Фосфорът е открит през 1669 г. от хамбургския алхимик Хениг Бранд, който експериментира с изпаряването на човешка урина в опит да получи Философския камък. Веществото, образувано след многобройни манипулации, се оказа като восък, необичайно ярко, с трептене, изгоряло. Новото вещество беше кръстено phosphorus mirabilis(от латински чудотворен носител на огън).Няколко години по-късно фосфорът е получен от Йохан Кункел, а също и независимо от първите двама учени от Р. Бойл.

Фосфорът е елемент от XV група от III период на периодичната система от химични елементи на D.I. Менделеев, с атомен номер 15 и атомна маса 30,974. Приетото обозначение е R.

Да бъдеш сред природата

Фосфорът се намира в морската вода и земната кораглавно под формата на минерали, от които има около 190 (най-важните са апатит и фосфорит). Включен във всички части зелени растения, протеини, ДНК.

Фосфорът е неметал с висока химическа активност, практически не се среща в свободна форма. Известни са четири модификации на фосфора - червен, бял, черен и метален.

Дневна нужда от фосфор

За нормалното функциониране тялото на възрастен трябва да получава 1,0-2,0 g фосфор на ден. За деца и юноши нормата е 1,5-2,5 g, за бременни и кърмещи жени се увеличава до 3,0-3,8 g (калоризатор). Дневната нужда от фосфор се увеличава при редовно спортна подготовкаи по време на физическо натоварване.

Основните доставчици на фосфор са риба и морски дарове, извара, сирене, ядки, бобови растения и зърнени култури. Достатъчно количество фосфор се съдържа в и, и, горски плодове, гъби и месо, и.

Признаци на дефицит на фосфор

Недостатъчното количество фосфор в организма се характеризира с умора и слабост, може да бъде придружено от загуба на апетит и внимание, чести настинки, тревожност и страх.

Признаци на излишък на фосфор

Признаците за излишък на фосфор в организма са кървене и кръвоизлив, развива се анемия и се появява нефролитиаза.

Фосфорът осигурява нормалния растеж на костите и зъбните тъкани на тялото, поддържа ги в здравословно състояние, също така участва в синтеза на протеини, играе важна роля в метаболизма на мазнини, протеини и въглехидрати. Без фосфор мускулите не могат да функционират и умствената дейност не се осъществява.

Усвояемост на фосфора

Когато приемате минерални комплекси, си струва да запомните най-добрия баланс на фосфор и (3: 2), както и факта, че прекомерното количество и забавя усвояването на фосфора.

Фосфорът се използва широко в промишлеността и селското стопанство, главно поради неговата горимост. Използва се в производството на гориво, кибрит, експлозиви, фосфатни торове и защита на метални повърхности от корозия.

Фосфорът (P) е елемент от VA групата, който също е съставен от азот, антимон, арсен, бисмут. Името, произлизащо от гръцки думи, в превод означава "носещ светлина".

В природата фосфорът се среща само в подвързана форма. Основните минерали, съдържащи фосфор: апатити - хлорапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 или флуорапатит 3Ca3(PO4)2*Ca (F)2 и фосфорит 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Съдържанието в земната кора е приблизително 0,12 масови%.

Фосфорът е жизненоважен важен елемент. Неговата биологична роля е трудно да се надценява, тъй като е част от такива важни съединения като протеини и аденозин трифосфат (АТФ), намира се в животинските тъкани (например, фосфорните съединения са отговорни за контракциите мускулна тъкан, а съдържащият се в костите калциев фосфат осигурява здравината на скелета), намира се и в растителните тъкани.

История на откритията

Фосфорът е открит в химията през втората половина на 17 век. Чудотворният носител на светлина (лат. phosphorus mirabilis), както е наречено веществото, е получен от човешка урина, чието варене е довело до производството на восъкоподобно вещество, светещо в тъмното от течно вещество.

Обща характеристика на елемента

Общ електронна конфигурациянивото на валентност на атомите на елементи от групата VA ns 2 np 3 . В съответствие със структурата на външното ниво, елементите от тази група са включени в съединенията в степени на окисление +3 или +5 (основното, особено стабилно състояние на окисление на фосфора), но фосфорът може да има и други степени на окисление, например минус -3 или +1.

Електронната конфигурация на фосфорния атом е 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Атомен радиус 0,130 nm, електроотрицателност 2,1, относителна атомна (моларна) маса 31.

Физични свойства

Фосфорът под формата на просто вещество съществува под формата на алотропни модификации. Най-стабилните алотропни модификации на фосфора са така наречените бял, черен и червен фосфор.

• Бял (формулата може да бъде написана като P4)

Молекулярната кристална решетка на веществото се състои от четириатомни тетраедрични молекули. химическа връзкав молекулите на белия фосфор - ковалентен неполярен.

Основните свойства на това изключително активно вещество:

White P е най-силната смъртоносна отрова.

• Жълто

Жълтият е нерафиниран бял фосфор. Това е отровно и запалимо вещество.

• Червено (Pn)

Вещество, което е голям брой P атоми, които са свързани във верига със сложна структура, е така нареченият неорганичен полимер.

