Фосфорные соединения. Фосфор: строение атома, химические и физические свойства

Фосфор - важная составляющая живой и неживой природы. Он находится в недрах Земли, воде и в нашем организме, а академик Ферсман даже прозвал его «элементом жизни и мысли». Несмотря на свою полезность, белый фосфор может быть чрезвычайно опасен и ядовит. Давайте же поговорим подробнее о его характеристиках.

Открытие элемента

История открытия фосфора началась с алхимии. Начиная с XV века европейские ученые жаждали отыскать философский камень или же «великий эликсир», при помощи которого удастся превращать любые металлы в золото.

В XVII веке алхимик Хенниг Бранд решил, что путь к «магическому реактиву» лежит через мочу. Она жёлтая, а, значит, содержит золото или как-то с ним связана. Ученый старательно собирал материал, отстаивал его, а затем перегонял его. Вместо золота он получил белое вещество, которое светилось в темноте и неплохо горело.

Открытие Бранд назвал «холодным огнем». Позже получать фосфор подобным способом додумался ирландский алхимик Роберт Бойль и немец Андреас Магграф. Последний также добавлял в мочу уголь, песок и минерал фосгенит. Впоследствии вещество назвали phosphorus mirabilis, что переводилось как «чудотворный носитель света».

Светоносный элемент

Открытие фосфора стало настоящей сенсацией среди алхимиков. Одни то и дело пытались выкупить у Бранда секрет получения вещества, другие пробовали дойти до этого самостоятельно. В XVIII веке было доказано, что элемент содержится в костных останках организмов, и вскоре открылось несколько заводов по его производству.

Французский физик Лавуазье доказал, что фосфор является простым веществом. В таблице Менделеева он стоит под номером 15. Вместе с азотом, сурьмой, мышьяком и висмутом он относится к группе пниктидов и характеризуется как неметалл.

Элемент довольно распространенный в природе. В процентном соотношении в массе земной коры он занимает 13 место. Фосфор активно взаимодействует с кислородом и не встречается в свободном виде. Он существует в составе многочисленных минералов (больше 190), таких как фосфориты, апатиты и т.д.

Белый фосфор

Фосфор существует в виде нескольких форм или аллотропных модификаций. Они отличаются друг от друга плотностью, цветом и химическими свойствами. Обычно выделяют четыре главные формы: белый, черный, красный и металлический фосфор. Другие модификация представляют собой только смесь из вышеперечисленных.

Белый фосфор очень неустойчив. При нормальных условиях на свету он быстро переходит в красный, а высокое давление превращает его в черный. Его атомы расположены в виде тетраэдра. Он обладает кристаллической молекулярной решеткой, с формулой молекулы Р4.

Выделяю также жёлтый фосфор. Это не ещё одна модификация вещества, а название неочищенного белого фосфора. Он может иметь как светлый, так и темно-бурый оттенок и характеризуется сильной ядовитостью.

Свойства белого фосфора

По консистенции и внешнему виду вещество напоминает воск. Оно обладает чесночным запахом и жирное на ощупь. Фосфор мягкий (без особых усилий его можно разрезать ножом) и деформируется. После очищения становится бесцветным. Его прозрачные кристаллы радужно переливаются на солнце и похожи на алмазы.

Он плавится при 44 градусах. Активность вещества проявляется даже при комнатной температуре. Основная характеристика фосфора - его способность к хемилюминесценции или свечению. Окисляясь на воздухе, он излучает бело-зеленый свет, а со временем самовоспламеняется.

Вещество практически не растворяется в воде, но может гореть в ней при длительном контакте с кислородом. Оно хорошо растворяется в органических растворителях, например, в сероуглероде, жидком парафине и бензоле.

Применение фосфора

Человек «приручил» фосфор как в мирных, так и в военных целях. Вещество используют для производства фосфорной кислоты, которую применяют для удобрений. Раньше она широко использовалась для окраски шерсти, изготовления фоточувствительных эмульсий.

Белый фосфор применяется не очень широко. Основная его ценность в горючести. Так, вещество используют для зажигательных боеприпасов. Этот вид оружия был актуален во время обеих Мировых воин. Его применяли в войне в Газе в 2009 году, а также в Ираке в 2016 году.

