Температура плавлення фосфору білого. Фосфор: будова атома, хімічні та фізичні властивості

Фосфор та його сполуки

Вступ

Глава I. Фосфор як і як просте вещество

1.1. Фосфор у природі

1.2. Фізичні властивості

1.3. Хімічні властивості

1.4. Отримання

1.5. Застосування

Розділ II. З'єднання фосфору

2.1. Оксиди

2.2. Кислоти та їх солі

2.3. Фосфін

Розділ III. Фосфорні добрива

Висновок

бібліографічний список

Вступ

Фосфор (лат. Phosphorus) P – хімічний елемент V групи періодичної системи Менделєєва атомний номер 15, атомна маса 30,973762 (4). Розглянемо будову атома фосфору. На зовнішньому енергетичному рівніатома фосфору є п'ять електронів. Графічно це виглядає так:

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

У 1699 р. гамбурзький алхімік X. Бранд у пошуках «філософського каменю», нібито здатного перетворити не благородні металиу золото, при випаровуванні сечі з вугіллям і піском виділив білу воскоподібну речовину, здатну світитися.

Назва «фосфор» походить від грец. "phos" - світло і "phoros" - несе. У Росії її термін «фосфор» запроваджено 1746 р. М.В. Ломоносовим.

До основних сполук фосфору відносять оксиди, кислоти та їх солі (фосфати, дигідрофосфати, гідрофосфати, фосфіди, фосфіти).

Дуже багато речовин, що містять фосфор, містяться у добривах. Такі добрива називають фосфорними.

Глава I Фосфор як елемент і як проста речовина

1.1 Фосфор у природі

Фосфор належить до поширених елементів. Загальний зміст земної корискладає близько 0,08%. Внаслідок легкої окислюваності фосфор у природі зустрічається лише у вигляді сполук. Головними мінералами фосфору є фосфорити та апатити, з останніх найбільш поширений фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 . Фосфорити поширені на Уралі, в Поволжі, Сибіру, ​​Казахстані, Естонії, Білорусі. Найбільші поклади апатитів знаходяться на Кольському півострові.

Фосфор - необхідний елементживих організмів. Він присутній у кістках, м'язах, у мозковій тканині та нервах. З фосфору побудовано молекули АТФ – аденозинтрифосфорної кислоти (АТФ – збирач та носій енергії). В організмі дорослої людини міститься в середньому близько 4,5 кг фосфору, переважно у поєднанні з кальцієм.

Фосфор міститься також у рослинах.

Природний фосфор складається лише з одного стабільного ізотопу 31 Р. У наші дні відомі шість радіоактивних ізотопів фосфору.

1.2 Фізичні властивості

Фосфор має кілька алотропних модифікацій – білий, червоний, чорний, коричневий, фіолетовий фосфор та ін Перші три з названих найбільш вивчені.

Білий фосфор– безбарвна, з жовтуватим відтінком кристалічна речовина, що світиться у темряві. Його густина 1,83 г/см 3 . Не розчиняється у воді, добре розчиняється у сірковуглецю. Має характерний часниковий запах. Температура плавлення 44°С, температура займання 40°С. Щоб захистити білий фосфор від окислення, його зберігають під водою у темряві (на світлі йде перетворення на червоний фосфор). На холоді білий фосфор тендітний, при температурах вище 15°С стає м'яким і ріжеться ножем.

Молекули білого фосфору мають кристалічну решітку, у вузлах якої знаходяться молекули Р ​​4 мають форму тетраедра.

Кожен атом фосфору пов'язаний трьома зв'язками з іншими трьома атомами.

Білий фосфор отруйний і дає опіки, що важко загоюються.

Червоний фосфор– порошкоподібна речовина темно-червоного кольору без запаху, у воді та сірковуглецю не розчиняється, не світиться. Температура займання 260 ° С, щільність 2,3 г/см 3 . Червоний фосфор є сумішшю декількох алотропних модифікацій, що відрізняються кольором (від червоного до фіолетового). Властивості червоного фосфору залежить від умов його отримання. Чи не отруйний.

Чорний фосфорпо зовнішньому виглядусхожий на графіт, жирний на дотик, має напівпровідникові властивості. Щільність 2,7 г/см3.

Червоний і чорний фосфори мають атомні кристалічні грати.

1.3 Хімічні характеристики

Фосфор – неметал. У сполуках він зазвичай виявляє ступінь окиснення +5, рідше – +3 та –3 (тільки у фосфідах).

Реакції з білим фосфором ідуть легше, ніж із червоним.