Свойствата на червения фосфор се различават рязко от свойствата на белия P: той няма свойството хемилуминесценция, може да се разтвори само в някои разтопени метали.

На въздух, до температура 240-250 ° C, той не се запалва, но е способен на самозапалване при триене или удар. Във вода, бензен, въглероден дисулфид и други вещества това вещество е неразтворимо, но разтворимо във фосфорен трибромид, окислен във въздуха. Не е отровен. При наличие на влага от въздуха постепенно се окислява, образувайки оксид.

Освен това, подобно на бялото, то се превръща в черно P при нагряване до 200°C и под много високо налягане.

• Черно (Pn)

Веществото също е неорганичен полимер със слоеста атомна кристална решетка и е най-стабилната модификация.

Черно P - вещество от външен виднапомня на графит. Напълно неразтворим във вода и органични разтворители. Може да се запали само чрез нагряване до 400°C в атмосфера на чист кислород. Черното P провежда електричество.

Таблица на физичните свойства

Химични свойства

Фосфорът, като типичен неметал, реагира с кислород, халогени, сяра, метали и се окислява с азотна киселина. В реакциите той може да действа както като окислител, така и като редуциращ агент.

• изгаряне

Взаимодействието с кислорода на белия P води до образуването на оксиди P2O3 (фосфорен оксид 3) и P2O5 (фосфорен оксид 5), като първият се образува с липса на кислород, а вторият с излишък:

4P + 3O2 = 2P2O3

4P + 5O2 = 2P2O5

• взаимодействие с метали

Взаимодействието с метали води до образуването на фосфиди, в които Р е в степен на окисление -3, т.е. в този случай той действа като окислител.

с магнезий: 3Mg + 2P = Mg3P2

с натрий: 3Na + P = Na3P

с калций: 3Ca + 2P = Ca3P2

с цинк: 3Zn + 2P = Zn3P2

• взаимодействие с неметали

С по-електроотрицателни неметали P взаимодейства като редуциращ агент, дарявайки електрони и преминавайки в положителни окислителни състояния.

При взаимодействие с хлор се образуват хлориди:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 - с липса на Cl2

2P + 5Cl2 = 2PCl5 - с излишък от Cl2

С йод обаче може да се образува само един йодид:

2P + 3I2 = 2PI3

С други халогени е възможно образуването на съединения на 3- и 5-валентен P в зависимост от съотношението на реагентите. При взаимодействие със сяра или флуор също се образуват две серии от сулфиди и флуориди:

• взаимодействие с киселини

3P + 5HNO3 (разреден) + H2O = 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3 (конц.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

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

P не взаимодейства с други киселини.

• взаимодействие с хидроксиди

Белият фосфор е в състояние да реагирапри нагряване с водни разтвори на основи:

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

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

В резултат на взаимодействието се образува летливо водородно съединение - фосфин (PH3), в което степента на окисление на фосфор \u003d -3 и соли на хипофосфорна киселина (H3PO2) са хипофосфити, в които P е в нехарактерно състояние на окисление на +1.

Фосфорни съединения

Помислете за характеристиките на фосфорните съединения:

Как да се получи

В промишлеността P се получава от естествени ортофосфати при температура 800–1000 ° C без достъп на въздух с помощта на кокс и пясък:

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

Получената пара кондензира при охлаждане до бяло R.

В лабораторията за получаване на Rсъс специална чистота се използват фосфин и фосфорен трихлорид:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Области на използване

P се използва главно за производството на фосфорна киселина, която се използва в органичния синтез, в медицината, както и за производството на детергенти; от неговите соли се получават торове.

h2po3 - няма такава връзка

Обща информация и методи за придобиване

Фосфорът (P) е неметал. Открит през 1669 г. от Бранд (Германия), който получава вещество, светещо в тъмното. Първоначалното име е "студен огън", по-късно - фосфор, от гръцки "фос6рос" - светещ.

Лавоазие установява елементарната природа на фосфора. През 1771 г. Schee-le предлага метод за получаване на фосфор от костна пепел чрез калцинирането му с въглища.

През втората половина на XIX век. организирано е промишленото производство на фосфор от фосфорити в ретортни пещи; в началото на 20 век. те бяха заменени от електрически фурни.

Най-важните минерали, съдържащи фосфор, са апатитите и фосфоритите. Съдържанието на фосфор (по отношение на P2O5) в апатитите варира от 20 до 41%.

Фосфоритите са минерали от седиментен произход, чийто основен компонент са калциевите фосфати; в допълнение, те съдържат множество включвания на кварц, калцит, глауконит и др., както и органична материя. Съдържанието на фосфор (по отношение на Р2О5) във фосфоритите е 5-36%.

Понастоящем фосфорът се получава чрез калциниране на фосфорити или апатити в електрически пещи с пясък (Si0 2) и въглища (C) без достъп на въздух. Отделените фосфорни пари се кондензират в приемника под вода.

Физични свойства

Атомни характеристики. Атомен номер 15, атомна маса 30,973 amu. Яжте. атомен обем 13,93-10 _ в m 3 / mol. Атомен радиус 0.134 nm, йонни радиуси P 6 +, P 3 +, P 3 - 0.035; 0,044; 0,186 nm, съответно. Електроотрицателност 2.1. Конфигурация на външните електронни обвивки 3s 2 3p 3 . Стойности на йонизационния потенциал / (eV): 10,55; 19,65; 30.16.

