Фосфор открыл в 1669 году алхимик из Гамбурга Хенниг Бранд, который проводил опыты с выпариванием человеческой мочи, пытаясь получить философский камень. Вещество, образовавшееся после многочисленных манипуляций, оказалось похожим на воск, необыкновенно ярко, с мерцанием, горело. Новому веществу было дано название phosphorus mirabilis (от латинского чудотворный носитель огня). Несколькими годами позже фосфор получил Иоганн Кункель, а также, независимо от двух первых учёных, Р. Бойлем.

Фосфор является элементом XV группы III периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 15 и атомной массой 30,974. Принятое обозначение - Р.

Нахождение в природе

Фосфор содержится в морской воде и земной коре в основном в виде минералов, которых около 190 (самые важные - апатит и фосфорит). Входит в состав всех частей зелёных растений, белков, ДНК.

фосфор является неметаллом с высокой химической активностью, в свободном виде практически не встречается. Известны четыре модификации фосфора - красный, белый, чёрный и металлический.

Суточная потребность в фосфоре

Для нормального функционирования организм взрослого человека должен получать 1,0-2,0 г фосфора в сутки. Для детей и подростков норма составляет 1,5-2,5 г, для беременных и кормящих женщин возрастает до 3,0-3,8 г (calorizator). Суточная потребность в фосфоре увеличивается во время регулярных спортивных тренировок и при физических нагрузках.

Основные поставщики фосфора - рыба и морепродукты, творог, сыр, орехи, бобовые и крупы. Достаточное количество фосфора содержат и , и , ягоды, грибы и мясо, и .

Признаки нехватки фосфора

Недостаточное количество фосфора в организме характеризуется усталостью и слабостью, может сопровождаться потерей аппетита и внимания, частыми простудными заболеваниями, тревогой и чувством страха.

Признаки избытка фосфора

Признаками избытка фосфора в организме служат кровотечения и кровоизлияния, развивается анемия, возникает почечнокаменная болезнь.

Фосфор обеспечивает нормальные рост костной и зубной тканей организма, поддерживает их в здоровом состоянии, также участвует в синтезе белка, играет важную роль в обмене жиров, белков и углеводов. Без фосфора не могут функционировать мышцы, и не происходит умственная деятельность.

Усвояемость фосфора

При приёме минеральных комплексов стоит помнить о наилучшем балансе фосфора и (3:2), а также о том, что чрезмерное количество и замедляет процесс усвоения фосфора.

Фосфор широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве, прежде всего из-за его горючести. Его используют в производстве топлива, спичек, взрывчатых веществ, фосфорных удобрений и защиты поверхностей металлов от коррозии.

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

Общие сведения и методы получения

Фосфор (Р)-неметалл. Открыт в 1669 г. Брэндом (Германия), полу­чившим светящееся в темноте вещество. Первоначальное название «холлодный огонь», более позднее - фосфор, от греческого «phosph6ros» - светоносный.

Лавуазье установил элементарную природу фосфора. В 1771 г. Шее-ле предложил метод получения фосфора из костной золы путем прока­ливания ее с углем.

Во второй половине XIX в. было организовано промышленное про­изводство фосфора из фосфоритов в ретортных печах; в начале XX в. иа смену им пришли электрические печи.

Важнейшими из минералов, содержащих фосфор, являются апатиты и фосфориты. Содержание фосфора (в пересчете на Р2О5) в апатитах составляет от 20 до 41 %.

Фосфориты - минералы осадочного происхождения, главная состав­ляющая которых - фосфаты кальция; кроме того, в них присутствуют многочисленные включения кварца, кальцита, глауконита и др., а также органические вещества. Содержание фосфора (в пересчете на Р2О5) в фосфоритах 5-36 %.

В настоящее время фосфор получают, прокаливая фосфориты или апатиты в электрических печах с песком (Si0 2) и углем (С) без до­ступа воздуха. Выделяющиеся пары фосфора конденсируются в приемнике под водой.

