Фосфор відкрив у 1669 році алхімік з Гамбурга Хенніг Бранд, який проводив досліди з випарюванням людської сечі, намагаючись отримати філософський камінь. Речовина, що утворилася після численних маніпуляцій, виявилася схожою на віск, надзвичайно яскраво, з мерехтінням, горіло. Новій речовині було дано назву phosphorus mirabilis(від латинського чудотворний носій вогню).Декількома роками пізніше фосфор отримав Йоганн Кункель, а також, незалежно від двох перших учених, Р. Бойлем.

Фосфор є елементом XV групи III періоду періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва, з атомним номером 15 та атомною масою 30,974. Прийняте позначення – Р.

Знаходження у природі

Фосфор міститься в морській воді та земної корив основному у вигляді мінералів, яких близько 190 (найважливіші - апатит та фосфорит). Входить до складу всіх частин зелених рослин, білки, ДНК.

фосфор є неметал з високою хімічною активністю, у вільному вигляді практично не зустрічається. Відомі чотири модифікації фосфору - червоний, білий, чорний та металевий.

Добова потреба у фосфорі

Для нормального функціонування організм дорослої людини має одержувати 1,0-2,0 г фосфору на добу. Для дітей та підлітків норма становить 1,5-2,5 г, для вагітних та жінок, що годують, зростає до 3,0-3,8 г (calorizator). Добова потреба у фосфорі збільшується під час регулярних спортивних тренуваньта при фізичних навантаженнях.

Основні постачальники фосфору - риба та морепродукти, сир, сир, горіхи, бобові та крупи. Достатня кількість фосфору містять і , і , ягоди, гриби та м'ясо, і .

Ознаки нестачі фосфору

Недостатня кількість фосфору в організмі характеризується втомою та слабкістю, може супроводжуватися втратою апетиту та уваги, частими застудними захворюваннями, тривогою та почуттям страху.

Ознаки надлишку фосфору

Ознаками надлишку фосфору в організмі є кровотечі та крововиливи, розвивається анемія, виникає нирковокам'яна хвороба.

Фосфор забезпечує нормальне зростання кісткової та зубної тканин організму, підтримує їх у здоровому стані, також бере участь у синтезі білка, відіграє важливу роль в обміні жирів, білків та вуглеводів. Без фосфору що неспроможні функціонувати м'язи, і відбувається розумова діяльність.

Засвоюваність фосфору

При прийомі мінеральних комплексів варто пам'ятати про найкращий баланс фосфору (3:2), а також про те, що надмірна кількість і уповільнює процес засвоєння фосфору.

Фосфор широко застосовується у промисловості та сільському господарстві, насамперед через його горючість. Його використовують у виробництві палива, сірників, вибухових речовин, фосфорних добрив та захисту поверхонь металів від корозії.

Фосфор (Р) – елемент VA групи, яку складають також азот, сурма, миш'як, вісмут. Назва, що походить від грецьких слів, означає в перекладі «несе світло».

У природі фосфор зустрічається лише у пов'язаному вигляді. Основні мінерали, що містять фосфор: апатити - хлорапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 або фторапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(F)2 та фосфорит 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Зміст у земній корі – приблизно 0,12 масових %.

Фосфор є життєво важливим елементом. Його біологічну роль складно переоцінити, адже він входить до складу таких важливих сполук, як білки та аденозинтрифосфат (АТФ), міститься у тканинах тварин (наприклад, фосфорні сполуки відповідають за скорочення м'язової тканини, а фосфат кальцію, що міститься в кістках, забезпечує міцність скелета), міститься він також і в тканинах рослин.

Історія відкриття

Відкрити фосфор у хімії вдалося в другій половині XVII ст. Чудотворний носій світла (лат. phosphorus mirabilis), як було названо речовину, виходило з людської сечі, кип'ятіння якої призводило до отримання з рідкої субстанції воскоподібної речовини, що світиться в темряві.

Загальна характеристика елемента

Загальна електронна конфігураціявалентного рівня атомів елементів групи VA ns 2 np 3 . Відповідно до будови зовнішнього рівня сполуки елементи цієї групи входять у ступенях окислення +3 або +5 (головний, особливо стійкий ступінь окислення фосфору), проте фосфор може мати й інші ступені окислення, наприклад, негативну -3 або +1.

Електронна конфігурація атома фосфору 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Радіус атома 0,130 нм, електронегативність 2,1, відносна атомна (молярна) маса 31.

Фізичні властивості

Фосфор у вигляді простої речовини існує у вигляді алотропних модифікацій. Найстійкішими алотропними модифікаціями фосфору є звані білий, чорний і червоний фосфор.

• Білий (формулу можна записати як P4)

Молекулярні кристалічні грати речовини складаються з чотирихатомних тетраедричних молекул. Хімічний зв'язоку молекулах білого фосфору – ковалентна неполярна.

Основні властивості цієї надзвичайно активної речовини:

Білий P є найсильнішою смертельною отрутою.

• Жовтий

Жовтим називають неочищений білий фосфор. Це отруйна та пожежонебезпечна речовина.

• Червоний (Рn)

Речовина, що є великою кількістю атомів P, які пов'язані в ланцюзі складної структури, є так званим неорганічним полімером.

