Получение фосфора. Белый фосфор: свойства, история открытия и применение

Фосфор (от греч. phosphoros - светоносный; лат. Phosphorus) P, химический элемент V группы периодической системы; атомный номер 15, атомная масса 30,97376. Имеет один устойчивыйнуклид 31 P. Эффективное сечение захвата тепловыхнейтронов18 10 -30 м 2 . Конфигурация внеш. электронной оболочкиатома3s 2 3p 3 ; степени окисления-3, +3 и +5; энергия последовательной ионизации при переходе от Р 0 до P 5+ (эВ): 10,486, 19,76, 30,163, 51,36, 65,02; сродство к электрону 0,6 эВ;электроотрицательностьпо Полингу 2,10;атомный радиус0,134 нм,ионные радиусы(в скобках указаны координационные числа) 0,186 нм для P 3- , 0,044 нм (6) для P 3+ , 0,017 нм (4), 0,029 нм (5), 0,038 нм (6) для P 5+ .

Среднее содержание фосфора в земной коре 0,105% по массе, в водеморей и океанов 0,07 мг/л. Известно около 200 фосфорныхминералов. все они представляют собой фосфаты. Из них важнейший -апатит, который является основойфосфоритов. Практическое значение имеют также монацит CePO 4 , ксенотим YPO 4 , амблигонит LiAlPO 4 (F, ОН), трифилин Li(Fe, Mn)PO 4 , торбернит Cu(UO 2) 2 (PO 4) 2 12H 2 O, отунит Ca(UO 2) 2 (PO 4) 2 x x 10H 2 O, вивианит Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O, пироморфит Рb 5 (РО 4) 3 С1, бирюза СuА1 6 (РО 4) 4 (ОН) 8 5Н 2 О.

Свойства. Известно св. 10 модификаций фосфора, из них важнейшие - белый, красный и черный фосфор (технический белый фосфор называют желтым фосфором). Единой системы обозначений модификаций фосфора нет. Некоторые свойства важнейших модификаций сопоставлены в табл. Термодинамически устойчив при нормальных условиях кристаллический черный фосфор (P I). Белый и красный фосфор метастабильны, но вследствие малой скорости превращения могут практически неограниченное время сохраняться при нормальных условиях.

Соединения фосфора с неметаллами

Фосфор и водород в виде простых веществ практически не взаимодействуют. Водородные производные фосфора получают косвенным путем, например:

Са 3 Р 2 + 6НСl = 3СаСl 2 + 2РН 3

Фосфин РН 3 представляет собой бесцветный сильнотоксичный газ с запахом гнилой рыбы. Молекулу фосфина можно рассматривать как молекулу аммиака. Однако угол между связями Н-Р-Н значительно меньше, чем у аммиака. Это означает уменьшение доли участия s-облаков в образовании гибридных связей в случае фосфина. Связи фосфора с водородом менее прочны, чем связи азота с водородом. Донорные свойства у фосфина выражены слабее, чем у аммиака. Малая полярность молекулы фосфина, и слабая активность акцептировать протон приводят к отсутствию водородных связей не только в жидком и твердом состояниях, но и с молекулами воды в растворах, а также к малой стойкости иона фосфония РН 4 + . Самая устойчивая в твердом состоянии соль фосфония - это его иодид РН 4 I. Водой и особенно щелочными растворами соли фосфония энергично разлагаются:

РН 4 I + КОН = РН 3 + КI + Н 2 О

Фосфин и соли фосфония являются сильными восстановителями. На воздухе фосфин сгорает до фосфорной кислоты:

РН 3 + 2О 2 = Н 3 РО 4

При разложении фосфидов активных металлов кислотами одновременно с фосфином образуется в качестве примеси дифосфин Р 2 Н 4 . Дифосфин - бесцветная летучая жидкость, по структуре молекул аналогична гидразину, но фосфин не проявляет основных свойств. На воздухе самовоспламеняется, при хранении на свету и при нагревании разлагается. В продуктах его распада присутствуют фосфор, фосфин и аморфное вещество желтого цвета. Этот продукт получил название твердого фосфористого водорода, и ему приписывается формула Р 12 Н 6 .