Физические свойства

Атомные характеристики. Атомный номер 15, атомная масса 30,973 а. е.м. атомный объем 13,93-10 _в м 3 /моль. Атомный радиус 0,134 нм, ионные радиусы Р 6 +, Р 3 +, Р 3 - 0,035; 0,044; 0,186 нм соответ­ственно. Электроотрицательность 2,1. Конфигурация внешних электрон­ных оболочек 3s 2 3p 3 . Значения потенциалов ионизации / (эВ): 10,55; 19,65; 30,16.

Красный фосфор - аморфное вещество; цвет - от коричневого до фиолетового; образуется при нагревании белого фосфора без доступа воздуха до 250-300 °С в течение нескольких часов. При длительном нагревании красного фосфора выше 450 °С существуют его различные кристаллические формы: триклннная, кубическая, тетрагональная и др.

Черный фосфор образуется при нагревании белого фосфора до 200-220 °С и давлении 1,2-1,7 ГПа. Указанное превращение в присут­ствии ртути и небольшого количества кристаллов черного фосфора осу­ществляется-при нормальном давлении и температуре 370°С в течение 8 сут.

Существуют аморфная и кристаллическая формы черного фосфора. Кристаллы черного фосфора имеют ромбическую решетку с парамет­рами: л = 0,331 нм, 6 = 0,438 нм, с=1,050 нм. В элементарной ячейке - 8 атомов.

Энергия кристаллической решетки 315 мкДж/кмоль. Сродство ато­мов к электрону 0,8-0,9 эВ; энергия диссоциации молекул 5,0 эВ. Эф­фективное поперечное сечение захвата тепловых нейтронов 19-Ю -30 м г.

Плотность. Белый фосфор: а-модификация имеет плотность р = = 1,828 Мг/м 3 , 6-модификация 1,880 Мг/м 3 . Плотность желтого 2,223 Мг/м 3 , кристаллического черного 2,702 Мг/м 3 , аморфного черного 2,250 Мг/м 3 , красного от 2,000 до 2,400 Мг/м 3 .

Химические свойства

Фосфор проявляет степени окисления +5, 4-3, -3. Электрохимический эквивалент фосфора со степенью окисления +5 равен 0,06421 мг /Кл.

Различные модификации фосфора резко различаются по химической активности: белый, красный, черный (в порядке уменьшения активно* сти).

Мелко измельченный белый фосфор самовоспламеняется на возду» хе, в компактной форме возгорается при нагреве выше 50 °С.

Красный фосфор при нормальной температуре и влажности с пара» ми воды и кислородом реагирует медленно, однако большие количест­ва его при хранении на воздухе воспламеняются.

Черный фосфор более устойчив: его можно безопасно обрабатывать на воздухе.

С водородом фосфор в обычных условиях ие взаимодействует, по­этому соединения этих элементов получают косвенными путями, а имен­но: действием кислоты или воды на фосфиды металлов, кипячением бе­лого фосфора с раствором едкого кали, термическим разложением низ­ших кислот фосфора и др.

Известны следующие водородные соединения фосфора: фосфин РНз, дифосфин Р 2 Н 4 и твердые низшие гидриды фосфора, отвечающие общей формуле РгпН„. Фосфин - сильный восстановитель.

Твердые низшие гидриды фосфора (РгпН„) являются полимерами н во многих отношениях напоминают органические пластмассы и фос­фатные стекла.

Фосфор образует с кислородом ряд оксидов.

Оксид фосфора (V) Р 2 0 5 , или фосфорный ангидрид, - белый, гиг­роскопичный порошок, который возгоняется при 360 °С и атмосферном давлении. Под действием света Р2О5 светится зеленым светом.

Фосфорный ангидрид взаимодействует с металлами, образуя смесь фосфатов и фосфидов; с галогенидами, кроме фтора, не реагирует; де­гидратирует многие органические вещества; реагирует со спиртами, фе­нолами, эфирами, алкилфосфатами и др.; при сплавлении с основными оксидами образует твердые фосфаты.