Властивості червоного фосфору різко відрізняються від властивостей білого P: не має властивості хемілюмінесценції, розчинити його вдається лише в деяких розплавлених металах.

На повітрі, аж до температури 240-250 ° С, не займається, але здатний до самозаймання при терті або ударі. У воді, бензолі, сірковуглецю та інших речовинах ця речовина не розчиняється, але розчиняється у триброміді фосфору, окислюється на повітрі. Чи не отруйний. У присутності вологи повітря поступово окислюється, утворюючи оксид.

Також, як і білий, переходить при нагріванні до 200°C і дуже високий тиск у чорний P.

• Чорний (Рn)

Речовина являє собою також неорганічний полімер, що має шаруваті атомні кристалічні грати і є найбільш стійкою модифікацією.

Чорний P - речовина по зовнішньому виглядунагадує графіт. Зовсім нерозчинний у воді та органічних розчинниках. Підпалити його можна лише розжаривши до 400°C в атмосфері чистого кисню. Чорний P проводить електричний струм.

Таблиця фізичних властивостей

Хімічні властивості

Фосфор, будучи типовим неметалом, реагує з киснем, галогенами, сіркою, металами, окислюються азотною кислотою. У реакціях може проявляти себе як окислювачем, і відновником.

• горіння

Взаємодія з киснем білого P призводить до утворення оксидів Р2О3 (оксид фосфору 3) і Р2О5 (оксид фосфору 5), причому перший утворюється при нестачі кисню, а другий при надлишку:

4Р + 3О2 = 2Р2О3

4Р + 5О2 = 2Р2О5

• взаємодія з металами

Взаємодія з металами призводить до утворення фосфідів, в яких P знаходиться в ступені окислення -3, тобто в цьому випадку він виступає як окислювач.

з магнієм: 3Mg + 2P = Mg3P2

з натрієм: 3Na + P = Na3P

з кальцієм: 3Ca + 2P = Ca3P2

з цинком: 3Zn + 2P = Zn3P2

• взаємодія з неметалами

З електронегативними неметалами P взаємодіє як відновник, віддаючи електрони і переходячи в позитивні ступені окислення.

При взаємодії з хлором утворюються хлориди:

2Р + 3Cl2 = 2PCl3 - при нестачі Cl2

2Р + 5Cl2 = 2PCl5 - при надлишку Cl2

Проте з йодом можливе утворення лише одного йодиду:

2Р + 3I2 = 2PI3

З іншими галогенами можливе утворення сполук 3-х та 5-ти валентних Р залежно від співвідношення реагентів. При реакції з сіркою або фтором також утворюються два ряди сульфідів та фторидів:

• взаємодія з кислотами

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

P + 5HNO3(конц.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

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

З іншими кислотами P не взаємодіє.

• взаємодія з гідроксидами

Білий фосфор здатний реагуватипри нагріванні з водними розчинами лугів:

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

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

В результаті взаємодії утворюється летюча воднева сполука - фосфін (РН3), в якому ступінь окислення фосфору=-3 і солі фосфорноватої кислоти (Н3РО2) - гіпофосфіти, в яких Р знаходиться в нехарактерному ступені окислення +1.

З'єднання фосфору

Розглянемо властивості сполук фосфору:

Спосіб отримання

У промисловості Р одержують із природних ортофосфатів при температурі 800–1000°С без доступу повітря із застосуванням коксу та піску:

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

Пар, що виходить, конденсується при охолодженні в білий Р.

У лабораторії для отримання Рособливої ​​чистоти використовують фосфін та тирхлорид фосфору:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Області застосування

В основному Р витрачається для ортофосфорної кислоти, яку використовують в органічному синтезі, в медицині, а також для отримання миючих засобів, з її солей отримують добрива.

h2po3-такої сполуки немає

Загальні відомості та методи отримання

Фосфор (Р)-неметал. Відкритий в 1669 р. Брендом (Німеччина), що отримав світиться в темряві речовина. Початкова назва «холодний вогонь», пізніше - фосфор, від грецького «phosph6ros» - світлоносний.

Лавуазьє встановив елементарну природу фосфору. У 1771 р. Шее-ле запропонував метод отримання фосфору з кісткової золи шляхом прожарювання її з вугіллям.

У другій половині ХІХ ст. було організовано промислове виробництво фосфору із фосфоритів у ретортних печах; на початку XX ст. І на зміну їм прийшли електричні печі.

Найважливішими з мінералів, що містять фосфор, є апатити та фосфорити. Зміст фосфору (у перерахунку на Р2О5) в апатитах становить від 20 до 41%.

Фосфорити – мінерали осадового походження, головна складова яких – фосфати кальцію; крім того, в них присутні численні включення кварцу, кальциту, глауконіту та ін, а також органічні речовини. Зміст фосфору (перерахунку на Р2О5) у фосфоритах 5-36 %.

В даний час фосфор отримують прожарюючи фосфорити або апатити в електричних печах з піском (Si0 2) і вугіллям (С) без доступу повітря. Пари фосфору, що виділяються, конденсуються в приймачі під водою.

Фізичні властивості

Атомні властивості. Атомний номер 15, атомна маса 30973 а. е.м. атомний об'єм 13,93-10 м3 /моль. Атомний радіус 0,134 нм, іонні радіуси Р6+, Р3+, Р3 – 0,035; 0,044; 0,186 нм відповідно. Електронегативність 2,1. Конфігурація зовнішніх електронних оболонок 3s 2 3p 3 . Значення потенціалів іонізації/(еВ): 10,55; 19,65; 30,16.

