Fosforas gaunamas iš. Baltojo fosforo švytėjimas

Paplitimas gamtoje. Fosforo masės dalis žemės plutoje yra 0,08%. Svarbiausi gamtoje randami fosforo mineralai yra fluorapatitas Ca5(PO4)3F ir fosforitas Ca3(PO4)2.

Savybės. Fosforas sudaro keletą alotropinių modifikacijų, kurios labai skiriasi savybėmis. Baltasis fosforas yra minkšta kristalinė medžiaga. Susideda iš P4 molekulių. Lydoma 44,1°C temperatūroje. Labai gerai tirpsta anglies disulfide CS2. Itin nuodingas ir lengvai užsidega.

Kaitinant baltąjį fosforą, susidaro raudonasis fosforas. Tai kelių modifikacijų, turinčių skirtingą molekulinį ilgį, mišinys. Raudonojo fosforo spalva, priklausomai nuo gamybos būdo ir sąlygų, gali skirtis nuo šviesiai raudonos iki violetinės ir tamsiai rudos. Jo lydymosi temperatūra yra 585-600 °.

Juodasis fosforas yra stabiliausia modifikacija. Savo išvaizda jis panašus į grafitą. Skirtingai nuo baltojo fosforo, raudonasis ir juodasis fosforas netirpsta anglies disulfide, jie nėra nuodingi ar degūs.

Fosforas yra chemiškai aktyvesnis už azotą. Fosforo cheminis aktyvumas priklauso nuo alotropinės modifikacijos, kurioje jis randamas. Taigi baltasis fosforas yra aktyviausias, o juodasis – mažiausiai aktyvus.

Cheminių reakcijų lygtyse baltas fosforas paprastai rašomas formule P4, kuri atitinka jo molekulių sudėtį. Raudona ir juoda fosforo modifikacijos dažniausiai rašomos formule P. Tas pats simbolis naudojamas, jei modifikacija nežinoma arba gali būti bet kokia.

1. Sąveika su paprastomis medžiagomis – nemetalais. Fosforas gali reaguoti su daugeliu nemetalų: deguonimi, siera, halogenais, fosforas nereaguoja su vandeniliu. Priklausomai nuo to, ar fosforo perteklius ar trūkumas, susidaro fosforo junginiai (III) ir (V), pavyzdžiui:

2P + 3Br2 = 2PBr3 arba 2P + 5Br2 = 2PBr5

2. Sąveika su metalais. Kaitinant fosforą su metalais, susidaro fosfidai:

3Mg + 2P = Mg3P2

Kai kurių metalų fosfidai gali suskaidyti su vandeniu, sudarydami fosfino dujas PH3:

Mg3P2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2PH3

Fosfino PH3 cheminės savybės panašios į amoniako NH3.

3. Sąveika su šarmais. Kai baltasis fosforas kaitinamas šarminiame tirpale, jis neproporcingas:

P4 + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2

Kvitas. Fosforas pramoniniu būdu gaunamas iš kalcio fosfato Ca3(PO4)2, kuris išskiriamas iš fosforitų ir fluorapatitų. Gamybos metodas pagrįstas Ca3(PO4)2 redukcijos reakcija į fosforą.

Koksas (anglis) naudojamas kaip fosforo junginių reduktorius. Kalcio junginiams surišti į reakcijos sistemą įpilama kvarcinio smėlio SiO2. Procesas vykdomas elektrinėse krosnyse (gamyba priskiriama elektroterminei). Reakcija vyksta pagal lygtį:

2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C = 6CaSiO3 + P4 + 10CO

Reakcijos produktas yra baltas fosforas. Dėl priemaišų techninis fosforas yra geltonos spalvos, todėl pramonėje jis vadinamas geltonuoju fosforu.

Fosforo trąšos. Fosforas, kaip ir azotas, yra svarbus elementas, užtikrinantis augalų augimą ir gyvybinę veiklą. Fosforą augalai išgauna iš dirvožemio, todėl jo atsargas būtina papildyti periodiškai įpilant fosforo trąšų. Fosforo trąšos gaminamos iš kalcio fosfato, kuris yra natūralių fosforitų ir fluorapatitų dalis.

Paprasčiausia fosforo trąša – fosfatinė uoliena yra malta fosfatinė uoliena Ca3(PO4)2. Šios trąšos mažai tirpios, jas augalai gali pasisavinti tik rūgščioje dirvoje.

Sieros rūgštis veikiant kalcio fosfatui gamina paprastą superfosfatą, kurio pagrindinis komponentas yra kalcio divandenilio fosfatas Ca(H2PO4)2. Tai tirpi medžiaga, kurią augalai lengvai pasisavina. Paprasto superfosfato gavimo metodas pagrįstas reakcija

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4

Be pagrindinio komponento, superfosfate yra iki 50% kalcio sulfato, kuris yra balastas. Siekiant padidinti fosforo kiekį trąšose, fosforitas apdorojamas fosforo rūgštimi:

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2

Gautos trąšos vadinamos dvigubu superfosfatu. Dar viena fosfatinė trąša su dideliu fosforo kiekiu yra CaHPO4·2H2O nuosėdos.