Оксид фосфора (III) Р 2 0 3 , или фосфористый ангидрид, представля­ет собой летучие белые кристаллы, ядовит, хорошо растворяется в ор­ганических растворителях, при продолжительном хранении самопроиз­вольно распадается. Обладает сильно выраженными восстановительны­ми свойствами, реагирует с хлором и бромом, образуя оксигалогениды.

Оксид фосфора (IV), или тетраоксид фосфора Р0 2 (Р20 4), является полимером (Р0 2)„, представляет собой блестящие прозрачные кристал­лы, которые возгоняются выше 780 °С, на воздухе расплываются, по­глощая влагу, хорошо растворяются в воде.

С фтором фосфор реагирует со взрывом; в атмосфере хлора и брома белый фосфор воспламеняется на холоду; с красным фосфором реакция протекает спокойно; с иодом белый фосфор взаимодействует при охлаж­дении, красный фосфор - прн подогревании. Галогениды фосфора чрез­вычайно реакционноспособны; химическая активность уменьшается от фторидов к иодидам, аналогично уменьшается прочность.

При сплавлении фосфора с серой ниже 100 °С образуются твердые растворы; выше 100 °С - кристаллические сульфиды P 4 S 3 , P 4 S 5 , P4S7, P 4 S, 0 .

При смешении свежеперегнанного оксида фосфора (III) Р 4 0б с рас­считанным количеством серы в атмосфере азота образуются оксисуль-фиды фосфора: P 2 0 3 S 2 , P 2 0 2 S 3 , P 4 0 4 S 3 , P 6 O 10 S5. Известны и полимерные сульфиды, состав которых соответствует молярному отношению 0 < Я/5 < 0,4.

С углеродом фосфор реагирует в парах при высоких температурах (выше 2000 °С).

При взаимодействии хлорида фосфора (III) РС1 3 с ацетиленмагний-иодндом (C 2 Mg 2 l2) образуется желтовато-белый аморфный осадок карбида (РС 3), ие растворяющийся в обычных растворителях и не разру­шающийся кислотами и щелочами, но загорающийся при самом слабом нагревании с выделением углерода

Пары фосфора реагируют с азотом в электрическом разряде, обра­зуя твердые нитриды. Чистые нитриды белого цвета, при комнатной тем­пературе инертны, не взаимодействуют с водой, хлором, соляной кис­лотой и разбавленной серной кислотой. Полностью разлагаются кипя­щей концентрированной серной кислотой. Выше 500-700 °С нитриды фосфора диссоциируют с образованием азота и элементарного фосфора.

С металлами, а также с более электроположительными элементами (В, Si, As и др.) фосфор образует фосфиды, бурно реагирующие с водой н минеральными кислотами.

Фосфиды металлов подгруппы меди термически неустойчивы, не растворяются в азотной кислоте даже при кипячении, являются полупро­водниками.

Фосфиды металлов подгруппы цинка легко разлагаются водой и кис­лотами, в токе кислорода легко сгорают, сухой водород на них не дей­ствует, фтор действует уже при комнатной температуре, а хлор, бром и иод - только при нагревании.

Фосфиды переходных металлов, а также лантаноидов и актиноидов по физическим свойствам близки либо к полупроводникам (VP, NbP, ТаР, CrP, МоР, WP, МпР), либокметаллам (TiP, ZrP, HtP). В химичес­ком отношении они относительно устойчивы, их химическая стойкость по­нижается с уменьшением содержания фосфора. Фосфиды неметаллов и так называемых полуметаллов - ковалентные соединения, представля­ющие собой либо диэлектрики, либо полупроводники. Фосфиды элемен­тов подгруппы бора уменьшают химическую активность от BP к InP, а ТеР при обычных условиях вообще не образуется.

Фосфиды элементов IV группы (Si, Ge, Sn, Pb) и V группы Периоди­ческой системы (As, Sb) в химическом отношении нестойки.

С кремнием фосфор образует Si 2 P и SiP, с германием GeP, с оловом Sn 4 P 3 и SnP 4 , со свинцом РЬ 3 Р 2 , с мышьяком AsP, с сурьмой SbP. Фос­фиды висмута не образуются.