Красный фосфор используется более широко. Из него делают топливо, смазочные материалы, взрывчатые вещества и головки спичек. Различные соединения фосфора используют в промышленности в средствах для смягчения воды, добавляют в пассиваторные средства, чтобы защитить металл от коррозии.

Содержание в организме и влияние на человека

Фосфор является одним из жизненно необходимых элементов для нас. В виде соединений с кальцием он присутствует в зубах и скелете, придавая костям твердость и прочность. Элемент присутствует в соединениях АТФ и ДНК. Он имеет важнейшее значение для деятельности мозга. Находясь в нервных клетках, он способствует передаче нервных импульсов.

Фосфор содержится в мышечной ткани. Он участвует в процессе преобразования энергии из белков, жиров и углеводов, поступающих в организм. Элемент поддерживает кислотно-щелочной баланс в клетках, осуществляется их деление. Он способствует метаболизму, крайне необходим во время роста организма и его восстановления.

Вместе с тем, фосфор может быть опасен. Сам по себе белый фосфор является очень токсичным. Доза выше 50 миллиграмм приводит к летальному исходу. Отравление фосфором сопровождается рвотой, головной и желудочной болью. Попадание вещества на кожу вызывает ожоги, которые заживают очень медленно и болезненно.

Избыток фосфора в организме приводит к ломкости костей, возникновению сердечно-сосудистых заболеваний, появлению кровотечений, анемии. От перенасыщения фосфором страдают также печень и система пищеварения.

Фосфор

ФО́СФОР -а; м. [от греч. phōsphoros - светоносный] Химический элемент (P), играющий важную роль в жизнедеятельности животных и растений (содержится в некоторых минералах, в костях животных, в животных и растительных тканях). Красный ф. Чёрный ф. В рыбе много фосфора. Ф. нужен для укрепления костей. Белый ф. (легковоспламеняющееся и светящееся в темноте вещество). Море светится, сияет фосфором (светится ночью зеленоватым светом из-за обилия микроорганизмов).

◁ Фо́сфорный (см.).

(лат. Phosphorus), химический элемент V группы периодической системы. Назван от греч. phōsphóros - светоносный. Образует несколько модификаций - белый фосфор (плотность 1,828 г/см 3 , t пл 44,14°C), красный фосфор (плотность 2,31 г/см 3 , t пл 593°C), и др. Белый фосфор легко самовоспламеняется, светится в темноте (отсюда название), ядовит; красный менее активен химически, ядовит. Добывают из апатитов и фосфоритов. Главный потребитель - сельское хозяйство (фосфорные удобрения); применяется в спичечном производстве, металлургии (раскислитель и компонент некоторых сплавов), в органическом синтезе и др. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных.