Labai koncentruotos fosforo trąšos ruošiamos superfosforo rūgšties – polifosforo rūgščių H4P2O7, H5P3O10, H6P4O13 ir kt mišinio pagrindu. Šios rūgštys susidaro kaitinant fosforo rūgštį H3PO4 vakuume.

Polifosforo rūgštims sąveikaujant su amoniaku susidaro amonio polifosfatai, kurie naudojami kaip kompleksinės azoto-fosforo trąšos.

Kartu su azotu fosforas yra įtrauktas į kai kurias kitas kompleksines trąšas, pavyzdžiui, ammofosą NH4H2PO4 ir diammofosą (NH4)2HPO4.

Fosforas yra svarbus gyvosios ir negyvosios gamtos komponentas. Jis randamas Žemės gelmėse, vandenyje ir mūsų kūne, o akademikas Fersmanas netgi pravardžiavo jį „gyvybės ir minties elementu“. Nepaisant naudingumo, baltasis fosforas gali būti itin pavojingas ir nuodingas. Pakalbėkime išsamiau apie jo savybes.

Elemento atidarymas

Fosforo atradimo istorija prasidėjo nuo alchemijos. Nuo XV amžiaus Europos mokslininkai nekantrauja rasti filosofinį akmenį arba „didįjį eliksyrą“, kuriuo bet kokius metalus galėtų paversti auksu.

XVII amžiuje alchemikas Hennigas Brandas nusprendė, kad kelias į „stebuklingąjį reagentą“ eina per šlapimą. Jis geltonas, vadinasi, jame yra aukso arba kaip nors su juo susijęs. Mokslininkas kruopščiai rinko medžiagą, ją apgynė, o paskui distiliavo. Vietoj aukso jis gavo baltą medžiagą, kuri švytėjo tamsoje ir gerai degė.

Brandas atradimą pavadino „šalta ugnimi“. Vėliau panašiu būdu gauti fosforą sugalvojo airių alchemikas Robertas Boyle'as ir vokietis Andreasas Maggrafas. Pastarasis į šlapimą taip pat pridėjo anglies, smėlio ir mineralinio fosgenito. Vėliau medžiaga buvo pavadinta phosphorus mirabilis, kuri išvertė kaip „stebuklingas šviesos nešėjas“.

Šviečiantis elementas

Fosforo atradimas tapo tikra sensacija tarp alchemikų. Vieni karts nuo karto bandė nusipirkti paslaptį, kaip gauti medžiagą iš Brand, kiti bandė ten patekti patys. XVIII amžiuje buvo įrodyta, kad elemento yra organizmų kaulų liekanose, ir netrukus atsidarė kelios gamyklos jo gamybai.

Prancūzų fizikas Lavoisier įrodė, kad fosforas yra paprasta medžiaga. Periodinėje lentelėje jis yra 15. Kartu su azotu, stibiu, arsenu ir bismutu jis priklauso pniktidų grupei ir apibūdinamas kaip nemetalas.

Elementas yra gana dažnas gamtoje. Procentais jis užima 13 vietą pagal žemės plutos masę. Fosforas aktyviai sąveikauja su deguonimi ir nėra laisvos formos. Jo yra daugelyje mineralų (daugiau nei 190), pavyzdžiui, fosforituose, apatituose ir kt.

Baltasis fosforas

Fosforas yra kelių formų arba alotropų. Jie skiriasi vienas nuo kito tankiu, spalva ir cheminėmis savybėmis. Paprastai yra keturios pagrindinės formos: baltasis, juodasis, raudonasis ir metalinis fosforas. Kiti pakeitimai yra tik pirmiau minėtų dalykų mišinys.

Baltasis fosforas yra labai nestabilus. Esant normalioms apšvietimo sąlygoms, jis greitai pasidaro raudonas, tačiau esant aukštam slėgiui, pajuoduoja. Jo atomai yra išsidėstę tetraedro pavidalu. Jis turi kristalinę molekulinę gardelę, kurios molekulinė formulė P4.

Taip pat pabrėžiu geltonąjį fosforą. Tai ne dar viena medžiagos modifikacija, o nerafinuoto baltojo fosforo pavadinimas. Jis gali turėti šviesiai arba tamsiai rudą atspalvį ir pasižymi stipriu toksiškumu.

Baltojo fosforo savybės

Medžiagos konsistencija ir išvaizda primena vašką. Jis turi česnako kvapą ir yra riebus liesti. Fosforas yra minkštas (be didelių pastangų galima pjaustyti peiliu) ir deformuojamas. Po valymo jis tampa bespalvis. Jo skaidrūs kristalai blizga saulėje ir atrodo kaip deimantai.