С галогенами фосфор образует три- и пентагалогениды. Эти производные фосфора известны для всех аналогов, но практически важны соединения хлора. РГ 3 и РГ 5 токсичны, получают непосредственно из простых веществ.

РГ 3 - устойчивые экзотермические соединения; РF 3 - бесцветный газ, РСl 3 и РВr 3 - бесцветные жидкости, а РI 3 - красные кристаллы. В твердом состоянии все тригалогениды образуют кристаллы с молекулярной структурой. РГ 3 и РГ 5 являются кислотообразующими соединениями:

РI 3 + 3Н 2 О = 3НI + Н 3 РО 3

Известны оба нитрида фосфора, отвечающие трех- и пятиковалентному состояниям: РN и Р 2 N 5 . В обоих соединениях азот трехвалентен. Оба нитрида химически инертны, устойчивы к действию воды, кислот и щелочей.

Расплавленный фосфор хорошо растворяет серу, но химическое взаимодействие наступает при высокой температуре. Из сульфидов фосфора лучше изучены Р 4 S 3 , Р 4 S 7 , Р 4 S 10 . Указанные сульфиды могут быть перекристализованы в расплаве нафталина и выделены в виде желтых кристаллов. При нагревании сульфиды воспламеняются и сгорают с образованием Р 2 О 5 и SО 2 . Водой все они медленно разлагаются с выделением сероводорода и образованием кислородных кислот фосфора.

Соединения фосфора с металлами

С активными металлами фосфор образует солеобразные фосфиды, подчиняющиеся правилам классической валентности. р-Металлы, а также металлы подгруппы цинка дают и нормальные, и анионоизбыточные фосфиды. Большинство из этих соединений проявляют полупроводниковые свойства, т.е. доминирующая связь в них - ковалентная. Отличие азота от фосфора, обусловленное размерным и энергетическим факторами, наиболее характерно проявляется при взаимодействии этих элементов с переходными металлами. Для азота при взаимодействии с последними главным является образование металлоподобных нитридов. Фосфор также образует металлоподобные фосфиды. Многие фосфиды, особенно с преимущественно ковалентной связью, тугоплавки. Так, АlР плавится при 2197 град.С, а фосфид галлия имеет температуру плавления 1577 град.С. Фосфиды щелочных и щелочно-земельных металлов легко разлагаются водой с выделением фосфина. Многие фосфиды являются не только полупроводниками (АlР, GаР, InР), но и ферромагнетиками, например СоР и Fе 3 Р.

Фосфи́н (фосфористый водород , гидрид фосфора, по номенклатуре IUPAC - фосфан РН 3) - бесцветный, очень ядовитый, довольно неустойчивый газ со специфическим запахом гнилой рыбы.

Бесцветный газ. Плохо растворяется в воде, не реагирует с ней. При низких температурах образует твердый клатрат 8РН 3 ·46Н 2 О. Растворим в бензоле, диэтиловом эфире, сероуглероде. При −133,8 °C образует кристаллы с гранецентрированной кубической решёткой.

Молекула фосфина имеет форму тригональной пирамиды c молекулярной симметрией C 3v (d PH = 0.142 нм, HPH = 93.5 o). Дипольный момент составляет 0,58 D, существенно ниже, чем уаммиака. Водородная связь между молекулами PH 3 практически не проявляется и поэтому фосфин имеет более низкие температуры плавления и кипения.

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

В отсутствие кислорода при нагревании разлагается на элементы:

на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100 °C):

Проявляет сильные восстановительные свойства.

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.

Среди биогенных элементов особое место следует выделить именно фосфору. Ведь без него невозможно существование таких жизненно важных соединений, как, например, АТФ или фосфолипиды, а также многие другие При этом и неорганика данного элемента весьма богата на различные молекулы. Фосфор и его соединения находят широкое применение в промышленности, являются важными участниками биологических процессов, используются в самых разных отраслях деятельности человека. Поэтому рассмотрим, что собой представляет данный элемент, каково его простое вещество и самые важные соединения.