Червоний фосфор – аморфна речовина; колір – від коричневого до фіолетового; утворюється при нагріванні білого фосфору без доступу повітря до 250-300 ° С протягом кількох годин. При тривалому нагріванні червоного фосфору вище 450 ° С існують його різні кристалічні форми: триклінна, кубічна, тетрагональна та ін.

Чорний фосфор утворюється при нагріванні білого фосфору до 200-220 ° С та тиску 1,2-1,7 ГПа. Зазначене перетворення в присутності ртуті і невеликої кількості кристалів чорного фосфору здійснюється при нормальному тиску і температурі 370°С протягом 8 діб.

Існують аморфна та кристалічна форми чорного фосфору. Кристали чорного фосфору мають ромбічну решітку з параметрами: л = 0,331 нм, 6 = 0,438 нм, =1,050 нм. В елементарному осередку – 8 атомів.

Енергія кристалічних ґрат 315 мкДж/кмоль. Спорідненість атомів до електрона 0,8-0,9 еВ; енергія дисоціації молекул 5,0 еВ. Ефективний поперечний переріз захоплення теплових нейтронів 19-30 м р.

Густина. Білий фосфор: а-модифікація має густину р = = 1,828 Мг/м 3 , 6-модифікація 1,880 Мг/м 3 . Щільність жовтого 2,223 Мг/м 3 кристалічного чорного 2,702 Мг/м 3 аморфного чорного 2,250 Мг/м 3 червоного від 2000 до 2400 Мг/м 3 .

Хімічні властивості

Фосфор виявляє ступеня окиснення +5, 4-3, -3. Електрохімічний еквівалент фосфору зі ступенем окиснення +5 дорівнює 0,06421 мг/Кл.

Різні модифікації фосфору різко розрізняються за хімічною активністю: білий, червоний, чорний (у порядку зменшення активності).

Дрібно подрібнений білий фосфор спалахує на повітря» хе, в компактній формі загоряється при нагріванні вище 50 °С.

Червоний фосфор при нормальній температурі та вологості з парами води та киснем реагує повільно, проте великі кількості його при зберіганні на повітрі займаються.

Чорний фосфор стійкіший: його можна безпечно обробляти на повітрі.

З воднем фосфор у звичайних умовах не взаємодіє, тому з'єднання цих елементів отримують непрямими шляхами, а саме: дією кислоти або води на фосфіди металів, кип'ятінням білого фосфору з розчином їдкого калі, термічним розкладанням нижчих кислот фосфору та ін.

Відомі такі водневі сполуки фосфору: фосфін РНз, дифосфін Р 2 Н 4 і нижчі тверді гідриди фосфору, що відповідають загальній формулі РгпН„. Фосфін – сильний відновник.

Тверді нижчі гідриди фосфору (РгпН) є полімерами н у багатьох відношеннях нагадують органічні пластмаси і фосфатні скла.

Фосфор утворює із киснем ряд оксидів.

Оксид фосфору (V) Р 2 0 5 або фосфорний ангідрид, - білий, гігроскопічний порошок, який виганяється при 360 ° С і атмосферному тиску. Під дією світла Р2О5 світиться зеленим.

Фосфорний ангідрид взаємодіє з металами, утворюючи суміш фосфатів та фосфідів; з галогенідами, крім фтору, не реагує; дегідратує багато органічних речовин; реагує зі спиртами, фенолами, ефірами, алкілфосфатами та ін; при сплаві з основними оксидами утворює тверді фосфати.

Оксид фосфору (III) Р 2 0 3 або фосфористий ангідрид, являє собою леткі білі кристали, отруйний, добре розчиняється в органічних розчинниках, при тривалому зберіганні мимоволі розпадається. Має сильно виражені відновлювальні властивості, реагує з хлором і бромом, утворюючи оксигалогеніди.

Оксид фосфору (IV), або тетраоксид фосфору Р0 2 (Р20 4), є полімером (Р0 2)„, є блискучими прозорими кристалами, які виганяються вище 780 °С, на повітрі розпливаються, поглинаючи вологу, добре розчиняються у воді.

З фтором фосфор реагує із вибухом; в атмосфері хлору та брому білий фосфор спалахує на холоді; із червоним фосфором реакція протікає спокійно; з йодом білий фосфор взаємодіє при охолодженні, червоний фосфор - прн підігріванні. Галогеніди фосфору надзвичайно реакційноздатні; хімічна активність зменшується від фторидів до йодидів, аналогічно зменшується міцність.

При сплавленні фосфору із сіркою нижче 100 °С утворюються тверді розчини; вище 100 °С - кристалічні сульфіди P 4 S 3 , P 4 S 5 , P4S7, P 4 S, 0 .

При змішуванні свіжоперегнаного оксиду фосфору (III) Р 4 0б з розрахованою кількістю сірки в атмосфері азоту утворюються оксисуль-фіди фосфору: P 2 0 3 S 2 , P 2 0 2 S 3 , P 4 0 4 S 3 , P 6 . Відомі і полімерні сульфіди, склад яких відповідає молярному відношенню.< Я/5 < 0,4.