Jis tirpsta 44 laipsnių temperatūroje. Medžiagos aktyvumas pasireiškia net kambario temperatūroje. Pagrindinė fosforo savybė yra jo gebėjimas chemiliuminescencija arba švyti. Oksiduodamasis ore, skleidžia baltai žalią šviesą ir laikui bėgant savaime užsidega.

Medžiaga praktiškai netirpsta vandenyje, tačiau gali joje degti ilgai kontaktuojant su deguonimi. Jis gerai tirpsta organiniuose tirpikliuose, tokiuose kaip anglies disulfidas, skystas parafinas ir benzenas.

Fosforo panaudojimas

Žmogus „prisijaukino“ fosforą tiek taikiems, tiek kariniams tikslams. Medžiaga naudojama fosforo rūgščiai gaminti, kuri naudojama trąšoms. Anksčiau jis buvo plačiai naudojamas vilnai dažyti ir šviesai jautrioms emulsijoms gaminti.

Baltasis fosforas nėra plačiai naudojamas. Pagrindinė jo vertė yra degumas. Taigi medžiaga naudojama padegamiesiems šoviniams. Šio tipo ginklai buvo aktualūs per abu pasaulinius karus. Jis buvo naudojamas Gazos kare 2009 m., taip pat Irake 2016 m.

Raudonasis fosforas naudojamas plačiau. Jis naudojamas kurui, tepalams, sprogmenims ir degtukų galvutėms gaminti. Įvairūs fosforo junginiai pramonėje naudojami vandens minkštikliuose ir dedami į pasyvinimo priemones, apsaugančias metalą nuo korozijos.

Turinys organizme ir poveikis žmogui

Fosforas yra vienas iš mums gyvybiškai svarbių elementų. Junginių su kalciu pavidalu jo yra dantyse ir skelete, suteikiant kaulams kietumo ir stiprumo. Elementas yra ATP ir DNR junginiuose. Tai būtina smegenų veiklai. Būdamas nervinėse ląstelėse, jis skatina nervinių impulsų perdavimą.

Fosforas randamas raumenų audinyje. Jis dalyvauja energijos pavertimo procese iš baltymų, riebalų ir angliavandenių, patenkančių į organizmą. Elementas palaiko rūgščių ir šarmų pusiausvyrą ląstelėse, vyksta jų dalijimasis. Jis skatina medžiagų apykaitą ir yra būtinas kūno augimo ir atsigavimo metu.

Tačiau fosforas gali būti pavojingas. Pats baltasis fosforas yra labai toksiškas. Didesnės nei 50 miligramų dozės yra mirtinos. Apsinuodijimą fosforu lydi vėmimas, galvos ir skrandžio skausmas. Medžiagos sąlytis su oda sukelia nudegimus, kurie gyja labai lėtai ir skausmingai.

Fosforo perteklius organizme sukelia kaulų trapumą, širdies ir kraujagyslių ligas, kraujavimą ir anemiją. Kepenys ir virškinimo sistema taip pat kenčia nuo fosforo pertekliaus.

Fosforas(iš graikų phosphoros – šviečiantis; lot. Fosforas) P, periodinės sistemos V grupės cheminis elementas; atominis skaičius 15, atominė masė 30,97376. Jis turi vieną stabilų nuklidą 31 P. Efektyvus šiluminių neutronų fiksavimo skerspjūvis yra 18 10 -30 m 2. Išorinė konfigūracija atomo elektronų apvalkalas3 s 2 3p 3 ; oksidacijos laipsniai -3, +3 ir +5; nuoseklios jonizacijos energija pereinant iš P 0 į P 5+ (eV): 10,486, 19,76, 30,163, 51,36, 65,02; elektronų afinitetas 0,6 eV, Paulingo elektronegatyvumas 2,10, atominis spindulys 0,134 nm, jonų spinduliai (koordinacijos skaičiai nurodyti skliausteliuose) 0,186 nm, kai P 3-, 0,044 nm (6) P 3, 0,01+, 0,02 nm; 5), 0,038 nm (6), kai P5+.

Vidutinis fosforo kiekis žemės plutoje yra 0,105 % masės, vandenyse ir vandenynuose – 0,07 mg/l. Yra žinoma apie 200 fosforo mineralų. jie visi yra fosfatai. Iš jų svarbiausia apatitas, kuris yra pagrindas fosforitai. Taip pat praktinę reikšmę turi monazitas CePO 4, ksenotimas YPO 4, ambligonitas LiAlPO 4 (F, OH), trifilinas Li(Fe, Mn)PO 4, torbernitas Cu(UO 2) 2 (PO 4) 2 12H 2 O, utunitas Ca. ( UO 2) 2 (PO 4) 2 x x 10H 2 O, vivianitas Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O, piromorfitas Pb 5 (PO 4) 3 C1, turkis CuA1 6 (PO 4) 4 (OH) 8 5H 2 APIE.

