44,5°С; он медленно возгоняется при 40°С, испаряется при нормальной температуре. Давление паров обыкновенного твердого фосфора при 5°С - 0,03 мм, при 40°С - 0,50 мм. Растворимость фосфора в воде: 0,0003 г на 100 г воды при 15°С. Различные растворители растворяют приблизительно фосфор (в 100 ч. растворителя): сероуглерод 25, бензин 1,5, миндальное масло 1,00, концентрированная уксусная кислота 1,00, эфир 0,45, этиловый спирт (удельный вес 0,822) 0,25, глицерин 0,17 ч. Водород хорошо поглощается фосфором, особенно при электрическом разряде. Водород способен реагировать с фосфором in statu nascendi; выделившийся газ этой способностью уже не обладает. Фтор реагирует при обычной температуре с фосфором без воспламенения, образуя при избытке фосфора PF 3 и при избытке фтора PF 5 . Фосфор энергично соединяется с кислородом, образуя в зависимости от количества реагентов фосфористый или фосфорный ангидрид. Гидрохинон, сахар, глицерин, мышьяковистокислый натр замедляют реакцию окисления фосфора. Соединяясь с кислородом воздуха, фосфор воспламеняется, поэтому хранить его нужно под водой. Температуpa воспламенения фосфора в воздухе, в кислороде или в воздухе, разбавленном равным объемом углекислоты, 45,0-45,2°С. Воспламенению обычного фосфора способствует разрежение воздуха и мешает сжатие. Присутствие в атмосфере озона и влаги повышает температуру воспламенения. В атмосфере сероуглерода температура воспламенения фосфора 87°С, скипидара - 18°; фосфор может быть нагрет без воспламенения до 205°С, если он находится в покое; самое легкое помешивание вызывает воспламенение уже при 45°С. Обычный фосфор воспламеняется в течение 20 сек., будучи приведен в соприкосновение с чистым амальгамированным алюминием. Азот поглощается фосфором, но не реагирует с ним. Белый фосфор светится в темноте при соприкосновении с кислородом воздуха. Интенсивность свечения зависит от концентрации кислорода. В чистом кислороде ниже 27°С фосфор не светится и не окисляется. Белый фосфор ядовит и доза в 0,15 г смертельна. В виду способности фосфора растворяться в жирах, при отравлении им совершенно недопустимы жирная пища и молоко как способствующие лучшему всасыванию фосфора в организм.

Красный фосфор - модификация, резко отличающаяся по своим физическим и химическим свойствам от белого фосфора. Красный фосфор образуется из обыкновенного при пропускании электрического разряда через пары последнего. Нагревая раствор белого фосфора в трехбромистом фосфоре при температуре 170-190°С, можно выделить т. н. малиновую разновидность фосфора. Эта разновидность имеет коллоидное строение и является переходной между обыкновенным и красным фосфором; присутствие трехйодистого фосфора ускоряет (в 3 раза) реакцию. Нагревая обыкновенный фосфор с серой или сульфидом, а затем обрабатывая полученную смесь водным раствором щелочи или аммиака, можно также получить красный фосфор. Красный фосфор в технике получается нагреванием обычного фосфора без доступа воздуха при температуре 240-250°С; реакция сопровождается выделением тепла. Цвет красного фосфора изменяется в зависимости от температуры получения. При низких температурах он имеет малиновый оттенок, при высоких - фиолетовый или же пурпурный. Селен ускоряет переход белого фосфора в красный. Отделение примеси обыкновенного фосфора от красного производится обработкой сероуглеродом в течение 50 ч. при 250-260°С или 10%-ным раствором натровой щелочи в течение 2 ч.; возможна также промывка фосфора смесью сероуглерода и раствора хлористого кальция удельным весом 1,349-1,384. Обыкновенный фосфор при этом растворяется в сероуглероде, а красный оседает в раствор хлористого кальция. Существует предположение, что белая и красная модификации фосфора химически различны; доказательством этого положения служит то, что при смешении расплавленного желтого и красного фосфора не наблюдается перехода первого во второй. При нагревании в пределах 280-400°С пары красного фосфора частично сгущаются в т. н. металлический фосфор . При быстром охлаждении паров образуется частично красный фосфор, причем тем в большем количестве, чем выше была температура перед застыванием. Поверхность приемника действует каталитически на образование красного фосфора. Продолжительность нагревания не сказывается на процессе, но охлаждение должно происходить быстро. Существует мнение (А. Шток), что красный фосфор образуется в результате соединения диссоциированных молекул фосфора между собою или с недиссоциированными молекулами и что образование молекул Р 4 желтого фосфора относительно медленнее, чем образование молекул красного фосфора. Конденсация красного фосфора из парообразного состояния не зависит от присутствия жидкого желтого фосфора. Красный фосфор, полученный при охлаждении паров, имевших температуру 1200°С, и при давлении в 5 мм, содержит не более 1% желтого фосфора; отсюда следует, что молекулы Р 2 и Р 4 принимают участие в образовании красного фосфора. Возможно, что это образование идет по уравнению mР 2 + nP 4 = P 2 m+4 n . Имеются предположения, что расплавленный фосфор содержит молекулы Р 4 желтого фосфора и молекулы Р n красного в равновесии:

Выше температуры плавления красного фосфора (592,5°С, по другим данным 589,5°С) большинство молекул находится в виде Р 4 , так что при быстром охлаждении образуется белая разновидность, но медленное охлаждение позволяет произвести сдвиг равновесия в правую сторону, и при затвердевании выделяется красный фосфор. Удельный вес красного фосфора колеблется от 2,05 до 2,3, что заставляет рассматривать его как смесь двух модификаций. Есть предположение, что красный фосфор по кристаллическому строению моноклиничен. Сжимаемость красного фосфора (между 100-500 atm) равна 0,0000092 см 2 /кг; температура плавления красного фосфора зависит от скорости нагревания и колеблется в пределах ±0,5°С. Давление паров красного фосфора при 230°С - 0 мм, при 360°С - 0,1 мм, при 500°С - 9 atm. Красный фосфор нерастворим в сероуглероде. Полученный с выделением тепла красный фосфор содержит меньше энергии и значительно меньше активен, чем белый. Красный фосфор не ядовит, он не воспламеняется на воздухе, почему хранение его не так опасно. Красный фосфор воспламеняется от удара. Гитторф утверждает, что переход красного фосфора в желтый не наблюдается при температуре в 320°С, но последний образуется при 358°С. В запаянной трубке красный фосфор прочен при температуре от 450 до 610°С.

Кристаллический, или фиолетовый, фосфор имеет кристаллическое строение, кристаллы тригональны с осевым отношением а:с = 1:1,1308. Получается кристаллизацией из расплавленного свинца или висмута, а также нагреванием белого фосфора под давлением в 500 кг/см 2 в присутствии натрия. Нерастворим в сероуглероде; удельный вес фиолетового фосфора 2,34; он возгоняется при 690,9°С; температура плавления 589,5°С при давлении 43,1 atm.

Черный фосфор (Р. Bridgeman) получается из обыкновенного фосфора при нагревании до 216°С под давлением 89 atm. Он нерастворим в сероуглероде; воспламеняется при температуре 400°С и не воспламеняется от удара; температура перехода красного фосфора в черный 575°С; красный фосфор переходит в черный при нагревании в атмосфере водорода при 200°С и давлении 90 atm (В. Ипатьев). Техническое значение имеют только 2 модификации: белый (желтый) и красный фосфор.

Получение фосфора . Обычно приготовляют белый фосфор, который, если нужно, переводят в дальнейшем в красную модификацию. Исходным материалом для получения фосфора служат фосфориты - естественный трикальцийфосфат, лучше всего костная зола. Процесс состоит в восстановлении фосфата углем или действии алюминия на метафосфат натрия, смешанный с кремнеземом:

6NaPO 3 +3SiO 2 +10Al=3Na 2 SiO 3 +5Al 2 O 3 +6Р.

Известны 2 способа фабричного получения фосфора: 1) старый способ Пеллетье, состоящий в обработке фосфата (костная мука) разбавленной серной кислотой, причем трикальцийфосфат переходит в монокальцийфосфат:

Ca 3 (PО 4) 2 +2H 2 SО 4 =2CaSО 4 +Ca(H 2 PО 4) 2 .