I. Взаємодія із простими речовинами.

1. Взаємодія з галогенами:

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

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

2. Взаємодія з нематалами:

2P + 3S = P 2 S 3 (сульфід фосфору (III).

3. Взаємодія з металами:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (фосфід кальцію).

4. Взаємодія з киснем:

4P + 5O2 = 2P2O5 (оксид фосфору (V), фосфорний ангідрид).

ІІ. Взаємодія із складними речовинами.

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

1.4 Отримання

Фосфор отримують з подрібнених фосфоритів і апатитів, останні змішуються з вугіллям і піском і прожарюються в печах при 1500°С:

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

6CaSiO 3 + P 4 + 10CO.

Фосфор виділяється у вигляді пари, що конденсуються в приймачі під водою, при цьому утворюється білий фосфор.

При нагріванні до 250-300 ° С без доступу повітря білий фосфор перетворюється на червоний.

Чорний фосфор виходить при тривалому нагріванні білого фосфору при дуже великому тиску (200 ° С та 1200 МПа).

1.5 Застосування

Червоний фосфор застосовується для виготовлення сірників (див. малюнок). Він входить до складу суміші, що наноситься на бічну поверхню сірникової коробки. Основним компонентом складу головки сірника є бертолетова сіль KClO 3 . Від тертя головки сірника про намазування коробки частинки фосфору на повітрі спалахують. В результаті реакції окислення фосфору виділяється тепло, що веде до розкладання бертолетової солі.

KCl +.

Кисень, що утворюється, сприяє запаленню головки сірника.

Фосфор використовують у металургії. Він застосовується для отримання провідників та входить до складу деяких металевих матеріалів, наприклад, олов'яних бронз.

Також фосфор використовують при виробництві фосфорної кислоти та отрутохімікатів (дихлофос, хлорофос та ін.).

Білий фосфор використовують для створення димових завіс, оскільки при горінні утворюється білий дим.

Глава II . З'єднання фосфору

2.1 Оксиди

Фосфор утворює кілька оксидів. Найважливішими є оксид фосфору (V) P 4 O 10 і оксид фосфору (III) P 4 O 6 . Часто їх формули пишуть у спрощеному вигляді – P2O5 та P2O3. У структурі цих оксидів зберігається тетраедричний розташування атомів фосфору.

Оксид фосфору(III) P 4 O 6 – воскоподібна кристалічна маса, що плавиться при 22,5°С і перетворюється при цьому на безбарвну рідину. Отруйний.

При розчиненні у холодній воді утворює фосфористу кислоту:

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

а при реакції з лугами відповідні солі (фосфіти).

Сильний відновник. При взаємодії з киснем окислюється до Р 4 10 .

Оксид фосфору (III) виходить окисленням білого фосфору за нестачі кисню.

Оксид фосфору(V) P 4 O 10 – білий кристалічний порошок. Температура сублімації 36°С. Має кілька модифікацій, одна з яких (так звана летюча) має склад Р4О10. Кристалічна решітка цієї модифікації складається з молекул Р 4 Про 10 пов'язаних між собою слабкими міжмолекулярними силами, що легко розриваються при нагріванні. Звідси й леткість цього різновиду. Інші модифікації полімерні. Вони утворені нескінченними шарами тетраедрів РО4.

При взаємодії Р4О10 з водою утворюється фосфорна кислота:

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

Будучи кислотним оксидом, Р 4 10 вступає в реакції з основними оксидами і гідроксидами.

Утворюється при високотемпературному окисненні фосфору надлишку кисню (сухого повітря).

Завдяки винятковій гігроскопічності оксид фосфору (V) використовується в лабораторній та промисловій техніці як осушуючий і дегідратуючий засіб. За своєю осушуючою дією він перевершує всі інші речовини. Від безводної хлорної кислоти забирає хімічно зв'язану воду з утворенням її ангідриду:

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

2.2 Кислоти та їх солі

а) Фосфориста кислота H 3 PO 3 . Безводна фосфориста кислота Н 3 РО 3 утворює кристали щільністю 1,65 г/см 3 плавляться при 74°С.

Структурна формула:

.

При нагріванні безводної Н 3 РО 3 відбувається реакція диспропорціонування (самоокислення-відновлення):

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

Солі фосфористої кислоти фосфіти. Наприклад, K 3 PO 3 (фосфіт калію) або Mg 3 (PO 3) 2 (фосфіт магнію).

Фосфористу кислоту Н 3 РО 3 одержують розчиненням у воді оксиду фосфору (III) або гідролізом хлориду фосфору (III) РCl 3:

РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.