При нагревании фосфора в парах НС! образуется фосфин РН 3 , в продуктах взаимодействия фосфора с НВг выделен бромид фосфония РН 4 Вг, с HI - диноднд фосфора Р 2 1 4 и иодид фосфония РН 4 1.

При нагревании фосфора с водными растворами сильных щелочей об­разуется фосфин РН 3 .

С водой фосфор не взаимодействует, но прн температурах 600- 900 °С под давлением и в присутствии катализаторов (Pt, Ti, Zr, Си) об­разуются фосфорная кислота Н 3 Р0 4 и водород.

Белый фосфор легко окисляется водными растворами солей метал­лов, имеющих низкий окислительно-восстановительный потенциал (Си, Ag, Аи, РЬ и др.); красный и черный фосфор не окисляются.

Фосфорорганические соединения по своей структуре можно условно разделить на фосфорсодержащие карбоновые кислоты и их производные (эфиры, амиды и т. д.), а также фосфины, их производные и родствен­ные им вещества. Во всех этих соединениях имеется непосредственная связь между фосфором и углеродом.

Области применения

Элементарный фосфор применяется в военном деле, в спичечной промыш­ленности, для производства термической фосфорной кислоты, полифосфа­тов, хлоридов, сульфидов, фосфидов и других соединений.

В металлургии фосфор используют для легирования сталей (авто­матная сталь до 0,15% Р, нержавеющие стали до 0,3 % Р и и т. д.),

чугуна (фосфористый чугун до 0,8 % Р). Сплав медь - магний фосфор (до 1,4 % Р) обладает высокой электропроводностью и слабо разупроч-няется при нагреве; промышленный сплав меди с фосфором (7 % Р) от­личается сверхпластичностью в области температур деформирования (400-600 °С); многие фосфорсодержащие сплавы применяют в качест­ве припоев; спеченные антифрикционные фосфорсодержащие сплавы (до 2 % Р), обладающие высокой механической прочностью, износостойко­стью, прирабатываемостью, используют взамен железографита, бронзо-графита и бронзы; спеченные фрикционные сплавы (до 1 % Р) применяют для создания магнитио-мягких материалов, магнитопроводов и других изделий; фосфорсодержащие сплавы наносят в виде покрытий для за­щиты материалов от изнашивания, коррозии; пленки из сплавов Со- Р, Ni -Р, Со- Fe -Р, Со- W -Р ферромагнитны, их применяют для созда­ния элементов памяти в вычислительных машинах.

Фосфор вводят в состав некоторых бронз (фосфористая бронза - 0,5-1,2 % Р), повышая их жидкотекучесть и стойкость против истира­ния.

Поверхностная обработка стальных изделий - фосфатирование - обеспечивает защиту их от коррозии.

Фосфор используют как раскислитель в производстве сплавов цвет­ных металлов (до 1 % Р), что увеличивает их жаропрочность (фехраль, хромаль и др.).

Применяют фосфор также для получения полупроводников - фосфи­дов галлия и индия, в состав других полупроводников его вводят в не­больших количествах в качестве необходимой добавки.

Фосфорная кислота используется для изготовления концентрирован­ных фосфорных удобрений (двойной суперфосфат, преципитат, нитро­фоска, нитрофос и др.). реактивов.

Фосфаты аммония применяют для пропитки тканей, пластика, дерева для придания им огнестойких свойств; Фосфаты Fe, Na, К, Са - компо­ненты буровых жидкостей, зубных паст; фоефаш Са и аммония исполь­зуют для производства эмалей и в фармацевтической промышленности.

Мегафосфаты применяют в промышленноеш для умягчения воды и снижения ее коррозионной активности, для удаления накипи в паровых котлах, вводят в состав некоторых моюших средств.

Полифосфаты применяют в производстве синтетических моющих средств.

Фосфиды имеют следующие области применения: Фосфид бора - для датчиков э. д. с Холла, полупроводниковых приборов, приемников ИК-излучения, рабочих тел квантовых генераторов; фосфид меди - для пайки лаауни: фосфид никеля - для создания износостойких покры­тий на деталих машин.