Червеният фосфор е аморфно вещество; цвят - от кафяво до лилаво; се образува при нагряване на бял фосфор без достъп на въздух до 250-300 °C в продължение на няколко часа. При продължително нагряване на червения фосфор над 450 ° C съществуват различни кристални форми: триклинни, кубични, тетрагонални и др.

Черният фосфор се образува чрез нагряване на бял фосфор до 200-220°C и налягане от 1,2-1,7 GPa. Тази трансформация в присъствието на живак и малко количество черни фосфорни кристали се извършва при нормално налягане и температура от 370°C в продължение на 8 дни.

Съществуват аморфни и кристални форми на черния фосфор. Черните фосфорни кристали имат ромбична решетка с параметри: l = 0,331 nm, 6 = 0,438 nm, c = 1,050 nm. В единична клетка има 8 атома.

Енергията на кристалната решетка е 315 μJ/kmol. Афинитетът на атомите към един електрон е 0,8-0,9 eV; енергията на дисоциация на молекулите е 5,0 eV. Ефективното напречно сечение за улавяне на топлинни неутрони е 19-10 -30 mg.

Плътност. Бял фосфор: a-модификация има плътност p \u003d 1,828 Mg / m 3, 6-модификация 1,880 Mg / m 3. Плътност жълто 2.223 Mg/m 3 , кристално черно 2.702 Mg/m 3 , аморфно черно 2.250 Mg/m 3 , червено 2.000 до 2.400 Mg/m 3 .

Химични свойства

Фосфорът има степени на окисление +5, 4-3, -3. Електрохимичният еквивалент на фосфор със степен на окисление +5 е 0,06421 mg / C.

Различните модификации на фосфора се различават рязко по химическа активност: бяло, червено, черно (в низходящ ред на активност).

Фино смленият бял фосфор се запалва спонтанно във въздуха; в компактна форма се запалва при нагряване над 50 °C.

Червеният фосфор при нормална температура и влажност реагира бавно с водни пари и кислород, но големи количества се запалват, когато се съхраняват във въздуха.

Черният фосфор е по-стабилен: с него може безопасно да се работи във въздуха.

При нормални условия фосфорът не взаимодейства с водорода, следователно съединенията на тези елементи се получават индиректно, а именно: действието на киселина или вода върху метални фосфиди, кипене на бял фосфор с разтвор на каустик поташ, термично разлагане на нисши фосфорни киселини, и т.н.

Известни са следните водородни съединения на фосфора: фосфин RN3, дифосфин P 2 H 4 и твърди нисши фосфорни хидриди, съответстващи на общата формула PgpHn. Фосфинът е силен редуциращ агент.

Твърдите нисши фосфорни хидриди (PrnHn) са полимери и в много отношения приличат на органични пластмаси и фосфатни стъкла.

Фосфорът образува серия от оксиди с кислорода.

Фосфорен (V) оксид P 2 0 5 или фосфорен анхидрид е бял, хигроскопичен прах, който сублимира при 360 ° C и атмосферно налягане. Когато е изложен на светлина, P2O5 свети в зелено.

Фосфорният анхидрид реагира с метали, образувайки смес от фосфати и фосфиди; с халогениди, с изключение на флуор, не реагира; дехидратира много органични вещества; реагира с алкохоли, феноли, етери, алкилфосфати и др.; когато се слее с основни оксиди, образува твърди фосфати.

Фосфорен (III) оксид P 2 0 3 или фосфорен анхидрид е летливи бели кристали, отровни, лесно разтворими в органични разтворители, спонтанно се разлагат при продължително съхранение. Има силни редуциращи свойства, реагира с хлор и бром, образувайки оксихалогениди.

Фосфорният (IV) оксид или фосфорният тетроксид P0 2 (P20 4) е полимер (P0 2) ", представлява лъскави прозрачни кристали, които сублимират над 780 ° C, разпространяват се във въздуха, абсорбират влага, разтварят се добре във вода.

Фосфорът реагира експлозивно с флуора; в атмосфера на хлор и бром белият фосфор се запалва на студено; с червен фосфор реакцията протича спокойно; белият фосфор взаимодейства с йода при охлаждане, червеният фосфор - при нагряване. Фосфорните халиди са изключително реактивни; химическата активност намалява от флуориди към йодиди и силата намалява по подобен начин.

Когато фосфорът се слее със сяра под 100 °C, се образуват твърди разтвори; над 100 ° C - кристални сулфиди P 4 S 3, P 4 S 5, P4S7, P 4 S, 0.

Когато прясно дестилиран фосфорен (III) оксид P 4 0b се смеси с изчисленото количество сяра в азотна атмосфера, се образуват фосфорни оксисулфиди: P 2 0 3 S 2, P 2 0 2 S 3, P 4 0 4 S 3, P 6 O 10 S5. Известни са и полимерни сулфиди, чийто състав съответства на моларно съотношение 0< Я/5 < 0,4.

Фосфорът реагира с въглерод в пари при високи температури (над 2000 °C).