Раствор последнего отделяют от гипса (CaSO·2Н 2 О), выпаривают, прокаливают с углем и получают метафосфат кальция:

Са(Н 2 РО 4) 2 =2Н 2 О+Са(РО 3) 2 ,

который после сильного прокаливания дает фосфор, трикальцийфосфат и окись углерода:

ЗСа(РО 3) 2 +10С=Са 3 (РО 4) 2 +4Р+10СО.

По способу Велера исходят непосредственно из трикальцийфосфата:

2Ca 3 (PO 4) 2 +6SiO 2 +10C=6CaSiO 3 +10CO+4P.

Этот процесс требует высокой температуры и стал применяться лишь с введением в практику электрических печей. Существует также способ получения фосфора из свободной фосфорной кислоты, смешанной с углем, с помощью электрического тока. В СССР академик. Э. В. Брицке разработан способ получения фосфора в печах типа домны.

Торговый продукт всегда содержит следы мышьяка, соединения кремния и уголь. Механические загрязнения удаляют фильтрованием, а еще лучше повторной перегонкой. Превращение белого фосфора в красный производится при температуре 260°С; уменьшение давления замедляет течение реакции; освещение ускоряет процесс; так же влияют катализаторы (йод, селен).

Аналитическое определение фосфора . Пары фосфора действуют на влажную бумагу, пропитанную азотнокислым серебром, вызывая ее почернение. Чернота обусловливается образованием фосфористого и металлического серебра . Реакция протекает в 2 стадии. Реагируя с водой, фосфор образует фосфористый водород и фосфорноватистую кислоту:

Р 4 +6Н 2 О=ЗН 3 РО 2 +РН 3 .

Возникшие в результате реакции соединения действуют на нитрат серебра:

H 3 PО 2 +2 H 2 О+4 AgNО 3 =4 HNО 3 + H 3 PО 4 +4 Ag;

PH 3 +3AgNО 3 =3HNО 3 +PAg 3 .

Данная реакция применима для открытия белого фосфора лишь в отсутствии H 2 S, AsH 3 , SbH 3 , a также муравьиного альдегида и муравьиной кислоты. Открытие ядовитого фосфора (по Митчерлиху) основано на способности фосфора светиться во влажном воздухе в темноте. Измельченное вещество, в котором предполагается открыть фосфор, помещают в колбу, соединенную с холодильником. В колбу приливают столько воды, чтобы получить жидкую кашицу, и содержимое колбы нейтрализуют винной кислотой до слабо кислой реакции. При нагревании колбы в темноте ничтожное количество фосфора (несколько мг) уже вызывает свечение в холодильнике. Так как явление свечения может обусловливаться также присутствием сернистого фосфора после его разложения при нагревании, рекомендуется нагревать колбу не непосредственно, а путем пропускания в нее водяного пара. Свечение фосфора не наблюдается в присутствии следов аммиака, сероуглерода, паров спирта, эфирных масел и ненасыщенных углеводородов, поэтому перегонку не следует прекращать слишком рано. Если все же не наблюдается свечения, то фильтрат окисляют хлорной водой, выпаривая на водяной бане до небольшого объема, и делают пробу на фосфорную кислоту. Свечение фосфора можно наблюдать и в колбе, нагрев жидкость сначала до кипения, затем несколько охладив и снова нагрев до кипения; 0,0171 мг фосфора светятся очень ясно, 0,0085 мг - ясно, 0,0042 мг - слабо и 0,001 мг - сомнительно. Фосфор, восстанавливаясь за счет водорода in statu nascendi, дает фосфористый водород, который в смеси с водородом при зажигании у выхода из трубки с платиновым наконечником горит изумрудно-зеленым пламенем. Органические вещества препятствуют появлению окраски, а потому д. б. отделены. Азотная кислота легко окисляет фосфор в фосфорную кислоту:

ЗР 4 +20Н NО 3 +8Н 2 О=12Н 3 РО 4 +20 NO 3 .

Количественно фосфор определяется после окисления в фосфорную кислоту и осаждения в виде MgNH 4 PО 4 .