Savybės. Yra žinoma, kad šv. 10 fosforo modifikacijų, iš kurių svarbiausios yra baltasis, raudonasis ir juodasis fosforas (techninis baltasis fosforas vadinamas geltonuoju fosforu). Vieningos fosforo modifikacijų žymėjimo sistemos nėra. Kai kurios svarbiausių modifikacijų savybės palygintos lentelėje. Kristalinis juodasis fosforas (PI) normaliomis sąlygomis yra termodinamiškai stabilus. Baltasis ir raudonasis fosforas yra metastabilūs, tačiau dėl mažo virsmo greičio normaliomis sąlygomis gali išsilaikyti beveik neribotą laiką.

Fosforo junginiai su nemetalais

Fosforas ir vandenilis paprastų medžiagų pavidalu praktiškai nesąveikauja. Fosforo vandenilio dariniai gaunami netiesiogiai, pavyzdžiui:

Ca 3 P 2 + 6HCl = 3CaCl 2 + 2PH 3

Fosfinas PH 3 yra bespalvės, labai toksiškos dujos, turinčios supuvusios žuvies kvapą. Fosfino molekulė gali būti laikoma amoniako molekule. Tačiau kampas tarp H-P-H jungčių yra daug mažesnis nei amoniako. Tai reiškia, kad fosfino atveju mažėja s-debesų dalyvavimo dalis formuojant hibridines jungtis. Fosforo-vandenilio ryšiai yra silpnesni nei azoto-vandenilio ryšiai. Fosfino donorinės savybės yra mažiau ryškios nei amoniako. Dėl mažo fosfino molekulės poliškumo ir silpno protonų priėmimo aktyvumo vandenilio jungčių nėra ne tik skystoje ir kietoje būsenoje, bet ir su vandens molekulėmis tirpaluose, taip pat mažą fosfonio jono stabilumą PH 4 + . Stabiliausia fosfonio druska kietoje būsenoje yra jodidas PH 4 I. Fosfonio druskos stipriai skyla su vandeniu ir ypač šarminiais tirpalais:

PH 4 I + KOH = PH 3 + KI + H 2 O

Fosfinas ir fosfonio druskos yra stiprūs reduktorius. Ore fosfinas sudegina į fosforo rūgštį:

PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4

Kai aktyvių metalų fosfidai skaidomi rūgštimis, kartu su fosfinu kaip priemaiša susidaro difosfinas P 2 H 4. Difosfinas yra bespalvis lakus skystis, savo molekuline struktūra panaši į hidraziną, tačiau fosfinas nepasižymi pagrindinėmis savybėmis. Jis savaime užsidega ore ir suyra, kai laikomas šviesoje arba kaitinamas. Jo skilimo produktuose yra fosforo, fosfino ir geltonos amorfinės medžiagos. Šis produktas vadinamas kietu vandenilio fosfidu ir jam priskiriama formulė P 12 H 6.

Su halogenais fosforas sudaro tri- ir pentahalidus. Šie fosforo dariniai yra žinomi dėl visų analogų, tačiau chloro junginiai yra praktiškai svarbūs. RG 3 ir RG 5 yra toksiški ir gaunami tiesiogiai iš paprastų medžiagų.

RG 3 - stabilūs egzoterminiai junginiai; PF 3 yra bespalvės dujos, PCl 3 ir PBr 3 yra bespalviai skysčiai, o PI 3 yra raudoni kristalai. Kietoje būsenoje visi trihalogenidai sudaro molekulinės struktūros kristalus. RG 3 ir RG 5 yra rūgštį formuojantys junginiai:

PI 3 + 3H 2 O = 3HI + H 3 PO 3

Žinomi abu fosforo nitridai, atitinkantys tri- ir pentakovalentinę būseną: PN ir P 2 N 5 . Abiejuose junginiuose azotas yra trivalentis. Abu nitridai yra chemiškai inertiški ir atsparūs vandeniui, rūgštims ir šarmams.

Išlydytas fosforas gerai ištirpdo sierą, tačiau cheminė reakcija vyksta aukštoje temperatūroje. Iš fosforo sulfidų geriausiai ištirti P 4 S 3 , P 4 S 7 ir P 4 S 10 . Šiuos sulfidus galima perkristalizuoti naftaleno lydaloje ir išskirti geltonų kristalų pavidalu. Kaitinant, sulfidai užsidega ir dega, sudarydami P 2 O 5 ir SO 2 . Su vandeniu jie visi lėtai suyra, išsiskiriant vandenilio sulfidui ir susidaro fosforo deguonies rūgštys.