Фосфор: общая характеристика элемента

Положение в периодической системе можно описать в нескольких пунктах.

1. Пятая группа, главная подгруппа.
2. Третий малый период.
3. Порядковый номер - 15.
4. Атомная масса - 30,974.
5. Электронная конфигурация атома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
6. Возможные степени окисления от -3 до +5.
7. Химический символ - Р, произношение в формулах "пэ". Название элемента - фосфор. Латинское название Phosphorus.

История открытия данного атома уходит своими корнями в далекий XII век. Еще в записях алхимиков встречались сведения, говорящие о получении неизвестного "светящегося" вещества. Однако официальной датой синтеза и открытия фосфора стал 1669 год. Обанкротившийся торговый купец Бранд в поисках философского камня случайно синтезировал вещество, способное издавать свечение и сгорающее ярким ослепляющим пламенем. Сделал он это путем многократного прокаливания человеческой мочи.

После него независимо друг от друга примерно одинаковыми способами данный элемент получили:

• И. Кункелем;
• Р. Бойлем;
• А. Маргграфом;
• К. Шееле;
• А. Лавуазье.

Сегодня один из самых популярных способов синтеза данного вещества - восстановление из соответствующих фосфорсодержащих минералов при высоких температурах под воздействием угарного газа и кремнезема. Процесс осуществляется в специальных печах. Фосфор и его соединения являются очень важными веществами как для живых существ, так и для множества синтезов в химической отрасли. Поэтому следует рассмотреть, что же представляет собой данный элемент как простое вещество и где в природе содержится.

Простое вещество фосфор

Сложно назвать какое-то конкретное соединение, когда речь идет о фосфоре. Это объясняется многочисленностью аллотропных видоизменений, которые имеет этот элемент. Выделяют четыре основных разновидности простого вещества фосфора.

1. Белый. Это соединение, формула которого Р 4 . Представляет собой белое летучее вещество, обладающее резким неприятным запахом чеснока. Самовозгорается на воздухе при обычной температуре. Сгорает светящимся бледно-зеленым светом. Очень ядовито и опасно для жизни. Химическая активность чрезвычайно высокая, поэтому получают его и хранят под слоем очищенной воды. Это возможно благодаря плохой растворимости в полярных растворителях. Лучше всего для этого белому фосфору подходит сероуглерод и органические вещества. При нагревании способно переходит в следующую аллотропную форму - красный фосфор. При конденсации и охлаждении паров способен формировать пласты. На ощупь жирные, мягкие, легко режущиеся ножом, белого цвета (слегка желтоватого). Температура плавления 44 0 С. Благодаря химической активности используется в синтезах. Но из-за ядовитости не имеет широкого промышленного применения.
2. Желтый. Это плохо очищенная форма белого фосфора. Является еще более ядовитой, также неприятно пахнет чесноком. Возгорается и горит ярким светящимся зеленым пламенем. Данные желтые или бурые кристаллы в воде не растворяются совсем, при полном окислении выделяют клубы белого дыма составом Р 4 О 10 .
3. Красный фосфор и его соединения являются самой распространенной и наиболее часто применяемой в промышленности модификацией данного вещества. Пастообразная красная масса, которая при повышенном давлении может переходить в форму фиолетовых кристаллов, является химически малоактивной. Это полимер, способный растворяться только в некоторых металлах и больше ни в чем. При температуре в 250 0 С возгоняется, переходя в белую модификацию. Не ядовит настолько сильно, как предыдущие формы. Однако при длительном воздействии на организм токсичен. Его используют в нанесении зажигающего покрытия на спичечные коробки. Это объясняется тем, что самовозгораться он не может, а вот при денотации и трении взрывается (зажигается).
4. Черный. По внешним данным очень напоминает графит, так же является жирным на ощупь. Это полупроводник электрического тока. Темные кристаллы, блестящие, которые не способны растворяться ни в каких растворителях вообще. Чтобы он загорелся, нужны очень высокие температуры и предварительное раскаливание.

Также интересна не так давно открытая форма фосфора - металлический. Он является проводником и имеет кубическую кристаллическую решетку.