Применение . Фосфор есть один из элементов, без которых невозможно правильное развитие растительных и животных организмов. Существует прямая зависимость между содержанием фосфора в питательной среде и ростом растения. Фосфор наряду с азотом и калием является главнейшим питательным веществом, в котором нуждаются с.-х. растения. Будучи отчужден с поля вместе с урожаем зерна, фосфор не имеет замкнутого цикла в своем круговороте, а потому без искусственного внесения его в почву извне наблюдается истощение почв. Удобрения, содержащие фосфор, составляют самую большую группу. Фосфор применяется в военном деле в качестве дымообразующего средства и для наполнения зажигательных снарядов.

Фосфор (Р) - элемент VA группы, которую составляют также азот, сурьма, мышьяк, висмут. Название, происходящее от греческих слов, означает в переводе «несущий свет».

В природе фосфор встречается только в связанном виде. Основные минералы, содержащие фосфор: апатиты - хлорапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 или фторапатит 3Ca3(PO4)2*Ca (F)2 и фосфорит 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Содержание в земной коре - примерно 0,12 массовых %.

Фосфор является жизненно важным элементом. Его биологическую роль сложно переоценить, ведь он входит в состав таких важных соединений, как белки и аденозинтрифосфат (АТФ), содержится в тканях животных (например, фосфорные соединения отвечают за сокращения мышечной ткани, а содержащийся в костях фосфат кальция обеспечивает прочность скелета), содержится он также и в тканях растений.

История открытия

Открыть фосфор в химии удалось во второй половине XVII века. Чудотворный носитель света (лат. phosphorus mirabilis), как было названо вещество, получалось из человеческой мочи, кипячение которой приводило к получению из жидкой субстанции воскоподобного светящегося в темноте вещества.

Общая характеристика элемента

Общая электронная конфигурация валентного уровня атомов элементов VA группы ns 2 np 3 . В соответствии со строением внешнего уровня в соединения элементы этой группы входят в степенях окисления +3 или +5 (главная, особенно устойчивая степень окисления фосфора), однако фосфор может иметь и другие степени окисления, например, отрицательную -3 или +1.

Электронная конфигурация атома фосфора 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Радиус атома 0,130 нм, электроотрицательность 2,1, относительная атомная (молярная) масса 31.

Физические свойства

Фосфор в виде простого вещества существует в виде аллотропных модификаций. Самыми устойчивыми аллотропными модификациями фосфора являются так называемые белый, чёрный и красный фосфор.

• Белый (формулу можно записать как P4)

Молекулярная кристаллическая решётка вещества состоит из четырёхатомных тетраэдрических молекул. Химическая связь в молекулах белого фосфора - ковалентная неполярная.

Основные свойства данного чрезвычайно активного вещества:

Белый P является сильнейшим смертельным ядом.

• Жёлтый

Жёлтым называют неочищенный белый фосфор. Это ядовитое и пожароопасное вещество.

• Красный (Рn)

Вещество, представляющее собой большое количество атомов P, которые связаны в цепи сложной структуры, является так называемым неорганическим полимером.

Свойства красного фосфора резко отличаются от свойств белого P: не обладает свойством хемилюминесценции, растворить его удаётся лишь в некоторых расплавленных металлах.

На воздухе, вплоть до температуры 240-250°С, не воспламеняется, но способен к самовоспламенению при трении или ударе. В воде, бензоле, сероуглероде и других веществах это вещество не растворяется, но растворим в трибромиде фосфора, окисляется на воздухе. Не ядовит. В присутствии влаги воздуха постепенно окисляется, образуя оксид.

Также, как и белый, переходит при нагревании до 200°C и под очень высоким давлением в чёрный P.

• Чёрный (Рn)

Вещество представляет собой также неорганический полимер, имеющий слоистую атомную кристаллическую решётку и является наиболее устойчивой модификацией.

Чёрный P - вещество по внешнему виду напоминающее графит. Совершенно нерастворим в воде и органических растворителях. Поджечь его можно, только раскалив до 400°C в атмосфере чистого кислорода. Чёрный P проводит электрический ток.

Таблица физических свойств

Химические свойства

Фосфор, являясь типичным неметаллом, реагирует с кислородом, галогенами, серой, металлами, окисляются азотной кислотой. В реакциях он может проявлять себя как окислителем, так и восстановителем.