З вуглецем фосфор реагує в парах за високих температур (вище 2000 °С).

При взаємодії хлориду фосфору (III) РС1 3 з ацетиленмагній-іодндом (C 2 Mg 2 l2) утворюється жовтувато-білий аморфний осад карбіду (РС 3), що розчиняється у звичайних розчинниках і не руйнується кислотами і лугами, але засмагає з виділенням вуглецю

Пари фосфору реагують із азотом в електричному розряді, утворюючи тверді нітриди. Чисті нітриди білого кольору, при кімнатній температурі інертні, не взаємодіють із водою, хлором, соляною кислотою та розведеною сірчаною кислотою. Повністю розкладаються киплячою концентрованою сірчаною кислотою. Вище 500-700 ° С нітриди фосфору дисоціюють з утворенням азоту та елементарного фосфору.

З металами, а також з більш електропозитивними елементами (В, Si, As та ін) фосфор утворює фосфіди, що бурхливо реагують з водою н мінеральними кислотами.

Фосфіди металів підгрупи міді термічно нестійкі, не розчиняються в азотної кислотинавіть за кип'ятіння, є напівпровідниками.

Фосфіди металів підгрупи цинку легко розкладаються водою та кислотами, у струмі кисню легко згоряють, сухий водень на них не діє, фтор діє вже за кімнатної температури, а хлор, бром та йод – тільки при нагріванні.

Фосфіди перехідних металів, а також лантаноїдів та актиноїдів фізичним властивостямблизькі або напівпровідників (VP, NbP, ТаР, CrP, МоР, WP, МпР), абокметалам (TiP, ZrP, HtP). У хімічному відношенні вони щодо стійкі, їхня хімічна стійкість знижується зі зменшенням вмісту фосфору. Фосфіди неметалів і так званих напівметалів ковалентні з'єднання, Що є або діелектрики, або напівпровідники. Фосфіди елементів підгрупи бору зменшують хімічну активність від ВР до InP, а ТЕР за звичайних умов взагалі не утворюється.

Фосфіди елементів IV групи (Si, Ge, Sn, Pb) та V групи Періодичної системи (As, Sb) у хімічному відношенні нестійкі.

З кремнієм фосфор утворює Si 2 P і SiP, з германієм GeP, з оловом Sn 4 P 3 і SnP 4 зі свинцем РЬ 3 Р 2 з миш'яком AsP, з сурмою SbP. Фосфіди вісмуту не утворюються.

При нагріванні фосфору в парах СР! утворюється фосфін РН 3 в продуктах взаємодії фосфору з НВг виділений бромід фосфонію РН 4 Вг, з HI - диноднд фосфору Р 2 1 4 і іодид фосфонію РН 4 1.

При нагріванні фосфору з водними розчинами сильних лугів утворюється фосфін РН3.

З водою фосфор не взаємодіє, але при температурах 600- 900 °С під тиском і в присутності каталізаторів (Pt, Ti, Zr, Си) утворюються фосфорна кислота Н 3 Р0 4 і водень.

Білий фосфор легко окислюється водними розчинами солей металів, що мають низький окисно-відновний потенціал (Сі, Ag, Аі, РЬ та ін.); червоний та чорний фосфор не окислюються.

Фосфорорганічні сполуки за своєю структурою можна умовно розділити на фосфорсодержащие карбонові кислоти та його похідні (ефіри, аміди тощо. буд.), і навіть фосфіни, їх похідні і споріднені їм речовини. У всіх цих сполуках є безпосередній зв'язок між фосфором та вуглецем.

Області застосування

Елементарний фосфор застосовується у військовій справі, у сірниковій промисловості, для виробництва термічної фосфорної кислоти, поліфосфатів, хлоридів, сульфідів, фосфідів та інших сполук.

У металургії фосфор використовують для легування сталей (автоматна сталь до 0,15% Р, нержавіючі сталі до 0,3% Р і т. д.),

чавуну (фосфористий чавун до 0,8% Р). Сплав мідь - магній фосфор (до 1,4% Р) має високу електропровідність і слабо розміцнюється при нагріванні; промисловий сплав міді з фосфором (7 % Р) відрізняється надпластичністю в ділянці температур деформування (400-600 °С); багато фосфоровмісних сплавів застосовують як припої; спечені антифрикційні фосфоровмісні сплави (до 2 % Р), що мають високу механічну міцність, зносостійкість, прироблюваність, використовують замість залізографіту, бронзо-графіту і бронзи; спечені фрикційні сплави (до 1% Р) застосовують для створення магніто-м'яких матеріалів, магнітопроводів та інших виробів; фосфоровмісні сплави наносять у вигляді покриттів для захисту матеріалів від зношування, корозії; плівки зі сплавів З-Р, Ni-Р, З-Fе-Р, З-W-Р феромагнітні, їх застосовують для створення елементів пам'яті в обчислювальних машинах.

Фосфор вводять до складу деяких бронз (фосфориста бронза - 0,5-1,2% Р), підвищуючи їхню рідину плинність і стійкість проти стирання.

Поверхнева обробка сталевих виробів – фосфатування – забезпечує захист їх від корозії.

Фосфор використовують як розкислювач у виробництві сплавів кольорових металів (до 1% Р), що збільшує їх жароміцність (фехраль, хромаль та ін.).