ФО́СФОР (лат. - Phosphopus), Р (читается «пэ»), химический элемент с атомным номером 15, атомная масса 30,973762. Расположен в группе VA в 3 периоде периодической системы. Имеет один стабильный нуклид 31 Р. Конфигурация внешнего электронного слоя 3s 2 р 3 . В соединениях проявляет степени окисления от –3 до +5. Валентности от III до V. Самая устойчивая степень окисления в соединениях +5.
Радиус нейтрального атома P 0,134 нм, радиус ионов: Р 3- 0,186 нм, Р 3+ 0,044 нм (координационное число 6) и Р 5+ - 0,017 нм (координационное число 4) и 0,038 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома P равны 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 и 65 эВ. Сродство к электрону 0,6 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 2,10. Неметалл.
История открытия
Первым в свободном состоянии фосфор получил в 1669 гамбургский алхимик Х. Бранд (есть сведения, что аналогичное по свойствам вещество было получено еще в 12 веке арабским алхимиком Бехилем). В поисках философского камня (см. ЭЛИКСИР) он прокалил в закрытом сосуде сухой остаток от выпаривания мочи с речным песком и древесным углем. После прокаливания сосуд c реагентами начал светиться в темноте белым светом (это светился фосфор, восстановленный из его соединений, содержащихся в моче).
В 1680 светящийся в темноте фосфор (от греческого «фосфорос» - светоносный) получил англичанин Р. Бойль. (см. БОЙЛЬ Роберт) В последующие годы было установлено, что фосфор содержится не только в моче, но и в тканях головного мозга, в костях скелета. Наиболее простой метод получения фосфора прокаливанием костяной золы с углем был предложен в 1771 К. Шееле (см. ШЕЕЛЕ Карл Вильгельм) . Элементарную природу фосфора установил в конце 18 века А. Л. Лавуазье. (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран)
Нахождение в природе
Содержание в земной коре 0,105% по массе, что значительно превосходит содержание, например, азота (см. АЗОТ) . В морской воде 0,07 мг/л. В свободном виде в природе фосфор не встречается, но он входит в состав 200 различных минералов. Наиболее известны фосфорит (см. ФОСФОРИТЫ) кальция Са 3 (РО 4) 3 , апатиты (см. АПАТИТЫ) (фторапатит 3Са 3 (РО 4) 3 ·СаF 2 , или, Ca 5 (PO 4) 3 F), монацит (см. МОНАЦИТ) , бирюза (см. БИРЮЗА) . Фосфор входит в состав всех живых организмов.
Получение
Производство фосфора осуществляется электротермическим восстановлением его из фосфоритов и апатитов при 1400-1600°C коксом в присутствии кремнезема:
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
Выделяющиеся пары Р 4 далее обрабатывают перегретым водяным паром для получения термической фосфорной кислоты Н 3 РО 4:
Р 4 + 14Н 2 О = 4Н 3 РО 4 + 8Н 2
При десублимации паров Р 4 образуется белый фосфор. Его перерабатывают в красный фосфор нагреванием без доступа воздуха при температуре 200-300°C в реакторах, снабженных шнековым измельчителем реакционной массы.
Особенности строения аллотропных модификаций и их физические свойства
Элементарный фосфор существует в нескольких аллотропных модификациях, главные из которых: белая (фосфор III), красная (фосфор II) и черная (фосфор I).
Белый фосфор - воскообразное, прозрачное вещество, с характерным запахом. Состоит из тетраэдрических молекул Р 4 , которые могут свободно вращаться. Белый фосфор обладает кубической кристаллической решеткой молекулярного типа, параметр ячейки а = 1,851 нм. Плотность 1,828 кг/дм 3 . Температура плавления 44,14°C, температура кипения 287°C. Существует две формы белого фосфора: a-модификация, с кубической кристаллической решеткой, при –76,9°C переходит в b-модификацию, кристаллическая решетка которой не установлена и отсутствует свободное вращение молекул Р 4 . Диэлектрик. Растворяется в этиловом спирте, бензоле, сероуглероде CS 2 .
Нагревая белый фосфор без доступа воздуха при 250-300°C получают красный фосфор. Примеси натрия, иода и селена и УФ-лучи ускоряют переход одной модификации в другую.
Красный фосфор аморфен, имеет цвет от алого до темно-коричневого и фиолетового. Существует несколько кристаллических форм с различными свойствами. Кристаллический красный фосфор (фосфор Гитторфа) получают охлаждая насыщенный при температуре 600°C раствор красного фосфора в расплавленном свинце. Он обладает моноклинной решеткой, параметры элементарной ячейки а = 1,02 нм, в = 0,936 нм, с = 2,51 нм, угол b 118,8°. Плотность красного фосфора 2,0-2,4 кг/дм 3 . Диэлектрик. При нагревании красный фосфор испаряется в виде молекул Р 4 , конденсация которых приводит к образованию белого фосфора.