• горение

Взаимодействие с кислородом белого P приводит к образованию оксидов Р2О3 (оксид фосфора 3) и Р2О5 (оксид фосфора 5), причём первый образуется при недостатке кислорода, а второй - при избытке:

4Р + 3О2 = 2Р2О3

4Р + 5О2 = 2Р2О5

• взаимодействие с металлами

Взаимодействие с металлами приводит к образованию фосфидов, в которых P находится в степени окисления -3, то есть в этом случае он выступает в роли окислителя.

с магнием: 3Mg + 2P = Mg3P2

с натрием: 3Na + P = Na3P

с кальцием: 3Ca + 2P = Ca3P2

с цинком: 3Zn + 2P = Zn3P2

• взаимодействие с неметаллами

С более электроотрицательными неметаллами P взаимодействует как восстановитель, отдавая электроны и переходя в положительные степени окисления.

При взаимодействии с хлором образуются хлориды:

2Р + 3Cl2 = 2PCl3 — при недостатке Cl2

2Р + 5Cl2 = 2PCl5 — при избытке Cl2

Однако с йодом возможно образование только одного йодида:

2Р + 3I2 = 2PI3

С другими галогенами возможно образование соединений 3-х и 5-ти валентного Р в зависимости от соотношения реагентов. При реакции с серой или фтором также образуются два ряда сульфидов и фторидов:

• взаимодействие с кислотами

3P + 5HNO3(разб.) + H2O = 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3(конц.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

2P + 5H2SO4(конц.) = 2H3PO4 + 5SO2 + H2O

С другими кислотами P не взаимодействует.

• взаимодействие с гидроксидами

Белый фосфор способен реагировать при нагревании с водными растворами щелочей:

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)

В результате взаимодействия образуется летучее водородное соединение - фосфин (РН3), в котором степень окисления фосфора=-3 и соли фосфорноватистой кислоты (Н3РО2) - гипофосфиты, в которых Р находится в нехарактерной степени окисления +1.

Соединения фосфора

Рассмотрим характеристики соединений фосфора:

Способ получения

В промышленности Р получают из природных ортофосфатов при температуре 800–1000°С без доступа воздуха с применением кокса и песка:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO + 2P

Получающийся пар конденсируется при охлаждении в белый Р.

В лаборатории для получения Р особой чистоты используют фосфин и тирхлорид фосфора:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Области применения

В основном Р расходуется для производства ортофосфорной кислоты, которую используют в органическом синтезе, в медицине, а также для получения моющих средств, из её солей получают удобрения.

h2po3-такого соединения нет

Фосфор и его соединения

Введение

Глава I. Фосфор как элемент и как простое вещество

1.1. Фосфор в природе

1.2. Физические свойства

1.3. Химические свойства

1.4. Получение

1.5. Применение

Глава II. Соединения фосфора

2.1. Оксиды

2.2. Кислоты и их соли

2.3. Фосфин

Глава III. Фосфорные удобрения

Заключение

Библиографический список

Введение

Фосфор (лат. Phosphorus) P – химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Рассмотрим строение атома фосфора. На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов. Графически это выглядит так:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0

В 1699 г. гамбургский алхимик X. Бранд в поисках «философского камня», якобы способного превратить неблагородные металлы в золото, при выпаривании мочи с углём и песком выделил белое воскообразное вещество, способное светиться.

Название «фосфор» происходит от греч. «phos» – свет и «phoros» – несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М.В. Ломоносовым.

К основным соединениям фосфора относят оксиды, кислоты и их соли (фосфаты, дигидрофосфаты, гидрофосфаты, фосфиды, фосфиты).

Очень много веществ, содержащих фосфор, содержатся в удобрениях. Такие удобрения называют фосфорными.

Глава I Фосфор как элемент и как простое вещество

1.1 Фосфор в природе

Фосфор относится к числу распространенных элементов. Общее содержание в земной коре составляет около 0,08%. Вследствие лёгкой окисляемости фосфор в природе встречается только в виде соединений. Главными минералами фосфора являются фосфориты и апатиты, из последних наиболее распространён фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 . Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове.