Застосовують фосфор також для отримання напівпровідників - фосфідів галію та індія, до складу інших напівпровідників його вводять великих кількостяхяк необхідну добавку.

Фосфорна кислота використовується для виготовлення концентрованих фосфорних добрив (подвійний суперфосфат, преципітат, нітрофоска, нітрофос та ін.). реактивів.

Фосфати амонію застосовують для просочення тканин, пластику, дерева для надання їм вогнестійких властивостей; Фосфати Fe, Na, К, Са – компоненти бурових рідин, зубних паст; фоефаш Са та амонію використовують для виробництва емалей та у фармацевтичній промисловості.

Мегафосфати застосовують в промисловому для пом'якшення води і зниження її корозійної активності, для видалення накипу в парових котлах, вводять до складу деяких моїх засобів.

Поліфосфати застосовують у виробництві синтетичних миючих засобів.

Фосфіди мають такі сфери застосування: Фосфід бору - для датчиків е. д. з Холла, напівпровідникових приладів, приймачів ІЧ-випромінювання, робочих тіл квантових генераторів; фосфід міді – для паяння лаауні: фосфід нікелю – для створення зносостійких покриттів на деталях машин.

Оксид (V) фосфору Р 2 Про ч використовується як осушуючий агент, для дегідратації при отриманні метмечокрнлатних смол.

Широке застосування в промислове m знайшли хлориди фосфору у виробництві барвників, інсектицидів, ліків, поверхнево-активних речовин та як ефективний хлоруючий засіб

Області застосування сульфідів фосфору - виробництво флотаційних реагентів, антикорозійних добавок до олій та пального, фос-форорганічних інсектицидів (тіофос, карбофос та ін.). Фосфорорганічні сполуки - термостійкі ч вогнестійкі лаки, клеї - для модифікації полімерів, для отримання неорганічного каучуку.

Атомна промисловість використовує комплексні сполуки фосфору для вилучення рідких та трансуранових елементів із руд.

Жовтий фосфор

Неочищений білий фосфор зазвичай називають "жовтий фосфор". Сильно отруйна (ГДК в атмосферному повітрі 0,0005 мг/мі), вогненебезпечна кристалічна речовина від світло-жовтого до темно-бурого кольору. У воді не розчиняється, на повітрі легко окислюється та самозаймається. Горить сліпучим яскраво-зеленим полум'ям із виділенням густого білого диму. Незважаючи на те, що в результаті реакції між фосфором та водою

4Р + 6Н 2 О > РН 3 + 3Н 3 РО 2

виділяється отруйний газфосфін (РН 3), для гасіння фосфору використовують воду у великих кількостях або розчин міді сульфату (CuSO 4), після гасіння фосфор засипають вологим піском. Для запобігання самозайманню жовтий фосфор зберігається і перевозиться під шаром води (розчину хлориду кальцію).

Червоний фосфор

Червоний фосфор, що також називається фіолетовим фосфором, - це більш термодинамічно стабільна модифікація елементарного фосфору. Вперше він був отриманий в 1847 при нагріванні білого фосфору при 500 ° С в атмосфері чадного газу (СО) в запаяній скляній ампулі.

Розчинити червоний фосфор можна лише в деяких розплавлених металах (свинець і вісмут), чим іноді використовують для отримання великих його кристалів. Нерозчинний у воді, а також у бензолі, сірковуглецю та інших, розчинний у триброміді фосфору. При температурі сублімації червоний фосфор перетворюється на пару, при охолодженні якого утворюється в основному білий фосфор.

Чорний фосфор

Чорний фосфор - це найбільш стабільна термодинамічно та хімічно найменш активна форма елементарного фосфору. Вперше чорний фосфор було отримано 1914 року американським фізикомП.У. Бриджмен з білого фосфору у вигляді чорних блискучих кристалів, що мають високу (2690 кг/мі) щільність.

Чорний фосфор є чорною речовиною з металевим блиском, жирною на дотик і дуже схожою на графіт, і з повністю відсутньою розчинністю у воді або органічних розчинниках.

Металевий фосфор

При 8,3Ч10 10 Па чорний фосфор переходить у нову, ще більш щільну та інертну металеву фазу з щільністю 3,56 г./смі, а при подальшому підвищенні тиску до 1,25Ч10 11 Па - ще більше ущільнюється і набуває кубічних кристалічних грат, у своїй його щільність зростає до 3,83 р./смі. Металевий фосфор добре проводить електричний струм.

Фосфор

ФОСФОР-а; м.[від грец. phōsphoros - світлоносний] Хімічний елемент(P), що відіграє важливу роль у життєдіяльності тварин і рослин (міститься в деяких мінералах, кістках тварин, тварин і рослинних тканинах). Червоний ф. Чорний ф. У рибі багато фосфору. Ф. необхідний зміцнення кісток. Білий ф.(легкозаймиста і світиться в темряві речовина). Море світиться, сяє фосфором(світиться вночі зеленим світлом через розмаїття мікроорганізмів).

◁ Фосфорний (див.).