Химические свойства

Химические свойства фосфора зависят от того, в какой форме он находится. Как уже говорилось выше, наиболее активна желтая и белая модификация. В целом же фосфор способен вступать во взаимодействие с:

• металлами, образуя фосфиды и выступая в роли окислителя;
• неметаллами, выступая в роли восстановителя и образуя летучие и нелетучие соединения разного рода;
• сильными окислителями, переходя в фосфорную кислоту;
• с концентрированными едкими щелочами по типу диспропорционирования;
• с водой при очень высокой температуре;
• с кислородом с образованием разных оксидов.

Химические свойства фосфора сходны с таковыми у азота. ведь он и входит в группу пниктогенов. Однако активность на несколько порядков выше, благодаря разнообразию аллотропных видоизменений.

Нахождение в природе

Как биогенный элемент, фосфор является очень распространенным. Его процентное содержание в земной коре составляет 0,09%. Это достаточно большой показатель. Где встречается этот атом в природе? Можно назвать несколько основных мест:

• зеленая часть растений, их семена и плоды;
• животные ткани (мышцы, кости, зубная эмаль, многие важные органические соединения);
• земная кора;
• почва;
• горные породы и минералы;
• морская вода.

При этом можно говорить только о связанных формах, но не о простом веществе. Ведь он крайне активен, и это не позволяет ему быть свободным. Среди минералов самыми богатыми на фосфор являются:

• инглишит;
• фторапаптит;
• сванбергит;
• фосфорит и другие.

Биологическое значение данного элемента переоценить невозможно. Ведь он входит в состав таких соединений, как:

• белки;
• фосфолипиды;
• фосфопротеиды;
• ферменты.

То есть всех тех, которые являются жизненно важными и из которых строится в целом весь организм. Суточная норма для обычного взрослого человека около 2 грамм.

Фосфор и его соединения

Как очень активный, данный элемент образует множество различных веществ. Ведь он формирует и фосфиды, и сам выступает как восстановитель. Благодаря этому сложно назвать элемент, который был бы инертен при реакции с ним. А поэтому формулы соединений фосфора крайне разнообразны. Можно привести несколько классов веществ, в образовании которых он активный участник.

1. Бинарные соединения - оксиды, фосфиды, летучее водородное соединение, сульфид, нитрид и прочие. Например: Р 2 О 5 , PCL 3 , P 2 S 3 , PH 3 и прочие.
2. Сложные вещества: соли всех типов (средние, кислые, основные, двойные, комплексные), кислоты. Пример: Н 3 РО 4 , Na 3 PO 4 , H 4 P 2 O 6 , Ca(H 2 PO 4) 2 , (NH 4) 2 HPO 4 и другие.
3. Кислородсодержащие органические соединения: белки, фосфолипиды, АТФ, ДНК, РНК и прочие.

Большинство обозначенных типов веществ имеют важное промышленное и биологическое значение. Применение фосфора и его соединений возможно и в медицинских целях, и для изготовления вполне обыденных бытовых предметов.

Соединения с металлами

Бинарные соединения фосфора с металлами и менее электроотрицательными неметаллами имеют название фосфиды. Это солеподобные вещества, которые обладают крайней неустойчивостью при воздействии разных агентов. Быстрое разложение (гидролиз) вызывает даже обычная вода.

Кроме того, под действием неконцентрированных кислот происходит также распад вещества на соответствующие продукты. Например, если говорить о гидролизе фосфида кальция, то продуктами станут гидроксид металла и фосфин:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

А подвергая фосфид разложению под действием минеральной кислоты, мы получим соответствующую соль и фосфин:

Ca 3 P 2 + 6HCL = 3CaCL 2 + 2PH 3

В целом ценность рассматриваемых соединений как раз в том, что в результате образуется водородное соединение фосфора, свойства которого рассмотрим ниже.

Летучие вещества на основе фосфора

Таких можно выделить два основных:

• белый фосфор;
• фосфин.

О первом мы уже упоминали выше и характеристики приводили. Сказали, что это белый густой дым, сильно ядовитый, неприятно пахнущий и самовоспламеняющийся при обычных условиях.