б) Фосфорна кислота (ортофосфатна кислота) H 3 PO 4 .

Безводна фосфорна кислота являє собою світлі прозорі кристали, при кімнатній температуріщо розпливаються на повітрі. Температура плавлення 42,35 °С. З водою фосфорна кислота утворює розчини будь-яких концентрацій.

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.).

фосфор

(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

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 Полінгудив.ПОЛІНГ Лайнус)
2.10. Неметал.
Історія відкриття (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 ПолінгуПершим 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). У пошуках філософського каменюЕЛІКСИР) він прожарив у закритій посудині сухий залишок від випарювання сечі зрічковим піском ідеревним вугіллям
. Після прожарювання посудина з реагентами почала світитися в темряві білим світлом (це світився фосфор, відновлений з його сполук, що містяться в сечі). (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 ПолінгуУ 1680 фосфор, що світиться в темряві (від грецького «фосфорос» - світлоносний) отримав англієць Р. Бойль.Бойль Роберт) (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 ПолінгуУ 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 був запропонований в 1771 К. ШеелеШЕЕЛЕ Карл Вільгельм) (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. Елементарну природу фосфору встановив наприкінці 18 століття А. Л. Лавуазьє.
Лавуазье Антуан Лоран)
Знаходження у природі (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 ПолінгуВміст у земній корі 0,105% за масою, що значно перевищує вміст, наприклад, азотуАЗОТ) . Уморській воді (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 0,07 мг/л. У вільному вигляді у природі фосфор немає, але він входить до складу 200 різних мінералів. Найбільш відомі фосфориткальцію Са 3 (РО 4) 3 , апатити (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 ПолінгуАПАТИТИ)(фторапатит 3Са 3 (РО 4) 3 · СаF 2 або Ca 5 (PO 4) 3 F), монацит (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 ПолінгуМОНАЦИТ), бірюза (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 ПолінгуБІРЮЗА). 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 з 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 водою вона 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 захворюваннякісток.
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 формхарактерні 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 .

Синоніми:

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 іноземних слів, що увійшли до складу російської мови Чудінов А.Н., 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 тверду речовину, м'яку і пластичну за консистенцією, одержувану шляхом обробки природних фосфатів, змішаних з піском і вуглецем, електричної 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 як ФОСФАТІВ в мінералах, головне джерело фосфору 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 рольу 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 словник Ушакова

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. (

Серед біогенних елементів особливу увагу слід виділити саме фосфору. Адже без нього неможливе існування таких життєво важливих сполук, як, наприклад, АТФ або фосфоліпіди, а також багато інших. При цьому і неорганіка даного елемента дуже багата на різні молекули. Фосфор та його сполуки знаходять широке застосування у промисловості, є важливими учасниками біологічних процесів, використовуються в різних галузях діяльності людини. Тому розглянемо, що являє собою даний елемент, яке його проста речовина і найважливіші сполуки.

Фосфор: загальна характеристика елемента

Положення в періодичній системі можна описати у кількох пунктах.

1. П'ята група, головна підгрупа.
2. Третій малий період.
3. Порядковий номер – 15.
4. Атомна маса – 30,974.
5. Електронна конфігурація атома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
6. Можливі ступені окислення від -3 до +5.
7. Хімічний символ - Р, вимова у формулах "Пе". Назва елемента – фосфор. Латинська назва Phosphorus.

Історія відкриття даного атома сягає своїм корінням в далекий XII століття. Ще в записах алхіміків зустрічалися відомості, які говорять про отримання невідомої речовини, що "світиться". Проте офіційною датою синтезу та відкриття фосфору став 1669 рік. Збанкрутілий торговий купець Бранд у пошуках філософського каменю випадково синтезував речовину, здатну видавати світіння і згоряє яскравим полум'ям, що засліплює. Зробив він це шляхом багаторазового прожарювання людської сечі.

Після нього незалежно один від одного приблизно однаковими способами цей елемент отримали:

• І. Кункелем;
• Р. Бойлем;
• А. Маргграф;
• К. Шеєле;
• А. Лавуазьє.

Сьогодні один із найпопулярніших способів синтезу даної речовини - відновлення з відповідних фосфоровмісних мінералів при високих температурахпід впливом чадного газу та кремнезему. Процес здійснюється у спеціальних печах. Фосфор та його сполуки є дуже важливими речовинами як живих істот, так безлічі синтезів у хімічної галузі. Тому слід розглянути, що ж є даний елемент як проста речовина і де в природі міститься.