Fosforo junginiai su metalais

Su aktyviais metalais fosforas sudaro į druską panašius fosfidus, kurie paklūsta klasikinio valentingumo taisyklėms. p-Metalai, taip pat cinko pogrupio metalai suteikia tiek normalių, tiek anijonų turinčių fosfidų. Dauguma šių junginių pasižymi puslaidininkinėmis savybėmis, t.y. juose dominuojantis ryšys yra kovalentinis. Azoto ir fosforo skirtumas dėl dydžio ir energijos faktorių būdingiausiai pasireiškia šių elementų sąveikoje su pereinamaisiais metalais. Azotui, sąveikaujant su pastaruoju, pagrindinis dalykas yra į metalą panašių nitridų susidarymas. Fosforas taip pat sudaro į metalus panašius fosfidus. Daugelis fosfidų, ypač tų, kuriuose vyrauja kovalentiniai ryšiai, yra ugniai atsparūs. Taigi AlP tirpsta 2197 laipsnių C temperatūroje, o galio fosfido lydymosi temperatūra yra 1577 laipsnių C. Šarminių ir šarminių žemių metalų fosfidai lengvai skaidomi vandens, išskirdami fosfiną. Daugelis fosfidų yra ne tik puslaidininkiai (AlP, GaP, InP), bet ir feromagnetai, pavyzdžiui, CoP ir Fe 3 P.

Fosfinas(vandenilio fosfidas, fosforo hidridas, pagal IUPAC nomenklatūrą – fosfanas PH 3) – bespalvės, labai toksiškos, gana nestabilios dujos, turinčios specifinį supuvusios žuvies kvapą.

Bespalvės dujos. Jis blogai tirpsta vandenyje ir su juo nereaguoja. Esant žemai temperatūrai, susidaro kietas klatratas 8РН 3 ·46Н 2 О Tirpus benzene, dietilo eteryje, anglies disulfide. Esant –133,8 °C temperatūrai, susidaro kristalai su į veidą orientuota kubine gardele.

Fosfino molekulė yra trigonės piramidės formos su molekuline simetrija C 3v (d PH = 0,142 nm, HPH = 93,5 o). Dipolio momentas yra 0,58 D, žymiai mažesnis nei amoniako. Vandenilio ryšys tarp PH 3 molekulių praktiškai neatsiranda, todėl fosfinas turi žemesnę lydymosi ir virimo temperatūrą.

Fosfinas labai skiriasi nuo jo analogo amoniako. Jo cheminis aktyvumas yra didesnis nei amoniako, jis blogai tirpsta vandenyje, nes bazė yra daug silpnesnė už amoniaką. Pastarasis paaiškinamas tuo, kad H-P ryšiai yra silpnai poliarizuoti, o vienišos elektronų poros aktyvumas fosfore (3s 2) yra mažesnis nei azoto (2s 2) amoniake.

Trūkstant deguonies, kaitinamas, jis skyla į elementus:

savaime užsiliepsnoja ore (esant difosfino garams arba aukštesnėje nei 100 °C temperatūroje):

Rodo stiprias atkuriamąsias savybes.

Fosforą 1669 m. atrado Hamburgo alchemikas Henningas Brandas, nors yra įrodymų, kad arabų alchemikai sugebėjo gauti fosforo XII amžiuje. Kaip ir kiti alchemikai, Brandas bandė rasti gyvybės eliksyrą arba filosofinį akmenį. Kaitinant balto smėlio ir išgarinto šlapimo mišinį, jis gavo tamsoje švytinčią medžiagą, pirmą kartą vadinamą „šalta ugnimi“. Antrinis pavadinimas „fosforas“ kilęs iš graikiškų žodžių „phos“ – šviesa ir „fero“ – aš nešioju. Lavoisier įrodė, kad fosforas yra paprasta medžiaga.

Būnant gamtoje, gauti:

Fosforas yra vienas iš labiausiai paplitusių elementų žemės plutoje, jo kiekis sudaro 0,08-0,09% jos masės. Dėl didelio cheminio aktyvumo jis nerandamas laisvoje būsenoje. Jis sudaro apie 190 mineralų, iš kurių svarbiausi yra apatitas Ca 5 (PO 4) 3 F, fosforitas Ca 3 (PO 4) 2 ir kt. Fosforo yra visose žaliųjų augalų dalyse, dar daugiau vaisiuose ir sėklose. Jis yra gyvūnų audiniuose, jis yra baltymų ir kitų esminių organinių junginių (ATP) dalis ir yra gyvybės elementas.
Fosforas gaunamas iš apatitų arba fosforitų sąveikaujant su koksu ir smėliu 1500°C temperatūroje:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 = 4P + 10CO + 6CaSiO 3
Susidarę baltojo fosforo garai kondensuojami imtuve po vandeniu. Vietoj fosforitų galima redukuoti kitus junginius, pavyzdžiui, metafosforo rūgštį:
4HPO3 + 12C = 4P + 2H2 + 12CO

Fizinės savybės:

Elementinis fosforas įprastomis sąlygomis yra keletas stabilių alotropinių modifikacijų; Fosforo alotropijos problema yra sudėtinga ir nevisiškai išspręsta. Paprastai yra keturios paprastos medžiagos modifikacijos – baltas, raudonas (žr. pav.), juodasis ir metalinis fosforas. Kartais jie taip pat vadinami pagrindinėmis alotropinėmis modifikacijomis, o tai reiškia, kad visos kitos yra šių keturių įvairovė. Įprastomis sąlygomis yra tik trys alotropinės fosforo modifikacijos.
Baltasis fosforas, fosforas skystoje ir ištirpusioje būsenoje, taip pat garuose iki 800°C, susideda iš P 4 molekulių. Kaitinant virš 800 °C, molekulės disocijuoja: P 4 = 2P 2. Esant aukštesnei nei 2000°C temperatūrai, molekulės skyla į atomus.
Raudonasis fosforas turi formulę (P 4) n ir yra sudėtingos struktūros polimeras, turi atspalvius nuo violetinės-raudonos iki violetinės, tirpus išlydytuose metaluose (Bi, Pb).
Juodasis fosforas- tai pati stabiliausia forma, metalinio blizgesio medžiaga, liesti riebi ir labai panaši į grafitą, netirpi vandenyje ar organiniuose tirpikliuose, puslaidininkis.