Когато фосфорен (III) хлорид PC1 3 взаимодейства с ацетиленмагнезиев йод (C 2 Mg 2 l2), се образува жълтеникаво-бяла аморфна утайка от карбид (PC 3), която не се разтваря в обикновени разтворители и не се разрушава от киселини и основи , но се запалва при най-малкото нагряване с отделяне на въглерод

Фосфорните пари реагират с азота при електрически разряд, образувайки твърди нитриди. Чистите бели нитриди са инертни при стайна температура и не реагират с вода, хлор, солна киселина и разредена сярна киселина. Те се разлагат напълно чрез кипене на концентрирана сярна киселина. Над 500-700 °C фосфорните нитриди се дисоциират с образуването на азот и елементарен фосфор.

С металите, както и с по-електроположителните елементи (B, Si, As и др.), фосфорът образува фосфиди, които реагират бурно с вода и минерални киселини.

Фосфидите на металите от медната подгрупа са термично нестабилни, не се разтварят азотна киселинадори когато са варени, те са полупроводници.

Фосфидите на металите от подгрупата на цинка лесно се разлагат от вода и киселини, лесно изгарят в поток от кислород, сухият водород не действа върху тях, флуорът действа вече при стайна температура, а хлорът, бромът и йодът - само при нагряване.

Фосфидите на преходните метали, както и лантанидите и актинидите съгл физични свойстваса близки до полупроводниците (VP, NbP, TaP, CrP, MoP, WP, MnP) или до металите (TiP, ZrP, HtP). Химически те са относително стабилни, химическата им устойчивост намалява с намаляване на съдържанието на фосфор. Фосфиди на неметали и така наречените полуметали - ковалентни съединениякоито са диелектрици или полупроводници. Фосфидите на елементите от борната подгрупа намаляват химическата активност от BP до InP, докато TeP изобщо не се образува при нормални условия.

Фосфидите на елементи от група IV (Si, Ge, Sn, Pb) и група V на периодичната система (As, Sb) са химически нестабилни.

Със силиций фосфорът образува Si 2 P и SiP, с германий GeP, с калай Sn 4 P 3 и SnP 4, с олово Pb 3 P 2, с арсен AsP, с антимон SbP. Бисмутовите фосфиди не се образуват.

Когато фосфорът се нагрява в пари на HC! се образува фосфин PH 3, в продуктите на взаимодействието на фосфор с HBr се изолира фосфониев бромид PH 4 Br, с HI - фосфорен динонд P 2 1 4 и фосфониев йодид PH 4 1.

При нагряване на фосфора с водни разтвори на силни основи се образува фосфин PH 3.

Фосфорът не взаимодейства с вода, но при температури от 600-900 ° C под налягане и в присъствието на катализатори (Pt, Ti, Zr, Cu) се образуват фосфорна киселина H 3 P0 4 и водород.

Белият фосфор лесно се окислява от водни разтвори на метални соли с нисък редокс потенциал (Cu, Ag, Au, Pb и др.); червеният и черният фосфор не се окисляват.

Според структурата си органофосфорните съединения могат условно да се разделят на фосфорсъдържащи карбоксилни киселини и техните производни (естери, амиди и др.), както и фосфини, техните производни и сродни вещества. Във всички тези съединения има пряка връзка между фосфора и въглерода.

Области на използване

Елементарният фосфор се използва във военното дело, в кибритената индустрия, за производството на термична фосфорна киселина, полифосфати, хлориди, сулфиди, фосфиди и други съединения.

В металургията фосфорът се използва за легиране на стомани (автоматична стомана до 0,15% P, неръждаема стомана до 0,3% P и др.),

чугун (фосфорен чугун до 0,8% P). Сплавта мед - магнезиев фосфор (до 1,4% P) има висока електропроводимост и слабо отслабва при нагряване; промишлена сплав от мед с фосфор (7% P) се характеризира със свръхпластичност в областта на температурите на деформация (400-600 ° C); много фосфорсъдържащи сплави се използват като спойки; вместо железен графит, бронз-графит и бронз се използват синтеровани антифрикционни фосфорсъдържащи сплави (до 2% P), които имат висока механична якост, устойчивост на износване, сработване; синтеровани фрикционни сплави (до 1% P) се използват за създаване на меки магнитни материали, магнитни вериги и други продукти; фосфорсъдържащите сплави се нанасят под формата на покрития за защита на материалите от износване и корозия; филмите от сплави Co-P, Ni-P, Co-Fe-P, Co-W-P са феромагнитни, те се използват за създаване на елементи на паметта в компютрите.

Фосфорът се въвежда в състава на някои бронзи (фосфорен бронз - 0,5-1,2% P), повишавайки тяхната течливост и устойчивост на абразия.

Повърхностната обработка на стоманени продукти - фосфатиране - осигурява защита срещу корозия.

Фосфорът се използва като дезоксидант при производството на сплави от цветни метали (до 1% Р), което повишава тяхната устойчивост на топлина (фехрал, хромал и др.).

Фосфорът се използва и за получаване на полупроводници - галиеви и индиеви фосфиди, той се въвежда в състава на други полупроводници в не големи количествакато необходима добавка.