А вот что такое фосфин? Это самое распространенное и известное летучее вещество, в состав которого входит рассматриваемый элемент. Оно бинарное, и второй участник - водород. Формула водородного соединения фосфора - РН 3 , название фосфин.

Свойства этого вещества можно описать так.

1. Летучий бесцветный газ.
2. Очень ядовитый.
3. Обладает запахом гнилой рыбы.
4. С водой не взаимодействует и очень плохо в ней растворяется. Хорошо растворим в органике.
5. При обычных условиях очень химически активен.
6. Самовоспламеняется на воздухе.
7. Образуется при разложении фосфидов металлов.

Другое название - фосфан. С ним связаны истории из самой древности. Все дело в которые иногда люди видели и видят сейчас на кладбищах, болотах. Шарообразные или свечеподобные огоньки, которые возникают то здесь, то там, создавая впечатление движения, считались плохим предзнаменованием и их очень боялись суеверные люди. Причиной этого явления, по современным взглядам некоторых ученых, можно считать самовозгорание фосфина, который образуется естественным путем при разложении органических остатков, как растительных, так и животных. Газ выходит наружу и, соприкасаясь с кислородом воздуха, загорается. Цвет и размер пламени может варьироваться. Чаще всего, это зеленоватые яркие огоньки.

Очевидно, что все летучие соединения фосфора - ядовитые вещества, которые легко обнаружить по резкому неприятному запаху. Этот признак помогает избежать отравления и неприятных последствий.

Соединения с неметаллами

Если фосфор ведет себя как восстановитель, то следует говорить о бинарных соединениях с неметаллами. Чаще всего именно они оказываются более электроотрицательными. Так, можно выделить несколько типов веществ подобного рода:

• соединение фосфора и серы - сульфид фосфора P 2 S 3 ;
• хлорид фосфора III, V;
• оксиды и ангидрид;
• бромид и йодид и прочие.

Химия фосфора и его соединений разнообразна, поэтому сложно обозначить самые важные из них. Если же говорить конкретно о веществах, которые образуются их фосфора и неметаллов, то наибольшее значение имеют оксиды и хлориды разного состава. Они используются в химических синтезах как водоотнимающие средства, как катализаторы и так далее.

Так, одним из самых сильных осушающих средств является высший - Р 2 О 5 . Он настолько сильно притягивает воду, что при прямом контакте с ней происходит бурная реакция с сильным шумовым сопровождением. Само по себе вещество представляет собой белую снегообразную массу, по агрегатному состоянию ближе к аморфному.

Известно, что органическая химия по численности соединений намного превосходит неорганическую. Это объясняется явлением изомерии и способностью атомов углерода формировать различного строения цепочки атомов, замыкаясь друг с другом. Естественно, есть определенный порядок, то есть классификация, которой подчиняется вся органическая химия. Классы соединений разные, однако, нас интересует один конкретный, напрямую связанный с рассматриваемым элементом. Это с фосфором. К ним относятся:

• коферменты - НАДФ, АТФ, ФМН, пиридоксальфосфат и другие;
• белки;
• нуклеиновые кислоты, так как остаток фосфорной кислоты входит в состав нуклеотида;
• фосфолипиды и фосфопротеиды;
• ферменты и катализаторы.

Вид иона, в котором фосфор участвует в образовании молекулы данных соединений, следующий - РО 4 3- , то есть это кислотный остаток фосфорной кислоты. В состав некоторых белков он входит в виде свободного атома или простого иона.

Для нормальной жизнедеятельности каждого живого организма данный элемент и образуемые им органические соединения крайне важны и необходимы. Ведь без белковых молекул невозможно построение ни одной структурной части тела. А ДНК и РНК - главные носители и передатчики наследственной информации. В общем, все соединения должны присутствовать в обязательном порядке.

Применение фосфора в промышленности

Применение фосфора и его соединений в промышленности можно охарактеризовать в нескольких пунктах.