Оксид (V) фосфора Р 2 О ч используется в качестве осушающего агента, для дегидратации при получении метнлмечакрнлатных смол.

Широкое применение в промышленное m нашли хлориды фосфора в производстве красителей, инсектицидов, лекарств, поверхностно-активных веществ и как эффективное хлорирующее средство

Области применения сульфидов фосфора - производство флотацион­ных реагентов, антикоррозионных добавок к маслам и горючему, фос-форорганических инсектицидов (тиофос, карбофос и др.). Фосфороргани-ческие соединения - термостойкие ч огнестойкие лаки, клеи - для мо­дификации полимеров, для получения неорганического каучука.

Атомная промышленность использует комплексные соединения фос­фора для извлечения редких и трансурановых элементов из руд.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/мі), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма. Несмотря на то, что в результате реакции между фосфором и водой

4Р + 6Н 2 О > РН 3 + 3Н 3 РО 2

выделяется ядовитый газ фосфин (РН 3), для тушения фосфора используют воду в больших количествах или раствор сульфата меди (CuSO 4), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания желтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

Красный фосфор, также называемый фиолетовым фосфором, - это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году при нагревании белого фосфора при 500°С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор - это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П.У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/мі) плотность.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях.

Металлический фосфор

При 8,3Ч10 10 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г./смі, а при дальнейшем повышении давления до 1,25Ч10 11 Па - ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г./смі. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Фосфор

ФО́СФОР -а; м. [от греч. phōsphoros - светоносный] Химический элемент (P), играющий важную роль в жизнедеятельности животных и растений (содержится в некоторых минералах, в костях животных, в животных и растительных тканях). Красный ф. Чёрный ф. В рыбе много фосфора. Ф. нужен для укрепления костей. Белый ф. (легковоспламеняющееся и светящееся в темноте вещество). Море светится, сияет фосфором (светится ночью зеленоватым светом из-за обилия микроорганизмов).

◁ Фо́сфорный (см.).

(лат. Phosphorus), химический элемент V группы периодической системы. Назван от греч. phōsphóros - светоносный. Образует несколько модификаций - белый фосфор (плотность 1,828 г/см 3 , t пл 44,14°C), красный фосфор (плотность 2,31 г/см 3 , t пл 593°C), и др. Белый фосфор легко самовоспламеняется, светится в темноте (отсюда название), ядовит; красный менее активен химически, ядовит. Добывают из апатитов и фосфоритов. Главный потребитель - сельское хозяйство (фосфорные удобрения); применяется в спичечном производстве, металлургии (раскислитель и компонент некоторых сплавов), в органическом синтезе и др. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных.