Фосфорната киселина се използва за производството на концентрирани фосфатни торове (двоен суперфосфат, утайка, нитрофоска, нитрофоска и др.). реактиви.

Амониеви фосфати се използват за импрегниране на тъкани, пластмаса, дърво, за да им се придадат огнеустойчиви свойства; Фосфати Fe, Na, K, Ca - компоненти на сондажни течности, пасти за зъби; foefash Ca и амоний се използват за производството на емайли и във фармацевтичната индустрия.

Мегафосфатите се използват в промишлеността за омекотяване на водата и намаляване на корозивната й активност, за отстраняване на котлен камък в парни котли и се добавят към някои детергенти.

Полифосфатите се използват в производството на синтетични перилни препарати.

Фосфидите имат следните приложения: Борен фосфид - например за сензори. д. от зала, полупроводникови прибори, приемници на инфрачервено лъчение, работни органи на квантови генератори; меден фосфид - за лаауни запояване;никелов фосфид - за създаване на износоустойчиви покрития върху машинни части.

Оксидът (V) на фосфора P 2 O h се използва като изсушаващ агент за дехидратация при производството на metnl-метакрилатни смоли.

Фосфорните хлориди са намерили широко приложение в промишлеността при производството на багрила, инсектициди, лекарства, повърхностноактивни вещества и като ефективен хлориращ агент.

Области на приложение на фосфорни сулфиди - производство на флотационни реагенти, антикорозионни добавки към масла и горива, органофосфорни инсектициди (тиофос, карбофос и др.). Фосфорорганични съединения - топлоустойчиви и огнеупорни лакове, лепила - за модифициране на полимери, за производство на неорганичен каучук.

Ядрената индустрия използва сложни фосфорни съединения за извличане на редки и трансуранови елементи от рудите.

жълт фосфор

Нерафинираният бял фосфор обикновено се нарича "жълт фосфор". Силно токсично (ПДК в атмосферен въздух 0,0005 mg/m3), запалимо кристално вещество от светложълто до тъмнокафяво. Не се разтваря във вода, лесно се окислява във въздуха и се запалва спонтанно. Гори с ослепителен яркозелен пламък с плътен разряд бял дим. Въпреки факта, че в резултат на реакцията между фосфор и вода

4P + 6H 2 O > PH 3 + 3H 3 RO 2

откроява отровен газфосфин (PH 3), за гасене на фосфор, използвайте вода в големи количества или разтвор на меден сулфат (CuSO 4), след гасене фосфорът се покрива с мокър пясък. За да се предпази от спонтанно запалване, жълтият фосфор се съхранява и транспортира под слой вода (разтвор на калциев хлорид).

червен фосфор

Червеният фосфор, наричан още виолетов фосфор, е по-термодинамично стабилна модификация на елементарния фосфор. За първи път е получен през 1847 г. чрез нагряване на бял фосфор при 500°C в атмосфера на въглероден оксид (CO) в запечатана стъклена ампула.

Възможно е да се разтвори червен фосфор само в определени разтопени метали (олово и бисмут), което понякога се използва за получаване на големи кристали от него. Неразтворим във вода, както и в бензен, въглероден дисулфид и други, разтворим във фосфорен трибромид. При температурата на сублимация червеният фосфор се превръща в пара, при охлаждане на която се образува предимно бял фосфор.

черен фосфор

Черният фосфор е най-термодинамично и химически най-малко активната форма на елементарен фосфор. За първи път черен фосфор е получен през 1914 г. американски физик P.U. Бриджман от бял фосфор под формата на черни блестящи кристали с висока плътност (2690 kg/m3).

Черният фосфор е черно вещество с метален блясък, мазно на допир и много подобно на графит и неразтворимо във вода или органични разтворители.

метален фосфор

При 8,3 × 10 10 Pa черният фосфор преминава в нова, още по-плътна и инертна метална фаза с плътност 3,56 g / cm³, а с по-нататъшно увеличаване на налягането до 1,25 × 10 11 Pa той става още по-уплътнен и придобива кубична кристална решетка, докато плътността му нараства до 3,83 g/cm³. Металният фосфор провежда много добре електричество.

Фосфор

ФОСФОР-а; м.[от гръцки. phōsphoros - светещ] Химичен елемент(P), който играе важна роля в живота на животните и растенията (намира се в някои минерали, животински кости, животински и растителни тъкани). Червен f. Черен f. Рибите са богати на фосфор. Е. е необходим за укрепване на костите. бяло f.(запалимо и светещо в тъмното вещество). Морето свети, блести от фосфор(свети през нощта със зеленикава светлина поради изобилието от микроорганизми).

◁ Фосфор (виж).

(лат. Phosphorus), химичен елемент от V група на периодичната система. Наречен от гръцки phōsphóros - светещ. Образува няколко модификации - бял фосфор (плътност 1,828 g / cm 3, T pl 44,14 ° C), червен фосфор (плътност 2,31 g / cm 3, T pl 593°C) и др. Белият фосфор лесно се възпламенява, свети в тъмното (оттук и името), отровен; червеното е по-малко активно химически, отровно. Добива се от апатит и фосфорит. Основният консуматор селско стопанство(фосфорни торове); използва се в производството на кибрит, металургията (дезоксидант и компонент на някои сплави), в органичния синтез и др. В живите клетки присъства под формата на орто- и пирофосфорни киселини и техните производни.