Проста речовина фосфор

Складно назвати якусь конкретну сполуку, коли йдеться про фосфор. Це багаточисельністю алотропних видозмін, які має цей елемент. Виділяють чотири основні різновиди простої речовини фосфору.

1. Білий. Це з'єднання, формула якого Р 4 . Являє собою білу летку речовину, що має різку неприємним запахомчаснику. Самозаймається на повітрі за нормальної температури. Згоряє блідо-зеленим світлом. Дуже отруйно та небезпечно для життя. Хімічна активність надзвичайно висока, тому одержують його та зберігають під шаром очищеної води. Це можливо завдяки поганій розчинності в полярних розчинниках. Найкраще для цього білому фосфору підходить сірковуглець та органічні речовини. При нагріванні здатний переходить у наступну алотропну форму - червоний фосфор. При конденсації та охолодженні парів здатний формувати пласти. На дотик жирні, м'які, легко ріжучі ножем, білого кольору(Злегка жовтуватого). Температура плавлення 44 0 С. Завдяки хімічній активності використовують у синтезах. Але через отруйність немає широкого промислового застосування.
2. Жовтий. Це погано очищена форма білого фосфору. Є ще отруйною, також неприємно пахне часником. Загоряється і горить яскравим зеленим полум'ям, що світиться. Дані жовті або бурі кристали у воді не розчиняються зовсім, повному окисненнівиділяють клуби білого диму складом Р4О10.
3. Червоний фосфор і його сполуки є найпоширенішою модифікацією даної речовини, що найчастіше застосовується в промисловості. Пастоподібна червона маса, яка за підвищеного тиску може переходити у форму фіолетових кристалів, є хімічно малоактивною. Це полімер, здатний розчинятися тільки в деяких металах і більше нічого. При температурі 250 0 С виганяється, переходячи в білу модифікацію. Чи не отруйний настільки сильно, як попередні форми. Однак при тривалому впливі на організм токсичний. Його використовують у нанесенні запалюючого покриття на сірникові коробки. Це тим, що самозайматися він може, тоді як при денотації і терті вибухає (запалюється).
4. Чорний. За зовнішніми даними дуже нагадує графіт, так само є жирним на дотик. Це напівпровідник електричного струму. Темні кристали, блискучі, які не здатні розчинятися в жодних розчинниках взагалі. Щоб він загорівся, потрібні дуже високі температури та попереднє розжарювання.

Також цікава не так давно відкрита формафосфору – металевий. Він є провідником і має кубічні кристалічні грати.

Хімічні властивості

Хімічні характеристики фосфору залежать від того, в якій формі він знаходиться. Як уже говорилося вище, найактивніша жовта та біла модифікація. У цілому ж фосфор здатний вступати у взаємодію з:

• металами, утворюючи фосфіди та виступаючи в ролі окислювача;
• неметалами, виступаючи в ролі відновника та утворюючи леткі та нелеткі сполуки різного роду;
• сильними окислювачами, переходячи у фосфорну кислоту;
• з концентрованими їдкими лугами на кшталт диспропорціонування;
• з водою за дуже високої температури;
• з киснем із утворенням різних оксидів.

Хімічні характеристики фосфору подібні до таких у азоту. адже він і входить до групи пніктогенів. Проте активність на кілька порядків вища завдяки різноманітності алотропних видозмін.

Знаходження у природі

Як біогенний елемент фосфор є дуже поширеним. Його відсотковий вміст у земній корі становить 0,09%. Це досить великий показник. Де зустрічається цей атом у природі? Можна назвати кілька основних місць:

• зелена частина рослин, їх насіння та плоди;
• тваринні тканини (м'язи, кістки, зубна емаль, багато важливих органічних сполук);
• земна кора;
• грунт;
• гірські породи та мінерали;
• морська вода.

При цьому можна говорити тільки про пов'язані форми, але не про просту речовину. Адже він дуже активний, і це не дозволяє йому бути вільним. Серед мінералів найбагатшими на фосфор є:

• інглішит;
• фторапаптит;
• сванбергіт;
• фосфорит та інші.

Біологічне значення цього елемента переоцінити неможливо. Адже він входить до складу таких сполук, як:

• білки;
• фосфоліпіди;
• фосфопротеїди;
• ферменти.

Тобто всіх тих, які є життєво важливими та з яких будується загалом весь організм. Добова норма для звичайної дорослої людини близько 2 г.