Фосфор – необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. Из фосфора построены молекулы АТФ – аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ – собиратель и носитель энергии). В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг фосфора, в основном в соединении с кальцием.

Фосфор содержится также в растениях.

Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31 Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора.

1.2 Физические свойства

Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций – белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены.

Белый фосфор – бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте. Его плотность 1,83 г/см 3 . Не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. Имеет характерный чесночный запах. Температура плавления 44°С, температура самовоспламенения 40°С. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его хранят под водой в темноте (на свету идёт превращение в красный фосфор). На холоде белый фосфор хрупок, при температурах выше 15°С становится мягким и режется ножом.

Молекулы белого фосфора имеют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы Р 4 , имеющие форму тетраэдра.

Каждый атом фосфора связан тремя σ-связями с другими тремя атомами.

Белый фосфор ядовит и даёт труднозаживающие ожоги.

Красный фосфор – порошкообразное вещество тёмно-красного цвета без запаха, в воде и сероуглероде не растворяется, не светится. Температура воспламенения 260°С, плотность 2,3 г/см 3 . Красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, отличающихся цветом (от алого до фиолетового). Свойства красного фосфора зависят от условий его получения. Не ядовит.

Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Плотность 2,7 г/см 3 .

Красный и чёрный фосфоры имеют атомную кристаллическую решётку.

1.3 Химические свойства

Фосфор – неметалл. В соединениях он обычно проявляет степень окисления +5, реже – +3 и –3 (только в фосфидах).

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.

I. Взаимодействие с простыми веществами.

1. Взаимодействие с галогенами:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (хлорид фосфора (III)),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (хлорид фосфора (V)).

2. Взаимодействие с нематаллами:

2P + 3S = P 2 S 3 (сульфид фосфора (III).

3. Взаимодействие с металлами:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (фосфид кальция).

4. Взаимодействие с кислородом:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).

II. Взаимодействие со сложными веществами.

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.

1.4 Получение

Фосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2

6CaSiO 3 + P 4 + 10CO.

Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор.

При нагревании до 250-300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.

Чёрный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).

1.5 Применение

Красный фосфор применяется при изготовлении спичек (см. рисунок). Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль KClO 3 . От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли.

KCl + .

Образующийся кислород способствует воспламенению головки спички.

Фосфор используют в металлургии. Он применяется для получения проводников и входит в состав некоторых металлических материалов, например оловянных бронз.

Также фосфор используют при производстве фосфорной кислоты и ядохимикатов (дихлофос, хлорофос и др.).

Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.

Глава II . Соединения фосфора

2.1 Оксиды

Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P 4 O 10 и оксид фосфора (III) P 4 O 6 . Часто их формулы пишут в упрощённом виде – P 2 O 5 и P 2 O 3 . В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

Оксид фосфора (III) P 4 O 6 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.

При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3 ,

а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты).

Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р 4 О 10 .

Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.

Оксид фосфора (V) P 4 O 10 – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р 4 О 10 . Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р 4 О 10 , связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО 4 .

При взаимодействии Р 4 О 10 с водой образуется фосфорная кислота:

P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4 .

Будучи кислотным оксидом, Р 4 О 10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.

Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:

4HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2Cl 2 O 7 .

2.2 Кислоты и их соли

а) Фосфористая кислота H 3 PO 3 . Безводная фосфористая кислота Н 3 РО 3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см 3 , плавящиеся при 74°С.

Структурная формула:

.

При нагревании безводной Н 3 РО 3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):

4H 3 PO 3 = PH 3 + 3H 3 PO 4 .

Соли фосфористой кислоты – фосфиты . Например, K 3 PO 3 (фосфит калия) или Mg 3 (PO 3) 2 (фосфит магния).

Фосфористую кислоту Н 3 РО 3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl 3:

РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.

б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота ) H 3 PO 4 .

Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.

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.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Фосфор - пятнадцатый элемент Периодической таблицы. Обозначение - P от латинского «phosphorus». Расположен в третьем периоде, VА группе. Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 15.

Фосфор принадлежит к числу довольно распространенных элементов; содержание его в земной коре составляет около 0,1% (масс.). Вследствие легкой окисляемости фосфор в свободном состоянии в природе не встречается.