(Лат. Phosphorus), хімічний елемент V групи періодичної системи. Названий від грецьк. phōsphóros - світлоносний. Утворює кілька модифікацій - білий фосфор (щільність 1,828 г/см 3 , tпл 44,14°C), червоний фосфор (щільність 2,31 г/см 3 , tпл 593°C), та ін. Білий фосфор легко самозаймається, світиться в темряві (звідси назва), отруйний; червоний менш активний хімічно, отруйний. Видобувають з апатитів та фосфоритів. Головний споживач - сільське господарство(Фосфорні добрива); застосовується у сірниковому виробництві, металургії (розкислювач та компонент деяких сплавів), в органічному синтезі та ін. Присутня в живих клітинах у вигляді орто- та пірофосфорної кислот та їх похідних.

ФОСФОР (лат. - Phosphopus), Р (читається «пе»), хімічний елемент з атомним номером 15, атомна маса 30,973762. Розташований у групі VA у 3 періоді періодичної системи. Має один нуклід стабільний 31 Р. Конфігурація зовнішнього електронного шару 3 s 2 р 3 . У сполуках виявляє ступеня окиснення від –3 до +5. Валентності від III до V. Найстійкіший ступінь окислення у сполуках +5.
Радіус нейтрального атома P 0,134 нм, радіус іонів: Р 3- 0,186 нм, Р 3+ 0,044 нм (координаційне число 6) і Р 5+ - 0,017 нм (координаційне число 4) і 0,038 нм (координа. Енергії послідовної іонізації нейтрального атома P дорівнюють 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 та 65 еВ. Спорідненість до електрона 0,6 еВ. Електронегативність по Полінгу (див.ПОЛІНГ Лайнус) 2.10. Неметал.
Історія відкриття
Першим у вільному стані фосфор отримав у 1669 р. гамбурзький алхімік Х. Бранд (є відомості, що аналогічна за властивостями речовина була отримана ще в 12 столітті арабським алхіміком Бехілем). В пошуках філософського каменю (див.ЕЛІКСІР)він розжарив у закритій посудині сухий залишок від випаровування сечі з річковим піском та деревним вугіллям. Після прожарювання посудина з реагентами почала світитися в темряві білим світлом (це світився фосфор, відновлений з його сполук, що містяться в сечі).
У 1680 фосфор, що світиться в темряві (від грецького «фосфорос» - світлоносний) отримав англієць Р. Бойль. (див.Бойль Роберт)У наступні роки було встановлено, що фосфор міститься у сечі, а й у тканинах мозку, кістках скелета. Найбільш простий метод отримання фосфору прожарюванням кістяної золи з вугіллям було запропоновано в 1771 К. Шееле (див.ШЕЕЛЕ Карл Вільгельм). Елементарну природу фосфору встановив наприкінці 18 століття А. Л. Лавуазьє. (див.Лавуазье Антуан Лоран)
Знаходження у природі
Вміст у земній корі 0,105% за масою, що значно перевищує вміст, наприклад, азоту (див.АЗОТ). У морській воді 0,07 мг/л. У вільному вигляді у природі фосфор немає, але він входить до складу 200 різних мінералів. Найбільш відомі фосфорит (див.ФОСФОРИТИ)кальцію Са 3 (РО 4) 3 , апатити (див.АПАТИТИ)(фторапатит 3Са 3 (РО 4) 3 · СаF 2 або Ca 5 (PO 4) 3 F), монацит (див.МОНАЦИТ), бірюза (див.БІРЮЗА). Фосфор входить до складу всіх живих організмів.
Отримання
Виробництво фосфору здійснюється електротермічним відновленням його з фосфоритів та апатитів при 1400-1600°C коксом у присутності кремнезему:
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
Пари, що виділяються, Р 4 далі обробляють перегрітою водяною парою для отримання термічної фосфорної кислоти Н 3 РО 4:
Р 4 + 14Н 2 О = 4Н 3 РО 4 + 8Н 2
При десублімації пари Р 4 утворюється білий фосфор. Його переробляють червоний фосфор нагріванням без доступу повітря при температурі 200-300°C в реакторах, забезпечених шнековим подрібнювачем реакційної маси.
Особливості будови алотропних модифікацій та їх фізичні властивості
Елементарний фосфор існує у кількох алотропних модифікаціях, головні у тому числі: біла (фосфор III), червона (фосфор II) і чорна (фосфор I).
Білий фосфор - воскоподібна, прозора речовина, з характерним запахом. Складається з тетраедричних молекул Р 4 які можуть вільно обертатися. Білий фосфор має кубічні кристалічні грати молекулярного типу, параметр комірки а= 1851 нм. Щільність 1,828 кг/дм3. Температура плавлення 44,14 ° C, температура кипіння 287 ° C. Існує дві форми білого фосфору: a-модифікація, з кубічною кристалічною решіткою, при –76,9°C переходить у b-модифікацію, кристалічна решіткаякої не встановлено та відсутня вільне обертання молекул Р 4 . Діелектрик. Розчиняється в етиловому спирті, бензолі, сірковуглецю CS 2 .
Нагріваючи білий фосфор без доступу повітря при 250-300 ° C одержують червоний фосфор. Домішки натрію, йоду та селену та УФ-промені прискорюють перехід однієї модифікації в іншу.
Червоний фосфор аморфний, має колір від червоного до темно-коричневого та фіолетового. Існує кілька кристалічних форм із різними властивостями. Кристалічний червоний фосфор (фосфор Гітторфа) одержують охолоджуючи насичений при температурі 600°C розчин червоного фосфору в розплавленому свинці. Він має моноклинні грати, параметри елементарного осередку а= 1,02 нм, в= 0,936 нм, з= 2,51 нм, кут b 118,8 °. Щільність червоного фосфору 2,0-2,4 кг/дм3. Діелектрик. При нагріванні червоний фосфор випаровується як молекул Р 4 , конденсація яких призводить до утворення білого фосфору.