1. Используют в производстве спичек, взрывчатых соединений, зажигательных бомб, некоторых видов топлива, смазочных материалов.
2. Как поглотитель газов, а также при изготовлении ламп накаливания.
3. Для защиты металлов от коррозии.
4. В сельском хозяйстве в качестве удобрений почвы.
5. Как средство для умягчения воды.
6. В химических синтезах при производстве разных веществ.

Роль в живых организмах сводится к участию в процессах образования зубной эмали и костей. Участие в реакциях ана- и катаболизма, а также поддержание буферности внутренней среды клетки и биологических жидкостей. Является основой в синтезе ДНК, РНК, фосфолипидов.

Фосфор - элемент 3-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 15. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 3 , устойчивая степень окисления в соединениях +V.

Шкала степеней окисления фосфора:

Электроотрицательность фосфора (2,32) значительно ниже, чем у типичных неметаллов, и немного выше, чем у водорода. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Большинство фосфатов нерастворимы в воде.

В природе — тринадцатый по химической распространенности элемент (шестой среди неметаллов), встречается только в химически связанном виде. Жизненно важный элемент.

Недостаток фосфора в почве восполняется введением фосфорных удобрений — главным образом суперфосфатов.

Аллотропные модификации фосфора

Красный и белый фосфор Р . Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные — это белый фосфор Р 4 и красный фосфор P n . В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.).

Красный фосфор состоит из полимерных молекул P n разной длины. Аморфный, при комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор. При нагревании до 416 °С возгоняется (при охлаждении пара конденсируется белый фосфор). Нерастворим в органических растворителях. Химическая активность ниже, чем у белого фосфора. На воздухе загорается только при нагревании.

Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек. Не ядовит.

Белый фосфор состоит из молекул Р 4 . Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (t пл 44,14 °С, t кип 287,3 °С, р 1,82 г/см 3). Окисляется на воздухе (зеленое свечение в темноте), при большой массе возможно самовоспламенение. В особых условиях переводится в красный фосфор. Хорошо растворим в бензоле, эфирах, сероуглероде. Не реагирует с водой, хранится под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей.

Применяется в производстве Н 3 Р0 4 и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.

Уравнения важнейших реакций фосфора:

Получение в промышленности фосфора

— восстановление фосфорита раскаленным коксом (песок добавляют для связывания кальция):

Ca 3 (PО4)2 + 5С + 3SiО2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 °С)

Пар фосфора охлаждают и получают твердый белый фосфор.

Красный фосфор готовят из белого фосфора (см. выше), в зависимости от условий степень полимеризации n (P n) может быть различной.

Соединения фосфора

Фосфин РН 3 . Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна — III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н) 3 ] (sр 3 -гибридизация). Мало растворим в воде, не реагирует с ней (в отличие от NH 3). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNО 3 (конц.). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.

Уравнения важнейших реакций фосфина:

Получение фосфина в лаборатории :

СазP2 + 6НСl (разб.) = ЗСаСl + 2РНз

Оксид фосфора (V) P 2 O 5 . Кислотный оксид. Белый, термически устойчивый. В твердом и газообразном состояниях димер Р 4 О 10 со строением из четырех тетраэдров , связанных по трем вершинам (Р — О-P). При очень высоких температурах мономеризуется до P 2 O 5 . Существует также стеклообразный полимер (Р 2 0 5) п. Чрезвычайно гигроскопичен, энергично реагирует с водой, щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Отнимает воду у кислородсодержащих кислот.

Применяется как весьма эффективный дегидратирующий агент для осушения твердых веществ, жидкостей и газовых смесей, реагент в производстве фосфатных стекол, катализатор полимеризации алкенов. Ядовит.

Уравнения важнейших реакций оксида фосфора +5:

Получение: сжигание фосфора в избытке сухого воздуха.