ФО́СФОР (лат. - Phosphopus), Р (читается «пэ»), химический элемент с атомным номером 15, атомная масса 30,973762. Расположен в группе VA в 3 периоде периодической системы. Имеет один стабильный нуклид 31 Р. Конфигурация внешнего электронного слоя 3s 2 р 3 . В соединениях проявляет степени окисления от –3 до +5. Валентности от III до V. Самая устойчивая степень окисления в соединениях +5.
Радиус нейтрального атома P 0,134 нм, радиус ионов: Р 3- 0,186 нм, Р 3+ 0,044 нм (координационное число 6) и Р 5+ - 0,017 нм (координационное число 4) и 0,038 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома P равны 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 и 65 эВ. Сродство к электрону 0,6 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 2,10. Неметалл.
История открытия
Первым в свободном состоянии фосфор получил в 1669 гамбургский алхимик Х. Бранд (есть сведения, что аналогичное по свойствам вещество было получено еще в 12 веке арабским алхимиком Бехилем). В поисках философского камня (см. ЭЛИКСИР) он прокалил в закрытом сосуде сухой остаток от выпаривания мочи с речным песком и древесным углем. После прокаливания сосуд c реагентами начал светиться в темноте белым светом (это светился фосфор, восстановленный из его соединений, содержащихся в моче).
В 1680 светящийся в темноте фосфор (от греческого «фосфорос» - светоносный) получил англичанин Р. Бойль. (см. БОЙЛЬ Роберт) В последующие годы было установлено, что фосфор содержится не только в моче, но и в тканях головного мозга, в костях скелета. Наиболее простой метод получения фосфора прокаливанием костяной золы с углем был предложен в 1771 К. Шееле (см. ШЕЕЛЕ Карл Вильгельм) . Элементарную природу фосфора установил в конце 18 века А. Л. Лавуазье. (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран)
Нахождение в природе
Содержание в земной коре 0,105% по массе, что значительно превосходит содержание, например, азота (см. АЗОТ) . В морской воде 0,07 мг/л. В свободном виде в природе фосфор не встречается, но он входит в состав 200 различных минералов. Наиболее известны фосфорит (см. ФОСФОРИТЫ) кальция Са 3 (РО 4) 3 , апатиты (см. АПАТИТЫ) (фторапатит 3Са 3 (РО 4) 3 ·СаF 2 , или, Ca 5 (PO 4) 3 F), монацит (см. МОНАЦИТ) , бирюза (см. БИРЮЗА) . Фосфор входит в состав всех живых организмов.
Получение
Производство фосфора осуществляется электротермическим восстановлением его из фосфоритов и апатитов при 1400-1600°C коксом в присутствии кремнезема:
2Са 3 (РО 4) 2 + 6SiO 2 + 10C = P 4 + 6CaSiO 3 + 10CO
4Са 5 (РО 4) 3 F +21SiO 2 +30C = 3P 4 + 20CaSiO 3 + 30CO + SiF 4
Выделяющиеся пары Р 4 далее обрабатывают перегретым водяным паром для получения термической фосфорной кислоты Н 3 РО 4:
Р 4 + 14Н 2 О = 4Н 3 РО 4 + 8Н 2
При десублимации паров Р 4 образуется белый фосфор. Его перерабатывают в красный фосфор нагреванием без доступа воздуха при температуре 200-300°C в реакторах, снабженных шнековым измельчителем реакционной массы.
Особенности строения аллотропных модификаций и их физические свойства
Элементарный фосфор существует в нескольких аллотропных модификациях, главные из которых: белая (фосфор III), красная (фосфор II) и черная (фосфор I).
Белый фосфор - воскообразное, прозрачное вещество, с характерным запахом. Состоит из тетраэдрических молекул Р 4 , которые могут свободно вращаться. Белый фосфор обладает кубической кристаллической решеткой молекулярного типа, параметр ячейки а = 1,851 нм. Плотность 1,828 кг/дм 3 . Температура плавления 44,14°C, температура кипения 287°C. Существует две формы белого фосфора: a-модификация, с кубической кристаллической решеткой, при –76,9°C переходит в b-модификацию, кристаллическая решетка которой не установлена и отсутствует свободное вращение молекул Р 4 . Диэлектрик. Растворяется в этиловом спирте, бензоле, сероуглероде CS 2 .
Нагревая белый фосфор без доступа воздуха при 250-300°C получают красный фосфор. Примеси натрия, иода и селена и УФ-лучи ускоряют переход одной модификации в другую.
Красный фосфор аморфен, имеет цвет от алого до темно-коричневого и фиолетового. Существует несколько кристаллических форм с различными свойствами. Кристаллический красный фосфор (фосфор Гитторфа) получают охлаждая насыщенный при температуре 600°C раствор красного фосфора в расплавленном свинце. Он обладает моноклинной решеткой, параметры элементарной ячейки а = 1,02 нм, в = 0,936 нм, с = 2,51 нм, угол b 118,8°. Плотность красного фосфора 2,0-2,4 кг/дм 3 . Диэлектрик. При нагревании красный фосфор испаряется в виде молекул Р 4 , конденсация которых приводит к образованию белого фосфора.