Фосфор та його сполуки

Як дуже активний, даний елемент утворює безліч різних речовин. Адже він формує і фосфіди, і сам постає як відновник. Завдяки цьому складно назвати елемент, який був інертний при реакції з ним. Тому формули сполук фосфору вкрай різноманітні. Можна навести кілька класів речовин, у освіті яких він активний учасник.

1. Бінарні сполуки - оксиди, фосфіди, летюча воднева сполука, сульфід, нітрид та інші. Наприклад: Р 2 Про 5 PCL 3 P 2 S 3 PH 3 та інші.
2. Складні речовини: солі всіх типів (середні, кислі, основні, подвійні, комплексні), кислоти. Приклад: Н3РО4, Na3PO4, H4P2O6, Ca(H2PO4)2, (NH4)2HPO4 та інші.
3. Кисневмісні органічні сполуки: білки, фосфоліпіди, АТФ, ДНК, РНК та інші.

Більшість зазначених типів речовин мають важливе промислове та біологічне значення. Застосування фосфору та її сполук можливе й у медичних цілях, й у виготовлення цілком звичайних побутових предметів.

З'єднання з металами

Бінарні сполуки фосфору з металами та менш електронегативними неметалами мають назву фосфіди. Це солеподібні речовини, які мають крайню нестійкість при впливі різних агентів. Швидке розкладання (гідроліз) викликає навіть нормальна вода.

Крім того, під дією неконцентрованих кислот відбувається розпад речовини на відповідні продукти. Наприклад, якщо говорити про гідроліз фосфіду кальцію, то продуктами стануть гідроксид металу та фосфін:

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

А піддаючи фосфід розкладанню під дією мінеральної кислоти, ми отримаємо відповідну сіль та фосфін:

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

У цілому нині цінність аналізованих сполук саме у цьому, що у результаті утворюється водневе з'єднання фосфору, властивості якого розглянемо нижче.

Летні речовини на основі фосфору

Таких можна виділити два основні:

• білий фосфор;
• фосфін.

Про перше ми вже згадували вище та характеристики наводили. Сказали, що це білий густий дим, який сильно отруйний, неприємно пахне і самозаймистий за звичайних умов.

А що таке фосфін? Це найпоширеніша і відома летюча речовина, до складу якої входить елемент, що розглядається. Воно бінарне, і другий учасник – водень. Формула водневого з'єднання фосфору - РН 3 назва фосфін.

Властивості цієї речовини можна описати так.

1. Летаючий безбарвний газ.
2. Дуже отруйний.
3. Має запах гнилої риби.
4. З водою не взаємодіє і дуже погано у ній розчиняється. Добре розчинний в органіці.
5. За звичайних умов дуже хімічно активний.
6. Самозаймається на повітрі.
7. Утворюється під час розкладання фосфідів металів.

Інша назва – фосфан. З ним пов'язані історії із самої давнини. Вся справа, в яку іноді люди бачили і бачать зараз на кладовищах, болотах. Кулясті або свічкоподібні вогники, які виникають то тут, то там, створюючи враження руху, вважалися поганою ознакою і їх дуже боялися забобонні люди. Причиною цього явища, сучасним поглядамдеяких вчених, можна вважати самозаймання фосфіну, який утворюється природним шляхом при розкладанні органічних залишків як рослинних, так і тварин. Газ виходить назовні і, стикаючись з киснем повітря, спалахує. Колір і розмір полум'я може змінюватись. Найчастіше, це зелені яскраві вогники.

Очевидно, що всі леткі сполуки фосфору - отруйні речовини, які легко виявити різким неприємним запахом. Ця ознака допомагає уникнути отруєння та неприємних наслідків.

З'єднання з неметалами

Якщо фосфор поводиться як відновник, слід говорити про бінарних сполуках з неметалами. Найчастіше саме вони виявляються електронегативнішими. Так, можна виділити кілька типів речовин такого роду:

• з'єднання фосфору і сірки - сульфід фосфору P 2 S 3 ;
• хлорид фосфору III, V;
• оксиди та ангідрид;
• бромід та йодид та інші.

Хімія фосфору та її сполук різноманітна, тому складно позначити найважливіші їх. Якщо ж говорити конкретно про речовини, що утворюються їх фосфором і неметалами, то найбільше значеннямають оксиди та хлориди різного складу. Вони використовуються в хімічних синтезах як водовіднімні засоби, як каталізатори і таке інше.

Так, одним із найсильніших осушуючих засобів є вищий - Р2О5. Він настільки сильно притягує воду, що при прямому контакті з нею відбувається бурхлива реакція із сильним шумовим супроводом. Сама собою речовина являє собою білу снігоподібну масу, по агрегатному стану ближче до аморфного.