ФОСФОР (лат. - Phosphopus), P (чете се "pe"), химичен елемент с атомен номер 15, атомна маса 30,973762. Намира се във VA група в 3-ти период на периодичната система. Има един стабилен нуклид 31 R. Конфигурацията на външния електронен слой е 3 с 2 Р 3 . В съединенията той проявява степени на окисление от –3 до +5. Валентности от III до V. Най-стабилното състояние на окисление в съединенията е +5.
Радиусът на неутралния атом е P 0,134 nm, радиусът на йоните: P 3 - 0,186 nm, P 3+ 0,044 nm (координационно число 6) и P 5+ - 0,017 nm (координационно число 4) и 0,038 nm (координационно число номер 6). Последователните енергии на йонизация на неутралния P атом са 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 и 65 eV. Електронен афинитет 0,6 eV. Електроотрицателност според Полинг (см.ПОЛИНГ Линус) 2.10. Неметални.
История на откритията
Фосфорът е първият, който е получен в свободно състояние през 1669 г. от хамбургския алхимик Х. Бранд (има доказателства, че подобно по свойства вещество е получено още през 12 век от арабския алхимик Бехил). Търся философски камък (см.ЕЛИКСИР)той калцинира в затворен съд сухия остатък от изпаряването на урината с речен пясък и въглен. След калцинирането съдът с реагентите започва да свети в тъмното с бяла светлина (това е фосфор, редуциран от неговите съединения, съдържащи се в урината).
През 1680 г. фосфорът, светещ в тъмното (от гръцки "фосфор" - светещ), е получен от англичанина Р. Бойл. (см.БОЙЛ Робърт)През следващите години беше установено, че фосфорът се съдържа не само в урината, но и в тъканите на мозъка, в костите на скелета. Най-простият метод за получаване на фосфор чрез калциниране на костна пепел с въглища е предложен през 1771 г. от К. Шееле (см.ШЕЛЕ Карл Вилхелм). Елементарната природа на фосфора е установена в края на 18 век от А. Л. Лавоазие. (см.Лавоазие Антоан Лоран)
Да бъдеш сред природата
Съдържанието в земната кора е 0,105% от масата, което значително надвишава съдържанието, например, на азот (см.АЗОТ). В морска вода 0,07 mg/l. Фосфорът не се среща в свободна форма в природата, но е част от 200 различни минерала. Най-известният фосфорит (см.ФОСФОРИТИ)калций Ca 3 (RO 4) 3, апатити (см.АПАТИТ)(флуорапатит 3Ca 3 (PO 4) 3 CaF 2, или Ca 5 (PO 4) 3 F), монацит (см.МОНАЦИТ), тюркоаз (см.ТЮРКОАЗЕН). Фосфорът се намира във всички живи организми.
Касова бележка
Фосфорът се получава чрез електротермична редукция от фосфорити и апатити при 1400-1600°C с кокс в присъствието на силициев диоксид:
2Са 3 (РО 4) 2 + 6SiO 2 + 10C = P 4 + 6CaSiO 3 + 10CO
4Са 5 (РО 4) 3 F + 21SiO 2 + 30C \u003d 3P 4 + 20CaSiO 3 + 30CO + SiF 4
Освободените пари P 4 се обработват допълнително с прегрята пара, за да се получи термична фосфорна киселина H 3 PO 4:
P 4 + 14H 2 O \u003d 4H 3 RO 4 + 8H 2
По време на десублимацията на парите на P 4 се образува бял фосфор. Преработва се в червен фосфор чрез нагряване без достъп на въздух при температура 200-300°C в реактори, оборудвани с шнекова мелница на реакционната маса.
Характеристики на структурата на алотропните модификации и техните физични свойства
Елементарният фосфор съществува в няколко алотропни модификации, основните от които са: бял (фосфор III), червен (фосфор II) и черен (фосфор I).
Белият фосфор е восъчно, прозрачно вещество с характерна миризма. Състои се от тетраедрични P4 молекули, които могат да се въртят свободно. Белият фосфор има кубична кристална решетка от молекулен тип, параметърът на клетката а= 1,851 nm. Плътност 1,828 kg / dm 3. Точка на топене 44,14°C, точка на кипене 287°C. Има две форми на бял фосфор: a-модификация, с кубична кристална решетка, при –76,9 ° C се трансформира в b-модификация, кристална клеткакоето не е установено и няма свободно въртене на P 4 молекулите. Диелектрик. Разтваря се в етилов алкохол, бензен, въглероден дисулфид CS 2 .
При нагряване на бял фосфор в отсъствие на въздух при 250-300°C се получава червен фосфор. Примесите на натрий, йод и селен и UV лъчите ускоряват прехода от една модификация към друга.
Червеният фосфор е аморфен, вариращ на цвят от алено до тъмнокафяво и лилаво. Има няколко кристални форми с различни свойства. Кристалният червен фосфор (фосфорът на Gittorf) се получава чрез охлаждане на разтвор на червен фосфор, наситен при температура 600 ° C в разтопено олово. Има моноклинна решетка, параметри на елементарна клетка а= 1,02 nm, в= 0,936 nm, с= 2,51 nm, ъгъл b 118,8°. Плътността на червения фосфор е 2,0-2,4 kg/dm 3 . Диелектрик. При нагряване червеният фосфор се изпарява под формата на молекули P4, чиято кондензация води до образуването на бял фосфор.
Когато белият фосфор се нагрее до 200-220°C под налягане от 1,2 GPa, се образува кристален черен фосфор. Решетката е изградена от влакнести слоеве с пирамидално разположение на атомите. Най-стабилното разнообразие от черен фосфор има орторомбична решетка, параметри а= 0,3314 nm, в= 0,4376 nm, c = 1,0478 nm. Плътността на черния фосфор е 2,702 kg/dm 3 . Външно подобен на графит; полупроводникови, диамагнитни. При нагряване до 560-580°C се превръща в червен фосфор. Черният фосфор е неактивен, почти не се запалва.
Химични свойства