При нагревании белого фосфора до 200-220°C под давлением 1,2 ГПа образуется кристаллический черный фосфор. Решетка построена из волокнистых слоев с пирамидальным расположением атомов. Наиболее устойчивая разновидность черного фосфора имеет орторомбическую решетку, параметры а = 0,3314 нм, в = 0,4376 нм, с = 1,0478 нм. Плотность черного фосфора 2,702 кг/дм 3 . Внешне похож на графит; полупроводник, диамагнитен. При нагревании до 560-580°C превращается в красный фосфор. Черный фосфор малоактивен, с трудом воспламеняется.
Химические свойства
Фосфор в соединениях главным образом ковалентен. Фосфор обладает свободными 3d-орбиталями, что приводит к образованию донорно-акцепторных связей. Наиболее активен белый фосфор. Он окисляется на воздухе. Окисление происходит по механизму цепных реакций и сопровождается хемолюминесценцией. При горении фосфора в избытке кислорода получается P 2 O 5 , который образует димеры Р 4 О 10 и тетрамеры Р 8 О 20 . При недостатке кислорода получается P 2 O 3 . Самовоспламеняется на воздухе за счет выделяющейся при окислении теплоты. Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, не самовоспламеняется. Черный фосфор на воздухе не окисляется.
Оксид фосфора(V) - кислотный оксид. Он реагирует с водой с выделением большого количества теплоты. При этом сначала образуется полимерная метафосфорная кислота (НРО 3) n . При обработке горячей водой она превращается в трехосновную ортофосфорную кислоту средней силы Н 3 РО 4:
Р 4 О 10 + 2Н 2 О = (НРО 3) 4 ; (НРО 3) 4 + 4Н 2 О = 4Н 3 РО 4
или Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4
Фосфор взаимодействует с галогенами с выделением большого количества тепла. С F, Cl, Br образует тригалогениды и пентагалогениды, с I - только триодид РI 3 . Все галогениды фосфора легко гидролизуются до ортофосфорной Н 3 РО 4 , фосфористой Н 3 РО 3 и галогеноводородной кислот:
РСl 5 + 4Н 2 О = Н 3 РО 4 + 5НСl
PI 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HI
Тригалогениды фосфора представляют собой трехгранную пирамиду, в основании которой расположены атомы галогенов, а в вершине находится атом фосфора. Молекула пентагалогенида представляет собой две трехгранные пирамиды, имеющие общую грань. Получены оксигалогениды фосфора РОF 3 , РОСl 3 и РОBr 3 .
С серой фосфор образует сульфиды Р 4 S 3 , Р 4 S 5 , Р 4 S 7 , Р 4 S 10 . Известны оксисульфиды фосфора: P 2 O 3 S 2 , P 2 O 2 S 3 , P 4 O 4 S 3 , P 6 O 10 S 5 , P 4 O 4 S 3 . Реагирует фосфор с Se и Te, образует соединения с Si и C (PC 3).
С водородом непосредственно в реакцию не вступает. При взаимодействии с разбавленным раствором гидроксида калия КОН образуется газообразный фосфин РН 3:
4Р + 3КОН +3Н 2 О = 3КН 2 РО 2 + РН 3
Как примесь при этом образуется также дифосфин Р 2 Н 4 . Оба фосфина имеют характерный запах тухлой рыбы.
Фосфин РН 3 по химическим свойствам напоминает аммиак NH 3 , но менее устойчив.
Фосфор при сплавлении реагирует с металлами. С щелочноземельными образует ионные фосфиды М 3 Р 2 ,разлагающиеся при контакте с водой:
Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3 ,
Са 3 Р 2 + 6Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2РН 3
Со переходными металлами фосфор образует металлоподобные фосфиды Mn 3 P, FeP, Ni 2 P.
Фосфор входит в состав неорганических кислот. Это ортофосфорная кислота Н 3 РО 4 (ее соли - ортофосфаты, моногидрофосфаты, Na 2 HPO 4 и дигидрофосфаты, Са(Н 2 РО 4) 2); метафосфорная кислота (НРО 3) n (ее соли - метафосфаты), одноосновная фосфорноватистая кислота Н 3 РО 2 (ее соли - гипофосфиты, NaН 2 РО 2), двухосновная фосфористая кислота Н 3 РО 3 (ее соли - фосфиты, Na 2 HPO 3).
Фосфор входит в состав органических эфиров, спиртов и кислот: фосфиновых RRP(O)OH, фосфонистых RH 2 PO 2 и фосфоновых RP(O)(OH) 2 , где R и R - органические радикалы.
Применение
Белый фосфор используется при изготовлении фосфорной кислоты Н 3 РО 4 (для получения пищевых фосфатов и синтетических моющих средств). Применяется при изготовлении зажигательных и дымовых снарядов, бомб.
Красный фосфор используют в изготовлении минеральных удобрений, спичечном производстве. Фосфор применяется в производстве сплавов цветных металлов как раскислитель, служит легирующей добавкой. Используется в производстве магнитомягких сплавов, при получении полупроводниковых фосфидов. Соединения фосфора служат исходными веществами для производства медикаментов.
Содержание в организме
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 ·СаF 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 1-2 г. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.
Физиологическое действие
Соединения фосфора токсичны. Смертельная доза белого фосфора - 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора. Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении - промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м 3 . Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Смотреть что такое "фосфор" в других словарях:

- (греч., от phos свет, и phoros несущий). Простое тело, желтоватого цвета, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Чудинов А.Н., 1910. ФОСФОР греч. phosphoros, от phos, род. пад.… … Словарь иностранных слов русского языка

ФОСФОР - ФОСФОР, хим. элемент (символ Р) с ат. в. 31,02, принадлежащий к V группе и 3 ряду периодической системы Менделеева (порядковый номер 15). Ф. широко распространен в природе, но лишь в виде кислородных соединений: почва содержит его в виде солей… … Большая медицинская энциклопедия

Фосфор - представляет собой твердое вещество, мягкое и пластичное по консистенции, получаемое путем обработки природных фосфатов, смешанных с песком и углеродом, в электрической печи. Существуют две основные разновидности фосфора: а) белый фосфор,… … Официальная терминология

- (символ Р), химический элемент пятой группы периодической таблицы, впервые обнаруженный в 1669 году. Встречается в виде ФОСФАТОВ в минералах, главный источник фосфора АПАТИТ. Этот элемент применяется для изготовления ФОСФОРНОЙ КИСОЛТЫ,… … Научно-технический энциклопедический словарь

- (Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 15, атомная масса 30,97376; неметалл белого (светится на воздухе, tпл 44,14шC), красного (tпл 593шC) или черного (tпл 1000шC) цвета. Фосфор используют в… … Современная энциклопедия

- (лат. Phosphorus) Р, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 15, атомная масса 30,97376. Название от греч. phosphoros светоносный. Образует несколько модификаций Белый фосфор (плотность 1,828 г/см³, tпл… … Большой Энциклопедический словарь

Фосфор - (Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 15, атомная масса 30,97376; неметалл белого (светится на воздухе, tпл 44,14°C), красного (tпл 593°C) или черного (tпл 1000°C) цвета. Фосфор используют в… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

фосфор - а, м. phosphore m.<гр. phos свет + phoros несущий. Распространенный химический элемент, играющий большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Белый, красный, черный фосфор. БАС 1. Бывают натуральные и произведенные искусством фосфоры … Исторический словарь галлицизмов русского языка

P (лат. Phosphorus * a. phosphorus; н. Phosphor; ф. phosphore; и. fosforo), хим. элемент V группы периодич. системы Mенделеева, ат.н. 15, ат. м. 30,97376. Природный Ф. представлен одним стабильным изотопом 31P. Известно 6 искусств.… … Геологическая энциклопедия

ФОСФОР, фосфора, мн. нет, муж. (греч. phosphoros светоносный) (хим.). Химический элемент, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте вещество, находящееся в составе некоторых минералов, в костях животных, в животных и растительных тканях.… … Толковый словарь Ушакова

Ипи Луцифер Prosphorus, Lucifer), т. е. светоноситель. Название планеты Венеры как утренней звезды. Как вечерняя звезда она называлась Геспер, или Веспер, и считалась сыном Астрея и Эос, отцом Гесперид. (