При нагревании белого фосфора до 200-220°C под давлением 1,2 ГПа образуется кристаллический черный фосфор. Решетка построена из волокнистых слоев с пирамидальным расположением атомов. Наиболее устойчивая разновидность черного фосфора имеет орторомбическую решетку, параметры а = 0,3314 нм, в = 0,4376 нм, с = 1,0478 нм. Плотность черного фосфора 2,702 кг/дм 3 . Внешне похож на графит; полупроводник, диамагнитен. При нагревании до 560-580°C превращается в красный фосфор. Черный фосфор малоактивен, с трудом воспламеняется.
Химические свойства
Фосфор в соединениях главным образом ковалентен. Фосфор обладает свободными 3d-орбиталями, что приводит к образованию донорно-акцепторных связей. Наиболее активен белый фосфор. Он окисляется на воздухе. Окисление происходит по механизму цепных реакций и сопровождается хемолюминесценцией. При горении фосфора в избытке кислорода получается P 2 O 5 , который образует димеры Р 4 О 10 и тетрамеры Р 8 О 20 . При недостатке кислорода получается P 2 O 3 . Самовоспламеняется на воздухе за счет выделяющейся при окислении теплоты. Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, не самовоспламеняется. Черный фосфор на воздухе не окисляется.
Оксид фосфора(V) - кислотный оксид. Он реагирует с водой с выделением большого количества теплоты. При этом сначала образуется полимерная метафосфорная кислота (НРО 3) n . При обработке горячей водой она превращается в трехосновную ортофосфорную кислоту средней силы Н 3 РО 4:
Р 4 О 10 + 2Н 2 О = (НРО 3) 4 ; (НРО 3) 4 + 4Н 2 О = 4Н 3 РО 4
или Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4
Фосфор взаимодействует с галогенами с выделением большого количества тепла. С F, Cl, Br образует тригалогениды и пентагалогениды, с I - только триодид РI 3 . Все галогениды фосфора легко гидролизуются до ортофосфорной Н 3 РО 4 , фосфористой Н 3 РО 3 и галогеноводородной кислот:
РСl 5 + 4Н 2 О = Н 3 РО 4 + 5НСl
PI 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HI
Тригалогениды фосфора представляют собой трехгранную пирамиду, в основании которой расположены атомы галогенов, а в вершине находится атом фосфора. Молекула пентагалогенида представляет собой две трехгранные пирамиды, имеющие общую грань. Получены оксигалогениды фосфора РОF 3 , РОСl 3 и РОBr 3 .
С серой фосфор образует сульфиды Р 4 S 3 , Р 4 S 5 , Р 4 S 7 , Р 4 S 10 . Известны оксисульфиды фосфора: P 2 O 3 S 2 , P 2 O 2 S 3 , P 4 O 4 S 3 , P 6 O 10 S 5 , P 4 O 4 S 3 . Реагирует фосфор с Se и Te, образует соединения с Si и C (PC 3).
С водородом непосредственно в реакцию не вступает. При взаимодействии с разбавленным раствором гидроксида калия КОН образуется газообразный фосфин РН 3:
4Р + 3КОН +3Н 2 О = 3КН 2 РО 2 + РН 3
Как примесь при этом образуется также дифосфин Р 2 Н 4 . Оба фосфина имеют характерный запах тухлой рыбы.
Фосфин РН 3 по химическим свойствам напоминает аммиак NH 3 , но менее устойчив.
Фосфор при сплавлении реагирует с металлами. С щелочноземельными образует ионные фосфиды М 3 Р 2 ,разлагающиеся при контакте с водой:
Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3 ,
Са 3 Р 2 + 6Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2РН 3
Со переходными металлами фосфор образует металлоподобные фосфиды Mn 3 P, FeP, Ni 2 P.
Фосфор входит в состав неорганических кислот. Это ортофосфорная кислота Н 3 РО 4 (ее соли - ортофосфаты, моногидрофосфаты, Na 2 HPO 4 и дигидрофосфаты, Са(Н 2 РО 4) 2); метафосфорная кислота (НРО 3) n (ее соли - метафосфаты), одноосновная фосфорноватистая кислота Н 3 РО 2 (ее соли - гипофосфиты, NaН 2 РО 2), двухосновная фосфористая кислота Н 3 РО 3 (ее соли - фосфиты, Na 2 HPO 3).
Фосфор входит в состав органических эфиров, спиртов и кислот: фосфиновых RRP(O)OH, фосфонистых RH 2 PO 2 и фосфоновых RP(O)(OH) 2 , где R и R - органические радикалы.
Применение
Белый фосфор используется при изготовлении фосфорной кислоты Н 3 РО 4 (для получения пищевых фосфатов и синтетических моющих средств). Применяется при изготовлении зажигательных и дымовых снарядов, бомб.
Красный фосфор используют в изготовлении минеральных удобрений, спичечном производстве. Фосфор применяется в производстве сплавов цветных металлов как раскислитель, служит легирующей добавкой. Используется в производстве магнитомягких сплавов, при получении полупроводниковых фосфидов. Соединения фосфора служат исходными веществами для производства медикаментов.
Содержание в организме
Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са 3 (РО 4) 3 ·СаF 2 . В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 1-2 г. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.
Физиологическое действие
Соединения фосфора токсичны. Смертельная доза белого фосфора - 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора. Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении - промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м 3 . Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Смотреть что такое "фосфор" в других словарях:

- (греч., от phos свет, и phoros несущий). Простое тело, желтоватого цвета, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Чудинов А.Н., 1910. ФОСФОР греч. phosphoros, от phos, род. пад.… … Словарь иностранных слов русского языка

ФОСФОР - ФОСФОР, хим. элемент (символ Р) с ат. в. 31,02, принадлежащий к V группе и 3 ряду периодической системы Менделеева (порядковый номер 15). Ф. широко распространен в природе, но лишь в виде кислородных соединений: почва содержит его в виде солей… … Большая медицинская энциклопедия

Фосфор - представляет собой твердое вещество, мягкое и пластичное по консистенции, получаемое путем обработки природных фосфатов, смешанных с песком и углеродом, в электрической печи. Существуют две основные разновидности фосфора: а) белый фосфор,… … Официальная терминология

- (символ Р), химический элемент пятой группы периодической таблицы, впервые обнаруженный в 1669 году. Встречается в виде ФОСФАТОВ в минералах, главный источник фосфора АПАТИТ. Этот элемент применяется для изготовления ФОСФОРНОЙ КИСОЛТЫ,… … Научно-технический энциклопедический словарь

- (Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 15, атомная масса 30,97376; неметалл белого (светится на воздухе, tпл 44,14шC), красного (tпл 593шC) или черного (tпл 1000шC) цвета. Фосфор используют в… … Современная энциклопедия

- (лат. Phosphorus) Р, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 15, атомная масса 30,97376. Название от греч. phosphoros светоносный. Образует несколько модификаций Белый фосфор (плотность 1,828 г/см³, tпл… … Большой Энциклопедический словарь

Фосфор - (Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 15, атомная масса 30,97376; неметалл белого (светится на воздухе, tпл 44,14°C), красного (tпл 593°C) или черного (tпл 1000°C) цвета. Фосфор используют в… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

фосфор - а, м. phosphore m.<гр. phos свет + phoros несущий. Распространенный химический элемент, играющий большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Белый, красный, черный фосфор. БАС 1. Бывают натуральные и произведенные искусством фосфоры … Исторический словарь галлицизмов русского языка

P (лат. Phosphorus * a. phosphorus; н. Phosphor; ф. phosphore; и. fosforo), хим. элемент V группы периодич. системы Mенделеева, ат.н. 15, ат. м. 30,97376. Природный Ф. представлен одним стабильным изотопом 31P. Известно 6 искусств.… … Геологическая энциклопедия

ФОСФОР, фосфора, мн. нет, муж. (греч. phosphoros светоносный) (хим.). Химический элемент, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте вещество, находящееся в составе некоторых минералов, в костях животных, в животных и растительных тканях.… … Толковый словарь Ушакова

Ипи Луцифер Prosphorus, Lucifer), т. е. светоноситель. Название планеты Венеры как утренней звезды. Как вечерняя звезда она называлась Геспер, или Веспер, и считалась сыном Астрея и Эос, отцом Гесперид. (

). Образующиеся отводят в орошаемые конденсаторы и затем собирают в приемнике с , под слоем которой расплавленный и накапливается.

Одним из применяемых для получения РН 3 методов является нагревание с крепким водным . идет, например, по уравнению:

8Р + ЗВа(ОН) 2 + 6Н 2 О = 2РН 3 + ЗВа(Н 2 РО 2) 3

HgCl 2 + H 3 PO 2 + H 2 O = H 3 PO 3 + Hg + 2HCl

Последний представляет собой белую, похожую на кристаллическую массу (т. пл. 24 °С, т. кип. 175 °С). Определения его приводят к удвоенной формуле (Р 4 О 6), которой отвечает показанная аа рис. 125 пространственная структуру.