Cheminės savybės:

Fosforo chemines savybes daugiausia lemia jo alotropinė modifikacija. Baltasis fosforas yra labai aktyvus, pereinant prie raudonojo ir juodojo fosforo, cheminis aktyvumas smarkiai sumažėja. Baltasis fosforas švyti tamsoje ore, dėl fosforo garų oksidacijos iki žemesnių oksidų.
Degant baltajam fosforui susidaro fosforo anhidridas. Fosforas sąveikauja su halogenais ir siera, azoto rūgštimi ir šarmais. Gali būti ir reduktorius, ir oksidatorius

Svarbiausios jungtys:

Fosforo (V) oksidas, P 2 O 5 arba fosforo anhidridas yra balta kristalinė medžiaga. Tikroji fosforo (V) oksido molekulės sudėtis atitinka formulę P 4 O 10. Fosforo anhidridas godžiai sugeria vandenį ir, priklausomai nuo vandens molekulių skaičiaus santykio su fosforo oksidu (V) P 2 O 5, susidaro kelių rūšių fosforo rūgštys: meta- ir ortofosforo, difosforinis, taip pat didelė grupė polifosforo rūgščių. Polifosforo rūgščių stiprumas didėja didėjant fosforo atomų skaičiui.
Kai P 2 O 5 normaliomis sąlygomis sąveikauja su vandeniu, paaiškėja metafosforinis rūgštis HPO 3:
P4O10 + 2H2O = 4HPO3
o kaitinant vandeninį metafosforo rūgšties tirpalą susidaro ortofosforinis rūgštis H 3 PO 4:
HPO 3 + H 2 O = H 3 PO 4
Fosforo(III) oksidas, P 2 O 3 - bespalvė, kristalinė, labai toksiška medžiaga, turinti nemalonų kvapą, lydymosi temperatūra 23,8 ° C. Analogiškai su fosforo oksidu (V) sudaro P 4 O 6 molekules. Su vandeniu sudaro fosforo rūgštis.
Fosforo rūgštis, H 3 PO 3 yra silpna dvibazė rūgštis, stiprus reduktorius. Jo ypatumas yra tas, kad tik du vandenilio atomai gali būti pakeisti metalu, druskos vadinamos fosfitais. Kaitinamas vandeniniame tirpale, išsiskiria vandenilis:
H3PO3 + H2O = H3PO4 + H2
Fosfino rūgštis) 2 . Gautas kalcio hipofosfitas apdorojamas natrio sulfatu arba sieros rūgšties tirpalu, kad būtų gautas natrio hipofosfitas arba laisva rūgštis.
Fosforo trichloridas, PCl 3 yra aštraus nemalonaus kvapo skystis, kuris garuoja ore. Vir. 75,3° C, lyd. -40,5° C. Pramonėje jis gaunamas sausą chlorą leidžiant per raudonojo fosforo suspensiją PCl 3 .
Fosforo pentachloridas, PCl 5 yra šviesiai geltona žalsvo atspalvio kristalinė medžiaga, turinti nemalonų kvapą. Kristalai turi joninę struktūrą. Tvozg 159° C. Jis gaunamas reaguojant PCl 3 su chloru arba S 2 Cl 2: 3PCl 3 + S 2 Cl 2 = PCl 5 + 2PSCl 3.
Vandenilio junginiai: vandenilio fosfidas PH 3 (fosfinas) yra bespalvės dujos, turinčios būdingą česnako kvapą, jose paprastai yra aktyvesnio difosfino (P 2 H 4) pėdsakų, todėl kambario temperatūroje jis savaime užsiliepsnoja. Paruošimas: 4P + 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2
Taikant šį gamybos būdą, be dujinio vandenilio fosfido, taip pat susidaro skystas vandenilio fosfidas, dujinis vandenilis ir rūgštus kalio hipofosfitas pagal lygtis:
6P + 4KOH + 4H 2 O = P 2 H 4 + 4KN 2 PO 2
2P + 2KON + 2H 2O = H 2 + 2KN 2 PO 2

Taikymas:

Šiuo metu degtukuose baltas fosforas nenaudojamas (nors raudona vis dar yra degtukų dėžučių dangoje), tačiau fosforo junginiai turi didelę reikšmę trąšų, pesticidų ir puslaidininkių junginių gamyboje.
Baltasis fosforas yra nuodingas, mirtina dozė žmogui yra apie 0,2 gramo.
...
...