Фосфорът в съединенията е предимно ковалентен. Фосфорът има свободни 3d орбитали, което води до образуването на донорно-акцепторни връзки. Най-активен е белият фосфор. Окислява се на въздух. Окисляването се извършва по механизма на верижните реакции и се придружава от хемилуминесценция. По време на изгарянето на фосфор в излишък на кислород се получава P 2 O 5, който образува P 4 O 10 димери и P 8 O 20 тетрамери. При липса на кислород се получава P 2 O 3. Самозапалва се във въздуха поради топлината, отделена при окисляването. Червеният фосфор се окислява бавно във въздуха и не се запалва спонтанно. Черният фосфор не се окислява във въздуха.
Фосфорният (V) оксид е киселинен оксид. Реагира с водата, като отделя голямо количество топлина. В този случай първо се образува полимерна метафосфорна киселина (HPO 3) n. При обработка топла водасе превръща в триосновна ортофосфорна киселина със средна сила H 3 PO 4:
P 4 O 10 + 2H 2 O \u003d (HPO 3) 4; (HPO 3) 4 + 4H 2 O \u003d 4H 3 RO 4
или P 2 O 5 + 3H 2 O \u003d 2H 3 RO 4
Фосфорът реагира с халогени, за да освободи големи количества топлина. С F, Cl, Br образува трихалогениди и пентахалогениди, с I - само триодид РI 3 . Всички фосфорни халиди лесно се хидролизират до ортофосфорна H 3 PO 4, фосфорна H 3 PO 3 и халогеноводородни киселини:
PCl 5 + 4H 2 O \u003d H 3 RO 4 + 5HCl
PI 3 + 3H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3HI
Фосфорните трихалогениди са тристенна пирамида с халогенни атоми в основата и фосфорен атом на върха. Молекулата на пентахалида се състои от две тристенни пирамиди с общо лице. Получени са фосфорни оксихалогениди POF3, ROSl3 и POBr3.
Със сярата фосфорът образува сулфиди P 4 S 3, P 4 S 5, P 4 S 7, P 4 S 10. Известни са фосфорни оксисулфиди: 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. Фосфорът реагира със Se и Te, образува съединения със Si и C (PC 3).
Не реагира директно с водорода. При взаимодействие с разреден разтвор на калиев хидроксид KOH се образува газообразен фосфин PH 3:
4P + 3KON + 3N 2 O \u003d 3KN 2 RO 2 + PH 3
Дифосфин R 2 H 4 също се образува като примес. И двата фосфина имат характерна миризма на гнила риба.
Фосфин PH 3 химични свойстваприлича на амоняк NH3, но е по-малко стабилен.
Фосфорът реагира с металите, когато се стопи. С алкалоземни форми йонни фосфиди M 3 P 2, разлагащи се при контакт с вода:
Mg 3 P 2 + 6H 2 O \u003d 3Mg (OH) 2 + 2PH 3,
Ca 3 P 2 + 6H 2 O \u003d 3Ca (OH) 2 + 2PH 3
С преходните метали фосфорът образува металоподобни фосфиди Mn 3 P, FeP, Ni 2 P.
Фосфорът е съставна част на неорганичните киселини. Това е ортофосфорна киселина H 3 PO 4 (нейните соли са ортофосфати, монохидрофосфати, Na 2 HPO 4 и дихидрофосфати, Ca (H 2 PO 4) 2); метафосфорна киселина (HPO 3) н(солите й са метафосфати), едноосновна хипофосфорна киселина H 3 PO 2 (солите й са хипофосфити, NaH 2 PO 2), двуосновна фосфорна киселина H 3 PO 3 (солите й са фосфити, Na 2 HPO 3).
Фосфорът е съставна част на органични естери, алкохоли и киселини: фосфин RRP(O)OH, фосфонова RH 2 PO 2 и фосфонова RP(O)(OH) 2, където R и R са органични радикали.
Приложение
Белият фосфор се използва при производството на фосфорна киселина H 3 PO 4 (за получаване на хранителни фосфати и синтетични детергенти). Използва се при производството на запалителни и димни снаряди, бомби.
Червеният фосфор се използва в производството на минерални торове, производство на кибрит. Фосфорът се използва в производството на сплави от цветни метали като дезоксидант и като легираща добавка. Използва се в производството на меки магнитни сплави, в производството на полупроводникови фосфиди. Фосфорните съединения служат като изходни материали за производството на лекарства.
съдържание в тялото
Фосфорът присъства в живите клетки под формата на орто- и пирофосфорна киселина, той е част от нуклеотиди, нуклеинови киселини, фосфопротеини, фосфолипиди, коензими и ензими. Човешките кости се състоят от хидроксилапатит 3Ca 3 (PO 4) 3 ·CaF 2 . Съставът на зъбния емайл включва флуорапатит. Основна роля в трансформацията на фосфорните съединения при хората и животните играе черният дроб. Обмяната на фосфорни съединения се регулира от хормони и витамин D. Ежедневната нужда на човека от фосфор е 1-2 г. При липса на фосфор в организма се развиват различни костни заболявания.
Физиологично действие
Фосфорните съединения са токсични. Смъртоносната доза бял фосфор е 50-150 mg. Попадайки върху кожата, белият фосфор причинява тежки изгаряния. Бойните химически вещества зарин, зоман и табун са фосфорни съединения. Острото отравяне с фосфор се проявява с парене в устата и стомаха, главоболие, слабост и повръщане. След 2-3 дни се развива жълтеница. Хроничните форми се характеризират с нарушение на калциевия метаболизъм, увреждане на сърдечно-съдовата и нервни системи. Първа помощ при остро отравяне - стомашна промивка, лаксативи, почистващи клизми, интравенозни разтвори на глюкоза. В случай на изгаряне на кожата, третирайте засегнатите области с разтвори на меден сулфат или сода. ПДК на фосфорни пари във въздуха е 0,03 mg/m 3 . Прахът от червен фосфор, попадайки в белите дробове, причинява пневмония.