При нагріванні білого фосфору до 200-220 ° C під тиском 1,2 ГПа утворюється чорний кристалічний фосфор. Грати побудовані з волокнистих шарів з пірамідальним розташуванням атомів. Найбільш стійкий різновид чорного фосфору має орторомбічну решітку, параметри а= 0,3314 нм, в= 0,4376 нм, з = 1,0478 нм. Щільність чорного фосфору 2,702 кг/дм3. Зовні схожий на графіт; напівпровідник, діамагнітний. При нагріванні до 560-580 ° C перетворюється на червоний фосфор. Чорний фосфор малоактивний, важко запалюється.
Хімічні властивості
Фосфор у з'єднаннях головним чином ковалентен. Фосфор має вільні 3d-орбітали, що призводить до утворення донорно-акцепторних зв'язків. Найбільш активним є білий фосфор. Він окислюється повітря. Окислення відбувається за механізмом ланцюгових реакцій та супроводжується хемолюмінесценцією. При горінні фосфору надлишку кисню виходить P 2 O 5 , який утворює димери Р 4 Про 10 і тетрамери Р 8 Про 20 . При нестачі кисню виходить P 2 O 3 . Самозаймається на повітрі за рахунок теплоти, що виділяється при окисленні. Червоний фосфор повітря окислюється повільно, не самозаймається. Чорний фосфор повітря не окислюється.
Оксид фосфору (V) – кислотний оксид. Він реагує з водою із виділенням великої кількості теплоти. При цьому спочатку утворюється полімерна метафосфорна кислота (НРО3) n. При обробці гарячою водоювона перетворюється на триосновну ортофосфорну кислоту середньої сили Н 3 РО 4:
Р 4 Про 10 + 2Н 2 О = (НРВ 3) 4 ; (НРВ 3) 4 + 4Н 2 О = 4Н 3 РВ 4
або Р 2 Про 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4
Фосфор взаємодіє з галогенами із виділенням великої кількості тепла. З F, Cl, Br утворює тригалогеніди та пентагалогеніди, з I - тільки тріодид РI 3 . Всі галогеніди фосфору легко гідролізуються до ортофосфорної Н 3 РО 4 фосфористої Н 3 РО 3 і галогеноводородної кислот:
РСl 5 + 4Н 2 О = Н 3 РО 4 + 5НСl
PI 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HI
Тригалогеніди фосфору є тригранною пірамідою, в основі якої розташовані атоми галогенів, а у вершині знаходиться атом фосфору. Молекула пентагалогеніду є дві тригранні піраміди, що мають загальну грань. Отримано оксигалогеніди фосфору РОF 3 , РОСl 3 та РОBr 3 .
З сіркою фосфор утворює сульфіди Р4S3, Р4S5, Р4S7, Р4S10. Відомі оксисульфіди фосфору: P2O3S2, P2O2S3, P4O4S3, P6O10S5, P4O4S3. Реагує фосфор із Se та Te, утворює сполуки із Si та C (PC 3).
З воднем безпосередньо у реакцію не вступає. При взаємодії з розведеним розчином гідроксиду калію КОН утворюється газоподібний фосфін РН 3:
4Р + 3КОН +3Н 2 О = 3КН 2 РО 2 + РН 3
Як домішка утворюється також дифосфін Р 2 Н 4 . Обидва фосфіни мають характерний запах тухлої риби.
Фосфін РН 3 по хімічним властивостямнагадує аміак NH 3 але менш стійкий.
Фосфор при сплаві реагує з металами. З лужноземельними утворює іонні фосфіди М3Р2, що розкладаються при контакті з водою:
Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3 ,
Са 3 Р 2 + 6Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2РН 3
З перехідними металами фосфор утворює металоподібні фосфіди Mn3P, FeP, Ni2P.
Фосфор входить до складу неорганічних кислот. Це ортофосфорна кислота Н 3 РО 4 (її солі - ортофосфати, моногідрофосфати, Na 2 HPO 4 та дигідрофосфати, Са(Н 2 РО 4) 2); метафосфорна кислота (НРО3) n(її солі - метафосфати), одноосновна фосфорновата кислота Н 3 РО 2 (її солі - гіпофосфіти, NaН 2 РО 2), двоосновна фосфориста кислота Н 3 РО 3 (її солі - фосфіти, Na 2 HPO 3).
Фосфор входить до складу органічних ефірів, спиртів і кислот: фосфінових RRP(O)OH, фосфонистих RH 2 PO 2 і фосфонових RP(O)(OH) 2 де R і R - органічні радикали.
Застосування
Білий фосфор використовується при виготовленні фосфорної кислоти Н 3 РО 4 (для отримання харчових фосфатів та синтетичних миючих засобів). Застосовується при виготовленні запальних та димових снарядів, бомб.
Червоний фосфор використовують у виготовленні мінеральних добрив, сірниковому виробництві. Фосфор застосовується у виробництві сплавів кольорових металів як розкислювач, що служить легуючою добавкою. Використовується у виробництві магнітом'яких сплавів, при отриманні напівпровідникових фосфідів. З'єднання фосфору є вихідними речовинами для виробництва медикаментів.
Вміст в організмі
Фосфор присутній у живих клітинах у вигляді орто- та пірофосфорної кислот, входить до складу нуклеотидів, нуклеїнових кислот, фосфопротеїдів, фосфоліпідів, коферментів, ферментів. Кістки людини складаються з гідроксилапатиту 3Са 3 (РО 4) 3 СаF 2 . До складу зубної емалі входить фторапатит. Основну роль перетвореннях сполук фосфору в організмі людини і тварин грає печінка. Обмін фосфорних сполук регулюється гормонами та вітаміном D. Добова потреба людини у фосфорі 1-2 г. При нестачі фосфору в організмі розвиваються різні захворювання кісток.
Фізіологічна дія
Сполуки фосфору токсичні. Смертельна доза білого фосфору – 50-150 мг. Потрапляючи на шкіру, білий фосфор дає тяжкі опіки. Бойові отруйні речовини зарин, зоман, табун є сполуками фосфору. Гострі отруєння фосфором проявляються печінням у роті та шлунку, головним болем, слабкістю, блюванням. Через 2-3 доби розвивається жовтяниця. Для хронічних форм характерні порушення кальцієвого обміну, ураження серцево-судинної та нервової систем. Перша допомога при гострому отруєнні – промивання шлунка, проносне, очисні клізми, внутрішньовенно розчини глюкози. При опіках шкіри обробити уражені ділянки розчинами мідного купоросу чи соди. ГДК парів фосфору повітря 0,03 мг/м 3 . Пил червоного фосфору, потрапляючи у легені, викликає пневмонію.