Semenova N.V.
HF Tiumenės valstybinis universitetas, 561 grupė.

• Pavadinimas - P (Fosforas);
• Laikotarpis - III;
• Grupė - 15 (Va);
• Atominė masė - 30,973761;
• Atominis skaičius - 15;
• Atominis spindulys = 128 pm;
• Kovalentinis spindulys = 106 pm;
• Elektronų pasiskirstymas - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
• lydymosi temperatūra = 44,14°C;
• virimo temperatūra = 280°C;
• Elektronegatyvumas (pagal Paulingą / pagal Alpred ir Rochow) = 2,19/2,06;
• Oksidacijos būsena: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Tankis (nr.) = 1,82 g/cm 3 (baltasis fosforas);
• Molinis tūris = 17,0 cm 3 /mol.

Fosforo junginiai:

Fosforą (šviesos nešiklį) pirmasis gavo arabų alchemikas Ahadas Behilas XII amžiuje. Iš Europos mokslininkų pirmasis fosforą atrado vokietis Hennigas Brantas 1669 m., atlikdamas eksperimentus su žmogaus šlapimu, bandydamas iš jo išgauti auksą (mokslininkas manė, kad auksinę šlapimo spalvą lėmė aukso dalelių buvimas). . Kiek vėliau fosforą gavo I. Kunkel ir R. Boyle – pastarasis jį aprašė savo straipsnyje „Fosforo gavimo iš žmogaus šlapimo metodas“ (1680 m. spalio 14 d.; darbas išleistas 1693 m.). Vėliau Lavoisier įrodė, kad fosforas yra paprasta medžiaga.

Fosforo kiekis žemės plutoje yra 0,08 % masės – tai vienas iš labiausiai paplitusių cheminių elementų mūsų planetoje. Dėl didelio aktyvumo laisvos būsenos fosforo gamtoje nėra, tačiau jis yra įtrauktas į beveik 200 mineralų, iš kurių labiausiai paplitęs yra apatitas Ca 5 (PO 4) 3 (OH) ir fosforitas Ca 3 (PO 4). 2.

Fosforas vaidina svarbų vaidmenį gyvūnų, augalų ir žmonių gyvenime – jis yra tokių biologinių junginių, kaip fosfolipidai, dalis, taip pat yra baltymuose ir kituose svarbiuose organiniuose junginiuose, tokiuose kaip DNR ir ATP.

Ryžiai. Fosforo atomo sandara.

Fosforo atome yra 15 elektronų ir jo išorinio valentingumo lygio elektroninė konfigūracija yra panaši į azoto (3s 2 3p 3), tačiau fosforas turi mažiau ryškių nemetalinių savybių, palyginti su azotu, o tai paaiškinama laisvos d-orbitalės buvimu, didesnis atomo spindulys ir mažesnė jonizacijos energija .

Reaguodamas su kitais cheminiais elementais, fosforo atomas gali turėti oksidacijos būseną nuo +5 iki -3 (tipiškiausia oksidacijos būsena yra +5, likusieji gana reti).

• +5 - fosforo oksidas P 2 O 5 (V); fosforo rūgštis (H 3 PO 4); fosfatai, halogenidai, fosforo V sulfidai (fosforo rūgšties druskos);
• +3 - P2O3 (III); fosforo rūgštis (H 3 PO 3); fosfitai, halogenidai, fosforo III sulfidai (fosforo rūgšties druskos);
• 0 - P;
• -3 - fosfinas PH 3; metalo fosfidai.

Fosforo atomo pagrindinėje (nesudarytoje) būsenoje išoriniame energijos lygyje yra du suporuoti elektronai s polygyje + 3 nesuporuoti elektronai p-orbitalėse (d-orbitalė yra laisva). Sužadintoje būsenoje vienas elektronas juda iš s polygio į d-orbitalę, o tai išplečia fosforo atomo valentines galimybes.

Ryžiai. Fosforo atomo perėjimas į sužadinimo būseną.

P2

Du fosforo atomai susijungia ir sudaro P2 molekulę maždaug 1000 °C temperatūroje.

Esant žemesnei temperatūrai, fosforo yra tetraatominėse P4 molekulėse, taip pat stabilesnėse polimero P∞ molekulėse.