Відомо, що органічна хімія за чисельністю сполук набагато перевершує неорганічну. Це пояснюється явищем ізомерії та здатністю атомів вуглецю формувати різної будови ланцюжка атомів, замикаючись один з одним. Звичайно, є певний порядок, тобто класифікація, якій підпорядковується вся органічна хімія. Класи з'єднань різні, проте, нас цікавить один конкретний, безпосередньо пов'язаний з елементом, що розглядається. Це із фосфором. До них відносяться:

• коферменти - НАДФ, АТФ, ФМН, піридоксальфосфат та інші;
• білки;
• нуклеїнові кислоти, оскільки залишок фосфорної кислоти входить до складу нуклеотиду;
• фосфоліпіди та фосфопротеїди;
• ферменти та каталізатори.

Вид іону, у якому фосфор бере участь у освіті молекули даних сполук, наступний - РО 4 3 - тобто це кислотний залишок фосфорної кислоти. До складу деяких білків він входить у вигляді вільного атома чи простого іона.

Для нормальної життєдіяльності кожного живого організму даний елемент і органічні сполуки, що їм утворюються, вкрай важливі і необхідні. Адже без білкових молекул неможлива побудова жодної структурної частини тіла. А ДНК та РНК – головні носії та передавачі спадкової інформації. Загалом, всі з'єднання мають бути присутніми в обов'язковому порядку.

Застосування фосфору у промисловості

Застосування фосфору та його сполук у промисловості можна охарактеризувати у кількох пунктах.

1. Використовують у виробництві сірників, вибухових з'єднань, запальних бомб, деяких видів палива, мастильних матеріалів.
2. Як поглинач газів, а також при виготовленні ламп розжарювання.
3. Для захисту від корозії.
4. У сільському господарстві як добрива грунту.
5. Як засіб для пом'якшення води.
6. У хімічних синтезах під час виробництва різних речовин.

Роль у живих організмах зводиться до участі у процесах утворення зубної емалі та кісток. Участь у реакціях ана- та катаболізму, а також підтримка буферності внутрішнього середовища клітини та біологічних рідин. Є основою у синтезі ДНК, РНК, фосфоліпідів.

Фосфор- елемент 3-го періоду та VA-групи Періодичної системи, порядковий номер 15. Електронна формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 3 , стійкий ступінь окислення в сполуках +V.

Шкала ступенів окиснення фосфору:

Електронегативність фосфору (2,32) значно нижча, ніж у типових неметалів, і трохи вища, ніж у водню. Утворює різні кисневмісні кислоти, солі та бінарні сполуки, виявляє неметалеві (кислотні) властивості. Більшість фосфатів нерозчинні у воді.

В природі - тринадцятийпо хімічній поширеності елемент (шостий серед неметалів), зустрічається тільки в хімічно пов'язаному вигляді. Життєво важливий елемент.

Недолік фосфору у ґрунті заповнюється введенням фосфорних добрив- головним чином суперфосфатів.

Алотропні модифікації фосфору

Червоний та білий фосфор Р. Відомо кілька алотропних форм фосфору у вільному вигляді, головні – це білий фосфорР 4 та червоний фосфор P n . У рівняннях реакцій алотропні форми репрезентують як Р (красн.) і Р (біл.).

Червоний фосфор складається з полімерних молекул P n різної довжини. Аморфний, за кімнатної температури повільно перетворюється на білий фосфор. При нагріванні до 416 ° С виганяється (при охолодженні пари конденсується білий фосфор). Нерозчинний в органічних розчинниках. Хімічна активність нижча, ніж у білого фосфору. На повітрі спалахує лише при нагріванні.

Застосовується як реагент (безпечніший, ніж білий фосфор) у неорганічному синтезі, наповнювач ламп розжарювання, компонент намазки коробки при виготовленні сірників. Чи не отруйний.

Білий фосфор складається з молекул Р4. М'який як віск (ріжеться ножем). Плавиться та кипить без розкладання (t пл 44,14 °С, t кип 287,3 °С, р 1,82 г/см 3). Окислюється на повітрі (зелене свічення у темряві), при великій масі можливе самозаймання. У особливих умовах перетворюється на червоний фосфор. Добре розчинний у бензолі, ефірах, сірковуглецю. Чи не реагує з водою, зберігається під шаром води. Надзвичайно хімічно активний. Виявляє окисно-відновні властивості. Відновлює благородні метали із розчинів їх солей.

