Фосфор

Фосфор (P) - химический элемент с атомным номером 15, а также простое вещество образована атомами этого элемента, которая имеет несколько различных аллотропных форм.

1. История

Фосфор открыт гамбургскому алхимиком Геннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимиков, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень, а получил вещество, которое светится. Тем открытием Бранд не обогатился и продал способ получения Даниэлю Крафту (Johann Daniel Kraft), заработав на этом поместье. Чуть позже фосфор был получен другим немецким химиком - Иоганном Кункель. Независимо от Бранда и Кункель фосфор был получен Робертом Бойлем, который описал его в статье "Способ приготовления фосфора из человеческой мочи", датированной 14 октября 1680 и опубликованной в 1693 году. Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграф. Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор - простое вещество, доказал Антуан Лавуазье.

2. Происхождение названия

В 1669 г. немецкий алхимик Геннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил вещество, светящуюся в темноте, названную сначала "холодным огнем", а позже фосфором, от греч. φως-φορος - Светоносный.

3. Распространение в природе

Фосфор достаточно распространенный элемент (0,08% массы земной коры). В природе он встречается исключительно в связанном состоянии. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфорит Са ₃ (PO _{4) 2} и апатит, который в своем составе содержит, кроме Са ₃ (PO _{4) 2,} СаP ₂ или CaCl _2. Богатые месторождения апатита имеются на Кольском полуострове, а также в южном Казахстане (горы Каратау), на Урале, в Эстонии, Ленинградской и Московской областях, в Украине и в других местах. Фосфор также постоянной составной частью живых организмов - растений и животных. Особенно значительные его количества содержатся в костях животных (и человека) в виде фосфата кальция Са ₃ (PO _{4) 2.} Кроме того, фосфор входит в состав белковых веществ.

4. Физические свойства

Белый фосфор с желтым оттенком на срезе под слоем воды.

В свободном состоянии фосфор бывает в нескольких аллотропических модификациях. Наибольшее значение имеют так называемые белый и красный фосфор.

Белый фосфор представляет собой бесцветную воскообразные вещества с желтоватым оттенком, из-за чего его называют также желтым фосфором. Образуется при быстром охлаждении паров фосфора. Его плотность 1,82 г / см ^3. Температура плавления 44,1 ? С, температура кипения 280 ? С. В воде практически не растворяется, но хорошо растворяется в сероуглероде CS _2. Белый фосфор чрезвычайно ядовит - на коже оставляет болезненные ожоги. Доза его в 0,1 г - смертельна для человека. Поэтому работать с ним следует очень осторожно. На воздухе белый фосфор легко окисляется. При этом часть химической энергии превращается в свет. Поэтому белый фосфор в темноте светится. Белый фосфор - легковоспламеняющееся вещество. Температура его воспламенения 40 ? С, а в очень размельченном состоянии он самовоспламеняется на воздухе даже при обычной температуре. Поэтому белый фосфор хранят под водой.

Красный с левой и фиолетовый фосфор с правой стороны

Красный фосфор представляет собой порошкообразное вещество красно-бурого цвета. Образуется при длительном нагревании белого фосфора в герметически закрытой посуде при температуре около 250 ? С. Красный фосфор ядовит и в сероуглероде не растворяется. Плотность его 2,20 г / см ^3. Зажигается красный фосфор лишь при температуре 240 ? С. При нагревании он не плавится, а переходит непосредственно из твердого в газообразное состояние (сублимирует). При охлаждении пары фосфора переходят в белый фосфор.

Черный фосфор - вещество, похожее на графит, имеет слоистое строение. Он жирный на ощупь, с металлическим блеском, проявляет свойства полупроводников. Образуется также из белого фосфора при длительном нагревании (200 ? С) под большим давлением (1220 МПа).

5. Химические свойства

Фосфор относится к главной подгруппы пятой группы периодической системы Менделеева. Порядковый номер его 15. Имея внешний электронной оболочке пять электронов: (15 = 2 + 8 + 5), атомы фосфора проявляют свойства окислителя и, присоединяя от атомов других элементов три электрона, недостающие для заполнения внешней оболочки превращаются в отрицательно трехвалентные ионы: Р ⁰ + 3e = Р ^{3 -.} Однако фосфор менее активен окислитель, чем азот, поскольку его валентные электроны отдаленные от ядра атома и слабо с ним связаны, чем валентные электроны атомов азота.