Allotropinės fosforo modifikacijos:

• Baltasis fosforas- itin toksiška (mirtina baltojo fosforo dozė suaugusiam žmogui yra 0,05-0,15 g) vaškinė medžiaga su česnako kvapu, bespalvė, tamsoje švytinti (lėtos oksidacijos procesas P 4 O 6); didelis baltojo fosforo reaktyvumas paaiškinamas silpnomis P-P jungtimis (baltasis fosforas turi molekulinę kristalinę gardelę, kurios formulė P 4, kurios mazguose yra fosforo atomai), kurios gana lengvai skyla, dėl ko susidaro baltas fosforas, kaitinant arba ilgai laikant, virsta stabilesnėmis polimerinėmis modifikacijomis: raudonuoju ir juoduoju fosforu. Dėl šių priežasčių baltas fosforas laikomas be oro prieigos po išvalyto vandens sluoksniu arba specialioje inertinėje aplinkoje.
• Geltonasis fosforas- degi, labai toksiška medžiaga, netirpsta vandenyje, lengvai oksiduojasi ore ir užsidega savaime, degdama ryškiai žalia, akinama liepsna, išskirdama tirštus baltus dūmus.
• Raudonasis fosforas- polimerinė, vandenyje netirpi medžiaga, turinti sudėtingą struktūrą ir pasižyminti mažiausiai reaktyvumu. Raudonasis fosforas plačiai naudojamas pramoninėje gamyboje, nes nėra toks nuodingas. Kadangi atvirame ore raudonasis fosforas, sugerdamas drėgmę, palaipsniui oksiduojasi, sudarydamas higroskopinį oksidą („drėgną“) ir sudaro klampią fosforo rūgštį, todėl raudonasis fosforas laikomas hermetiškai uždarytoje talpykloje. Mirkymo atveju raudonasis fosforas išvalomas nuo fosforo rūgšties likučių plaunant vandeniu, po to išdžiovinamas ir naudojamas pagal paskirtį.
• Juodasis fosforas- riebiai liesti grafitą primenanti pilkai juodos spalvos medžiaga, turinti puslaidininkių savybių - stabiliausia fosforo modifikacija, pasižyminti vidutiniu reaktyvumu.
• Metalinis fosforas gaunamas iš juodojo fosforo esant aukštam slėgiui. Metalinis fosforas labai gerai praleidžia elektrą.

Fosforo cheminės savybės

Iš visų alotropinių fosforo modifikacijų aktyviausias yra baltasis fosforas (P 4). Dažnai cheminių reakcijų lygtyje rašome tiesiog P, o ne P4. Kadangi fosforas, kaip ir azotas, turi daugybę oksidacijos būsenų variantų, vienose reakcijose jis yra oksidatorius, kitose – reduktorius, priklausomai nuo medžiagų, su kuriomis sąveikauja.

Oksidacinis Fosforas pasireiškia reakcijose su metalais, kurios atsiranda kaitinant, kad susidarytų fosfidai:
3Mg + 2P = Mg3P2.

Fosforas yra reduktorius reakcijose:

• su daugiau elektronneigiamų nemetalų (deguonis, siera, halogenai):
  • Fosforo (III) junginiai susidaro, kai trūksta oksiduojančios medžiagos
    4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
  • fosforo junginiai (V) - su pertekliumi: deguonis (oras)
    4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
• su halogenais ir siera fosforas sudaro halogenidus ir 3 arba 5-valenčio fosforo sulfidą, priklausomai nuo reagentų santykio, kurių paimama per mažai arba per daug:
  • 2P+3Cl 2 (sav.) = 2PCl 3 – fosforo (III) chloridas
  • 2P+3S (sav.) = P 2 S 3 – fosforo (III) sulfidas
  • 2P+5Cl2(g) = 2PCl 5 – fosforo chloridas (V)
  • 2P+5S(g) = P 2S 5 – fosforo sulfidas (V)
• su koncentruota sieros rūgštimi:
  2P+5H2SO4 = 2H3PO4+5SO2+2H2O
• su koncentruota azoto rūgštimi:
  P+5HNO3 = H3PO4+5NO2+H2O
• su praskiesta azoto rūgštimi:
  3P+5HNO3+2H2O = 3H3PO4+5NO

Fosforas reakcijose veikia ir kaip oksidatorius, ir kaip reduktorius neproporcingumas su vandeniniais šarmų tirpalais kaitinant susidaro (išskyrus fosfiną) hipofosfitus (hipofosforinės rūgšties druskas), kuriuose jam būdinga +1 oksidacijos būsena:
4P 0 + 3 KOH + 3 H 2 O = P - 3 H 3 + 3 KH 2 P + 1 O 2

BŪTINA ATMINTI: fosforas nereaguoja su kitomis rūgštimis, išskyrus aukščiau nurodytas reakcijas.

Fosforo gamyba ir naudojimas

Fosforas gaminamas pramoniniu būdu, redukuojant jį koksu iš fosforitų (fluorapatų), kurių sudėtyje yra kalcio fosfato, deginant juos elektrinėse krosnyse 1600°C temperatūroje, pridedant kvarcinio smėlio:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

Pirmajame reakcijos etape, veikiant aukštai temperatūrai, silicio (IV) oksidas išstumia fosforo (V) oksidą iš fosfato:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5.

Tada fosforo (V) oksidas anglimis redukuojamas į laisvą fosforą:
P 2 O 5 +5C = 2P+5CO.

Fosforo panaudojimas:

• pesticidai;
• degtukai;
• plovikliai;
• dažai;
• puslaidininkiai.