Из природных соединений фосфора самым важным является ортофосфат кальция Ca 3 (PO 4) 2 , который в виде минерала фосфорина иногда образует большие залежи. Часто встречается также минерал апатит, содержащий кроме Ca 3 (PO 4) 2 , еще CaF 2 или CaCl 2 .

Атомная и молекулярная масса фосфора

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Относительной молекулярная масса вещества (M r) - это число, показывающее, во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома углерода, а относительная атомная масса элемента (A r) — во сколько раз средняя масса атомов химического элемента больше 1/12 массы атома углерода.

Значения атомной и молекулярной масс фосфора совпадают; они равны 30,9737.

Аллотропия и аллотропные модификации фосфора

Фосфор образует несколько аллотропических модификаций.

Белый фосфор получается в твердом состоянии при быстром охлаждении паров фосфора; его плотность 1,83 г/см 3 . В чистом виде белый фосфор совершенно бесцветен и прозрачен (рис. 1). На холоду хрупок, но при температуре выше 15 o С становится мягким и легко режется ножом.

На воздухе белый фосфор очень быстро окисляется и при этом светится в темноте. Уже при слабом нагревании, для чего достаточно просто трения, фосфор воспламеняется и сгорает. Имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся тетраэдрические молекулы P 4 . Сильный яд.

Рис. 1. Аллотропные модификации фосфора. Внешний вид.

Если белый фосфор нагреть до температуры 250-300 o С он переходит в другую модификацию имеющую красно-фиолетовую окраску и называемую красным фосфором. Это превращение происходит очень медленно и под действием света.

Красный фосфор по своим свойствам сильно отличается от белого: медленно окисляется на воздухе, не светится в темноте, загорается только при 260 o С и неядовит.

При сильном нагревании красный фосфор, не плавясь, испаряется (сублимируется). При охлаждении паров получается белый фосфор.

Черный фосфор образуется из белого при нагревании его до 200-220 o С под очень высоким давлением. По виду он похож на графит, жирен на ощупь и тяжелее других модификаций. Полупроводник.

Изотопы фосфора

Известно, что в природе фосфор находится в виде единственного изотопа 31 P (23,99%). Массовое число равно 31. Ядро атома изотопа фосфора 31 P содержит пятнадцать протонов и шестнадцать нейтронов.

Существуют искусственные изотопы фосфора с массовыми числами от 24-х до 46-ти, среди которых наиболее стабильным является 32 P с периодом полураспада равным 14 суток.

Ионы фосфора

На внешнем энергетическом уровне атома фосфора имеется пять электронов, которые являются валентными:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

В результате химического взаимодействия фосфор может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:

P 0 -5e → P 5+ ;

P 0 -3e → P 3+ ;

P 0 -1e → P 1+ ;

P 0 +3e → P 3- .

Молекула и атом фосфора

Молекула фосфора одноатомна — Р. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу фосфора:

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	Фосфин можно получить действием соляной кислоты на фосфид кальция. Рассчитайте объем фосфина (н.у.), который образуется из 9,1 г фосфида кальция. Массовая доля выхода продукта составляет 90%.
Решение	Запишем уравнение реакции получения фосфина из фосфида кальция: Ca 3 P 2 + 6HCl = 2PH 3 + 3CaCl 2 . Рассчитаем количество вещества фосфида кальция (молярная масса - 182 г/моль): n(PH 3) = m(PH 3) / M(PH 3); n(PH 3) = 9,1 / 182 = 0,05 моль. Согласно уравнению реакции n(PH 3) : n(Ca 3 P 2) = 2:1, значит: n(PH 3) = 2 × n(Ca 3 P 2); n(PH 3) = 2 × 0,05 = 0,1 моль. Тогда, объем выделившегося фосфина будет равен: V(PH 3) = n (PH 3) × V m ; V(PH 3) = 0,1 × 22,4 = 2,24 л. Учитывая выход продукта реакции, объем фосфина составляет: V(PH 3) = V(PH 3) × η/100%; V(PH 3) = 2,24 × 90/100% = 2,016 л.
Ответ	Объем фосфина равен 2,016 л