Р 2 О 3 + ЗН 2 О = 2Н 3 РО 3

Как видно из приведенного сопоставления, наиболее богата орто–кислота, которую обычно называют просто фосфорной. При ее нагревании происходит отщепление , причем последовательно образуются пиро– и мета–формы:

2Н 3 РО 4 = Н 2 О + Н 4 Р 2 О 7

Н 4 Р 2 O 7 = Н 2 О+2НPO 3

ЗР + 5HNO 3 + 2Н 2 О = ЗН 3 РО 4 + 5NO

В производственном масштабе Н 3 РО 4 получают исходя из Р 2 О 5 , образующегося при сжигании (или его ) на , представляет собой бесцветные, расплывающиеся на (т. пл.42°С). Продается она обычно в виде 85%–ного водного , имеющего консистенцию густого сиропа. В отличие от других производных Н 3 РО 4 не ядовита. Окислительные свойства для нее вовсе не характерны.

NaH 2 PO 4 [первичныйфосфорнокислый ]

Na 2 HPO 4 [вторичный фосфорнокислый ]

Na 3 PO 4 [третичный фосфорнокислый ]

Са 3 (РО 4) 2 + 4 3 РО 4 = ЗСа(Н 2 РО 4) 2

Иногда вместо этого нейтрализуют НзРО 4 , причем осаждается т. н. (СаНРО 4 ·2Н 2 О), также являющийся хорошим . На многих почвах (имеющих кислый характер) довольно хорошо усваивается растениями непосредственно из тонко размолотого

• Обозначение - P (Phosphorus);
• Период - III;
• Группа - 15 (Va);
• Атомная масса - 30,973761;
• Атомный номер - 15;
• Радиус атома = 128 пм;
• Ковалентный радиус = 106 пм;
• Распределение электронов - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
• t плавления = 44,14°C;
• t кипения = 280°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 2,19/2,06;
• Степень окисления: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Плотность (н. у.) = 1,82 г/см 3 (белый фосфор);
• Молярный объем = 17,0 см 3 /моль.

Соединения фосфора:

Фосфор (несущий свет) впервые был получен арабским алхимиком Ахад Бехилем в 12 веке. Из европейских ученых первым открыл фосфор немец Хенниг Брант в 1669 г., во время проведения опытов с человеческой мочой в попытках извлечь из нее золото (ученый полагал, что золотистый цвет мочи вызван присутствием частичек золота). Несколько позже фосфор был получен И. Кункелем и Р. Бойлем - последний описал его в своей статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи» (14.10.1680; работа была опубликована в 1693 г.). Позже Лавуазье доказал, что фосфор является простым веществом.

Содержание фосфора в земной коре составляет 0,08% по массе - это один из самых распространенных химических элементов на нашей планете. По причине своей высокой активности, фосфор в свободном состоянии в природе не встречается, но входит в состав почти 200 минералов, самыми распространенными из которых являются апатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH) и фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 .

Фосфор играет немаловажную роль в жизни животных, растений и человека - он входит в состав такого биологического соединения, как фосфолипид, также присутствует в белковых и других таких важнейших органических соединениях, как ДНК и АТФ.

Рис. Строение атома фосфора.

Атом фосфора содержит 15 электронов, и имеет схожую с азотом электронную конфигурацию внешнего валентного уровня (3s 2 3p 3), но у фосфора по сравнению с азотом менее выражены неметаллические свойства, что объясняется наличием свободной d-орбитали, большим радиусом атома и меньшей энергией ионизации.

Вступая в реакции с другими химическими элементами, атом фосфора может проявлять степень окисления от +5 до -3 (наиболее характерна степень окисления +5, остальные встречаются достаточно редко).

• +5 - оксид фосфора P 2 O 5 (V); фосфорная кислота (H 3 PO 4); фосфаты, галогениды, сульфиды фосфора V (соли фосфорной кислоты);
• +3 - P 2 O 3 (III); фосфористая кислота (H 3 PO 3); фосфиты, галогениды, сульфиды фосфора III (соли фосфористой кислоты);
• 0 - P;
• -3 - фосфин PH 3 ; фосфиды металлов.

В основном (невозбужденном) состоянии у атома фосфора на внешнем энергетическом уровне находится два спаренных электрона на s-подуровне + 3 неспаренных электрона на p-орбиталях (d-орбиталь свободна). В возбужденном состоянии один электрон с s-подуровня переходит на d-орбиталь, что расширяет валентные возможности атома фосфора.