Вместе с тем атомы фосфора могут также терять свои валентные электроны, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы, например Р ⁰ - пятый = Р ^{5 +.} В связи с большей удаленностью валентных электронов от ядра атома фосфор гораздо легче отдает эти электроны, чем азот. Поэтому металлические свойства фосфора проявляются более отчетливо, чем у азота.

С кислородом фосфор соединяется достаточно энергично, особенно белый, выделяя значительное количество тепла и образуя пентаоксид фосфора P ₂ O _5:

• 4P + 5O ₂ = 2P ₂ O ₅

Фосфор довольно легко реагирует и с другими неметаллами, особенно хлором, с которым он даже при небольшом нагревании энергично взаимодействует с образованием бесцветных кристаллов пентахлоридом фосфора PCl _5:

• 2P + 5Cl ₂ = 2PCl ₅

При очень высокой температуре фосфор, подобно азота, может сочетаться со многими металлами, образуя фосфиды:

• 2P + 3Ca = Ca ₃ P ₂

С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует. Но посредственным путем можно получить соединения фосфора с водородом. Например, при воздействии на фосфид кальция разбавленной соляной кислоты образуется фосфин PH _3, по своим свойствам напоминает аммиак :

• Ca ₃ P ₂ +6 HCl = 3CaCl ₂ + 2PH ₃ ↑

6. Соединения

Для фосфора характерно степень окисления "+5", которому соответствуют природные фосфатные минералы. Соединения фосфора "+3" - восстановители.

• Оксиды: P ₂ O ₅ (который должен тетраэдрическое структуру P ₄ O _10), P ₂ O _3, неклассические P ₄ O _x (x = 7 .. 9).

• Кислоты

• Галогениды фосфора: PCl _5, POCl _3, PCl ₃ и аналогичные бурно взаимодействуют с водой, образуя галогенводневи кислоты.

7. Получение

В свободном состоянии фосфор получают путем восстановления фосфата кальция угля в присутствии диоксида кремния

• Са ₃ (PO _{4) 2} + 3SiO ₂ = 3CaSiO ₃ + P ₂ O ₅
• P ₂ O ₅ + 5C = 2P + 5CO ↑

Процесс восстановления проводят в специальных электрических печах при температуре около 1500 ? С. Диоксид кремния (песок) добавляется для снижения температуры реакции, вытеснение фосфатного ангидрида из фосфата кальция и удаления из печи твердых продуктов в виде расплавленного шлака CaSiO _3. Получаемый фосфор выделяется в парообразном состоянии, затем охлаждают и собирают в приемнике с водой.

8. Применение

В практике применяется преимущественно красный фосфор. Используется он главным образом в спичечном производстве. В смеси с толченым стеклом и клеем красный фосфор наносят на боковые поверхности спичечных коробков. В состав головок спичек фосфор не входит. Они изготавливаются из смеси бертолетовой соли KClO _3, диоксида марганца MnO _2, серы, толченого стекла и клея. При трении головки спички о боковую поверхность спичечного коробка зажигается фосфор, который поджигает головку спички, а от головки воспламеняется и дерево спички.

9. Биологическая роль

Элементный фосфор почти не встречается в природе. Белый фосфор ядовит, а красный - нет. Роль соединений фосфора в природе значительно больше: Фосфатный связь объединяет последовательные нуклеотиды в нитях ДНК и РНК. АТФ служит главным энергетическим нoсием клеток. Фосфолипиды формируют клеточные мембраны. Прочность костей определяется наличие в них фосфатов.

См.. также

• Ресурсы и запасы фосфора
• Фосфатный ангидрид
• Фосфаты
• Фосфатные удобрения
• Метафосфатна кислота
• Ортофосфатна кислота

Источники

• Глоссарий терминов по химии / / Й.Опейда, О.Швайка. Ин-т физико-органической химии и углехимии им .. Л.М.Литвиненка НАН Украины, Донецкий национальный университет - Донецк: "Вебер", 2008. - 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
• Ф. А. Деркач "Химия" Л. 1968
• Горный энциклопедический словарь: в 3 т. / Под ред. В. С. Белецкого. - Донецк: Восточный издательский дом, 2001-2004. ISBN 966-7804-19-4