Застосовується у виробництві Н 3 Р0 4 і червоного фосфору як реагент в органічних синтезах, розкислювач сплавів, запальний засіб. Фосфор, що горить, слід гасити піском (але не водою!). Надзвичайно отруйний.

Рівняння найважливіших реакцій фосфору:

Отримання у промисловості фосфору

- Відновлення фосфориту розпеченим коксом (пісок додають для зв'язування кальцію):

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

Пар фосфору охолоджують та одержують твердий білий фосфор.

Червоний фосфор готують із білого фосфору (див. вище), залежно від умов ступінь полімеризації n (P n) може бути різним.

З'єднання фосфору

Фосфін РН 3. Бінарна сполука, ступінь окислення фосфору дорівнює III. Безбарвний газ із неприємним запахом. Молекула має будову незавершеного тетраедра [: Р(Н) 3] (sр 3-гібридизація). Мало розчинний у воді, що не реагує з нею (на відміну від NH 3). Сильний відновник, що згоряє на повітрі, окислюється в HNО 3 (конц.). Приєднує HI. Застосовується для синтезу фосфорорганічних сполук. Сильно отруйний.

Рівняння найважливіших реакцій фосфіну:

Отримання фосфіну в лабораторії:

СазP2 + 6НСl (розб.) = ЗСаСl + 2 РНз

Оксид фосфору (V) P 2 O 5. Кислотний оксид. Білий, термічно стійкий. У твердому та газоподібному станах димер Р 4 О 10 з будовою з чотирьох тетраедрів, пов'язаних за трьома вершинами (Р - О-P). За дуже високих температур мономеризується до P 2 O 5 . Існує також склоподібний полімер (Р205) п. Надзвичайно гігроскопічний, енергійно реагує з водою, лугами. Відновлюється білим фосфором. Забирає воду у кисневмісних кислот.

Застосовується як ефективний дегідратуючий агент для осушення твердих речовин, рідин та газових сумішей, реагент у виробництві фосфатного скла, каталізатор полімеризації алкенів. Отруйний.

Рівняння найважливіших реакцій оксиду фосфору +5:

Отримання:спалювання фосфору у надлишку сухого повітря.

Ортофосфорна кислота Н3Р04.Оксокислота. Біла речовина, гігроскопічна, кінцевий продуктвзаємодії P 2 O 5 із водою. Молекула має будову спотвореного тетраедра [Р(O)(ON) 3 ] (sр 3 -гібридизадія), містить ковалентні σ-зв'язку Р - ВІН і σ, π-зв'язок Р=O. Плавиться без розкладання, при подальшому нагріванні розкладається. Добре розчиняється у воді (548 г/100 г Н20). Слабка кислота у розчині, нейтралізується лугами, в повному обсязі — гідратом аміаку. Реагує із типовими металами. Входить у реакції іонного обміну.

Якісна реакція – випадання жовтого осаду ортофосфату срібла (I). Застосовується у виробництві мінеральних добрив для освітлення сахарози, як каталізатор в органічному синтезі, компонент антикорозійних покриттів на чавуні та сталі.

Рівняння найважливіших реакцій ортофосфорної кислоти:

Одержання фосфорної кислоти у промисловості:

кип'ятіння фосфоритної руди в сірчаній кислоті:

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

Ортофосфат натрію Na 3 PO 4. Оксосоль. Білий, гігроскопічний. Плавиться без розкладання, термостійкий. Добре розчинний у воді, гідролізується аніоном, створює в розчині сильнолужне середовище. Реагується в розчині з цинком та алюмінієм.

Входить у реакції іонного обміну.

Якісна реакція на іон РВ 4 3-

- Утворення жовтого осаду ортофосфату срібла (I).

Застосовується для усунення «постійної» жорсткості прісної води, як компонент миючих засобів та фотопроявників, реагент у синтезі каучуку. Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:повна нейтралізація Н 3 Р0 4 гідроксидом натрію або реакції:

Гідроортофосфат натрію Na 2 HPO 4. Кисла оксосоль. Білий при помірному нагріванні розкладається без плавлення. Добре розчинний у воді, що гідролізується по аніону. Реагує з Н3Р04(конц.), нейтралізується лугами. Входить у реакції іонного обміну.

Якісна реакція на іон НРО 4 2-- Утворення жовтого осаду ортофосфату срібла (I).