енциклопедичен речник. 2009 .

Вижте какво е "фосфор" в други речници:

- (гръцки, от phos светлина и phoros носещ). Обикновено тяло, жълтеникаво на цвят, силно запалимо и светещо в тъмното. Речник на чуждите думи, включени в руския език. Chudinov A.N., 1910. ФОСФОР гръцки. phosphoros, от phos, род. падане…… Речник на чуждите думи на руския език

ФОСФОР- ФОСФОР, хим. елемент (символ P) с at. в. 31.02, принадлежащи към V група и 3-ти ред на периодичната система на Менделеев (пореден номер 15). F. е широко разпространен в природата, но само под формата на кислородни съединения: почвата го съдържа под формата на соли ... ... Голяма медицинска енциклопедия

Фосфор- представлява твърдо, мека и пластична консистенция, получена чрез обработка на естествени фосфати, смесени с пясък и въглерод в електрическа пещ. Има два основни вида фосфор: а) бял фосфор, ... ... Официална терминология

- (символ P), химичен елемент от петата група на периодичната таблица, открит за първи път през 1669 г. Среща се като фосфати в минерали, основен източникфосфорен АПАТИТ. Този елемент се използва за производството на ФОСФОРНА КИСЕЛИНА, ... ... Научно-технически енциклопедичен речник

- (Фосфор), P, химичен елемент от V група на периодичната система, атомен номер 15, атомна маса 30,97376; неметален бял (свети във въздуха, mp 44.14shC), червен (mp 593shC) или черен (mp 1000shC) цвят. Фосфорът се използва в... Съвременна енциклопедия

- (лат. Phosphorus) P, химичен елемент от група V на периодичната система на Менделеев, атомен номер 15, атомна маса 30.97376. Име от гръцки. фосфорът е светлоносител. Образува няколко модификации бял фосфор (плътност 1,828 g / cm & sup3, tтопи ... ... Голям енциклопедичен речник

Фосфор- (Фосфор), P, химичен елемент от V група на периодичната система, атомен номер 15, атомна маса 30,97376; неметален бял (свети на въздух, т.т. 44,14°C), червен (т.т. 593°C) или черен (т.т. 1000°C) цвят. Фосфорът се използва в... Илюстрован енциклопедичен речник

фосфор- а, м. фосфор м.гр. фос светлина + форос лагер. Често срещан химичен елемент, който играе важна роля в живота на животните и растенията. Бял, червен, черен фосфор. ALS 1. Има естествени и изкуствени фосфори... Исторически речникгалицизми на руския език

P (лат. Phosphorus * a. phosphorus; n. Phosphor; f. phosphore; i. fosforo), хим. елемент от група V периодичен. системи на Менделеев, at.s. 15, при. м. 30.97376. Естественият F. е представен от един стабилен изотоп 31P. Познати са 6 изкуства. Геологическа енциклопедия

ФОСФОР, фосфор, мн. не, съпруг. (гръцки phosphoros luminiferous) (хим.). Химически елемент, силно запалимо и светещо в тъмното вещество, намиращо се в определени минерали, животински кости, животински и растителни тъкани. РечникУшаков

Ipi Lucifer Prosphorus, Lucifer), т.е. носител на светлина. Името на планетата Венера Зорница. Като вечерна звезда тя се наричаше Хесперус или Веспер и се смяташе за син на Астрея и Еос, бащата на Хесперидите. (