Ортофосфорная кислота Н 3 Р0 4 . Оксокислота. Белое вещество, гигроскопичное, конечный продукт взаимодействия P 2 O 5 с водой. Молекула имеет строение искаженного тетраэдра [Р(O)(OН) 3 ] (sр 3 -гибридизадия), содержит ковалентные σ-связи Р — ОН и σ, π-связь Р=O. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (548 г/100 г Н 2 0). Слабая кислота в растворе, нейтрализуется щелочами, не полностью — гидратом аммиака. Реагирует с типичными металлами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция — выпадение желтого осадка ортофосфата серебра (I). Применяется в производстве минеральных удобрений, для осветления сахарозы, как катализатор в органическом синтезе, компонент антикоррозионных покрытий на чугуне и стали.

Уравнения важнейших реакций ортофосфорной кислоты:

Получение фосфорной кислоты в промышленности:

кипячение фосфоритной руды в серной кислоте:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 2Н3РО4 + 3CaSO4

Ортофосфат натрия Na 3 PO 4 . Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. Реагируется в растворе с цинком и алюминием.

Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион РО 4 3-

— образование желтого осадка ортофосфата серебра(I).

Применяется для устранения «постоянной» жесткости пресной воды, как компонент моющих средств и фотопроявителей, реагент в синтезе каучука. Уравнения важнейших реакций:

Получение: полная нейтрализация Н 3 Р0 4 гидроксидом натрия или по реакции:

Гидроортофосфат натрия Na 2 HPO 4 . Кислая оксосоль. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Реагирует с Н 3 Р0 4 (конц.), нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион НРО 4 2- — образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).

Применяется как эмульгатор при сгущении коровьего молока, компонент пищевых пастеризаторов и фотоотбеливателей.

Уравнения важнейших реакций:

Получение : неполная нейтрализация Н 3 Р0 4 гидроксидом натрия в разбавленном растворе:

2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O

Дигидроортофосфат натрия NaH 2 PO 4 . Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный. При умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, анион Н 2 Р0 4 подвергается обратимой диссоциации. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион Н 2 Р0 4 — образование желтого осадка ортофосфата серебра(1).

Применяется в производстве стекла, для защиты стали и чугуна от коррозии, как умягчитель воды.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: неполная нейтрализация H 3 PО 4 едким натром:

Н3РО4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaH2PO4 + H2O

Ортофосфат кальция Са 3(PO 4)2 — Оксосоль. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нерастворим в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Восстанавливается коксом при сплавлении. Основной компонент фосфоритных руд (апатиты и др.).

Применяется для получения фосфора, в производстве фосфорных удобрений (суперфосфаты), керамики и стекла, осажденный порошок — как компонент зубных паст и стабилизатор полимеров.

Уравнения важнейших реакций:

Фосфорные удобрения

Смесь Са(Н 2 Р0 4) 2 и CaS0 4 называется простым суперфосфатом , Са(Н 2 Р0 4) 2 с примесью СаНР0 4 — двойным суперфосфатом , они легко усваиваются растениями при подкормке.

Наиболее ценные удобрения — аммофосы (содержат азот и фосфор), представляют собой смесь аммонийных кислых солей NH 4 H 2 PO 4 и (NH 4) 2 HPO 4 .

Хлорид фосфора (V) PCI5 . Бинарное соединение. Белый, летучий, термически неустойчивый. Молекула имеет строение тригональной бипирамиды (sp 3 d-гибридизация). В твердом состоянии димер P 2 Cl 10 с ионным строением РСl 4 +[РСl 6 ] — . «Дымит» во влажном воздухе. Весьма реакционноспособный, полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Применяется как хлорагент в органическом синтезе. Ядовит.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: хлорирование фосфора.

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,Cl,OH) фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ), является элементом жизни.

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году . Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень , а получил светящееся вещество.

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 .

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом .

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

Происхождение названия

Получение

• 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 (с избытком кислорода),
• 4P + 3O 2 → 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:щелочами

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

• 4Р + 3KOH + 3Н 2 О → РН 3 + 3KН 2 РО 2 .

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту :

• 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO;

• 2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.

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

• 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2 O 5

Применение

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

Элементарный фосфор

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

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

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

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са 3 (РО 4) 3 ·CaF 2 . В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Токсикология элементарного фосфора

Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.
Белый фосфор ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м³.

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин , зоман , табун являются соединениями фосфора.