Застосовується як емульгатор при згущенні коров'ячого молока, компонент харчових пастеризаторів та фотовідбілювачів.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: неповна нейтралізація Н 3 Р0 4 гідроксидом натрію у розведеному розчині:

2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O

Дигідроортофосфат натрію NaH 2 PO 4. Кисла оксосоль. Білий, гігроскопічний. При помірному нагріванні розкладається без плавлення. Добре розчинний у воді, аніон Н 2 Р0 4 піддається оборотній дисоціації. Нейтралізується лугами. Входить у реакції іонного обміну.

Якісна реакція на іон Н 2 Р0 4утворення жовтого осаду ортофосфату срібла (1).

Застосовується у виробництві скла, для захисту сталі та чавуну від корозії, як пом'якшувач води.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:неповна нейтралізація H 3 PО 4 їдким натром:

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

Ортофосфат кальцію Са 3(PO 4)2- Оксосоль. Білий, тугоплавкий, термічно стійкий. Нерозчинний у воді. Розкладається концентрованими кислотами. Відновлюється коксом при сплавленні. Основний компонент фосфоритних руд (апатити та ін).

Застосовується для отримання фосфору, у виробництві фосфорних добрив (суперфосфати), кераміки та скла, осаджений порошок – як компонент зубних паст та стабілізатор полімерів.

Рівняння найважливіших реакцій:

Фосфорні добрива

Суміш Са(Н 2 Р0 4) 2 та CaS0 4 називається простим суперфосфатом, Са(Н 2 Р0 4) 2 з домішкою СаНР0 4 подвійним суперфосфатом, Вони легко засвоюються рослинами при підживленні.

Найбільш цінні добрива - амофоси(містять азот і фосфор), являють собою суміш кислих амонійних солей NH 4 H 2 PO 4 і (NH 4) 2 HPO 4 .

Хлорид фосфору (V) PCI5. Бінарна сполука. Білий, леткий, термічно нестійкий. Молекула має будову тригональної біпіраміди (sp 3 d-гібридизація). У твердому стані димер P 2 Cl 10 з іонною будовою РСl 4 + [РСl 6] -. «Димит» у вологому повітрі. Дуже реакційний, повністю гідролізується водою, реагує з лугами. Відновлюється білим фосфором. Застосовується як хлорагент в органічному синтезі. Отруйний.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:хлорування фосфору.

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

Червоний фосфор має формулу Р n і є полімером зі складною структурою. Залежно від способу одержання та ступеня дроблення червоного фосфору, має відтінки від пурпурно-червоного до фіолетового, а в литому стані – темно-фіолетовий з мідним відтінком металевий блиск. Хімічна активність червоного фосфору значно нижча, ніж у білого; йому властива виключно мала розчинність. Розчинити червоний фосфор можна лише в деяких розплавлених металах (свинець і вісмут), чим іноді використовують для отримання великих його кристалів. Так, наприклад, німецький фізико-хімік І. В. Гітторф у 1865 році вперше отримав чудово побудовані, але невеликі за розміром кристали (фосфор Гітторфа). Червоний Фосфор на повітрі не займається самозайманням, аж до температури 240-250 °С (при переході в білу форму під час сублімації), але самозаймається при терті або ударі, у нього повністю відсутнє явище хемолюмінесценції. 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.

Отруйність його в тисячі разів менша, ніж у білого, тому він застосовується набагато ширше, наприклад, у виробництві сірників (складом на основі червоного фосфору покрита поверхня терочних коробок). Щільність червоного фосфору також вища, і досягає 2400 кг/м³ у литому вигляді. При зберіганні на повітрі червоний фосфор у присутності вологи поступово окислюється, утворюючи гігроскопічний оксид, поглинає воду і відволожується (відмокає), утворюючи в'язку фосфорну кислоту; тому його зберігають у герметичній тарі. При "відмоканні" - промивають водою від залишків фосфорних кислот, висушують і використовують за призначенням.

Чорний фосфор

Чорний фосфор - це найбільш стабільна термодинамічно та хімічно найменш активна форма елементарного фосфору. Вперше чорний фосфор було отримано 1914 року американським фізиком П. У. Бріджменом з білого фосфору як чорних блискучих кристалів, мають високу (2690 кг/м³) щільність. Для проведення синтезу чорного фосфору Бріджмен застосував тиск 2×10 9 Па (20 тисяч атмосфер) та температуру близько 200 °С. Початок швидкого переходу лежить в області 13 000 атмосфер та температури близько 230 °С.

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. Підпалити чорний фосфор можна лише попередньо сильно розжаривши в атмосфері чистого кисню до 400 °С. Чорний фосфор проводить електричний струмта має властивості напівпровідника. Температура плавлення чорного фосфору 1000 °З тиском 18×10 5 Па.