Енциклопедичний словник. 2009 .

Дивитись що таке "фосфор" в інших словниках:

- (грец., від phos світло, і phoros несучий). Просте тіло, жовтуватого кольору, що легко спалахує і світиться в темряві. Словник іншомовних слів, що увійшли до складу російської мови. Чудінов А.М., 1910. ФОСФОР грец. phosphoros, від phos, рід. пад.… … Словник іноземних слів російської мови

ФОСФОР- ФОСФОР, хім. елемент (символ Р) з ат. в. 31,02, що належить до V групи та 3 ряду періодичної системи Менделєєва (порядковий номер 15). Ф. широко поширений у природі, але лише у вигляді кисневих сполук: ґрунт містить його у вигляді солей. Велика медична енциклопедія

Фосфор- являє собою тверда речовина, м'яке та пластичне за консистенцією, одержуване шляхом обробки природних фосфатів, змішаних з піском та вуглецем, в електричній печі. Існують два основні різновиди фосфору: а) білий фосфор, … Офіційна термінологія

- (Символ Р), хімічний елемент п'ятої групи періодичної таблиці, вперше виявлений у 1669 році. Зустрічається у вигляді ФОСФАТІВ у мінералах, головне джерелофосфору АПАТИТ. Цей елемент застосовується для виготовлення ФОСФОРНОЇ КИСОЛТИ, … Науково-технічний енциклопедичний словник

- (Phosphorus), P, хімічний елемент V групи періодичної системи, атомний номер 15, атомна маса 30,97376; неметал білого (світиться на повітрі, tпл 44,14шC), червоного (tпл 593шC) або чорного (tпл 1000шC) кольору. Фосфор використовують у ... Сучасна енциклопедія

- (Лат. Phosphorus) Р, хімічний елемент V групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 15, атомна маса 30,97376. Назва від грецьк. phosphoros світлоносний. Утворює кілька модифікацій Білий фосфор (щільність 1,828 г/см³, tпл… Великий Енциклопедичний словник

Фосфор- (Phosphorus), P, хімічний елемент V групи періодичної системи, атомний номер 15, атомна маса 30,97376; неметал білого (світиться на повітрі, tпл 44,14°C), червоного (tпл 593°C) або чорного (tпл 1000°C) кольору. Фосфор використовують у ... Ілюстрований енциклопедичний словник

фосфор- А, м. phosphore m.гр. phos світло + phoros несучий. Поширений хімічний елемент, що грає велику роль у життєдіяльності тварин та рослин. Білий, червоний, чорний фосфор. БАС 1. Бувають натуральні та вироблені мистецтвом фосфори. Історичний словникгалицизмів російської мови

P (лат. Phosphorus * a. phosphorus; н. Phosphor; ф. phosphore; і. fosforo), хім. елемент V групи періодич. системи Менделєєва, ат.н. 15, ат. м. 30,97376. Природний Ф. представлений одним стабільним ізотопом 31P. Відомо 6 мистецтв. Геологічна енциклопедія

ФОСФОР, фосфор, мн. ні, чоловік. (грец. phosphoros світлоносний) (хім.). Хімічний елемент, легко займиста і світиться в темряві речовина, що знаходиться в складі деяких мінералів, кістках тварин, тварин і рослинних тканинах. Тлумачний словникУшакова

Іпі Луцифер Prosphorus, Lucifer), тобто світлоносій. Назва планети Венери як ранкової зірки. Як вечірня зірка вона називалася Геспер, або Веспер, і вважалася сином Астрея та Еос, батьком Гесперид. (