Рис. Переход атома фосфора в возбужденное состояние.

P 2

Два атома фосфора объединяются в молекулу P 2 при температуре порядка 1000°C.

При более низких температурах фосфор существует в четырехатомных молекулах P 4 , а также в более устойчивых полимерных молекулах P ∞ .

Аллотропные модификации фосфора:

• Белый фосфор - чрезвычайно ядовитое (летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05-0,15 г) воскоподобное вещество с запахом чеснока, без цвета, люминисцирующее в темноте (процесс медленного окисления в P 4 O 6); высокая реакционная способность белого фосфора объясняется некрепкими связями Р-Р (у белого фосфора молекулярная кристаллическая решетка с формулой P 4 , в узлах которой расположены атомы фосфора), которые достаточно легко разрываются, в результате чего белый фосфор при нагревании или в процессе длительного хранения переходит в более устойчивые полимерные модификации: красный и черный фосфор. По этим причинам белый фосфор хранят без доступа воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.
• Желтый фосфор - огнеопасное, сильно ядовитое вещество, в воде не растворяется, легко окисляется на воздухе и самовозгорается, при этом горит ярко-зеленым ослепительным пламенем с выделением густого белого дыма.
• Красный фосфор - полимерное, нерастворимое в воде вещество со сложной структурой, обладающее наименее реакционной способностью. Красный фосфор широко применяется в промышленном производстве, т. к. не так сильной ядовит. Поскольку на открытом воздухе красный фосфор, впитывая влагу, постепенно окисляется с образованием гигроскопичного оксида ("отсыревает"), образует вязкую фосфорную кислоту, поэтому, красный фосфор хранится в герметически закрытой таре. В случае отмокания красный фосфор очищают от остатков фосфорной кислоты путем промывания водой, затем высушивают и используют по назначению.
• Черный фосфор - жирное на ощупь графитоподобное вещество серо-черного цвета, обладающее полупроводниковыми свойствами - наиболее устойчивая модификация фосфора со средней реакционной способностью.
• Металлический фосфор получают из черного фосфора под высоким давлением. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства фосфора

Из всех аллотропных модификаций фосфора самой активной является белый фосфор (P 4). Зачастую в уравнении химических реакций пишут просто P, а не P 4 . Поскольку, фосфор, как и азот, имеет много вариантов степеней окисления, то в одних реакциях он является окислителем, в других - восстановителем, в зависимости от веществ, с которыми он взаимодействует.

Окислительные свойства фосфор проявляет в реакциях с металлами, которые протекают при нагревании с образованием фосфидов:
3Mg + 2P = Mg 3 P 2 .

Фосфор является восстановителем в реакциях:

• с более электроотрицательными неметаллами (кислородом, серой, галогенами):
  • соединения фосфора (III) образуются при недостатке окислителя
    4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
  • соединения фосфора (V) - при избытке: кислорода (воздуха)
    4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
• с галогенами и серой фосфор образует галогениды и сульфид 3-х или 5-ти валентного фосфора, в зависимости от соотношения реагентов, которые берутся в недостатке или избытке:
  • 2P+3Cl 2 (нед.) = 2PCl 3 - хлорид фосфора (III)
  • 2P+3S(нед.) = P 2 S 3 - сульфид фосфора (III)
  • 2P+5Cl2(изб.) = 2PCl 5 - хлорид фосфора (V)
  • 2P+5S(изб.) = P 2 S 5 - сульфид фосфора (V)
• с концентрированной серной кислотой :
  2P+5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 +5SO 2 +2H 2 O
• с конецнтрированной азотной кислотой :
  P+5HNO 3 = H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O
• с разбавленной азотной кислотой:
  3P+5HNO 3 +2H 2 O = 3H 3 PO 4 +5NO

Фосфор выступает одновременно и окислителем, и восстановителем в реакциях диспропорционирования с водными растворами щелочей при нагревании, образуя (кроме фосфина) гипофосфиты (соли фосфорноватистой кислоты), в которых проявляет нехарактерную для себя степень окисления +1:
4P 0 +3KOH+3H 2 O = P -3 H 3 +3KH 2 P +1 O 2

НАДО ЗАПОМНИТЬ: с другими кислотами, кроме указанных выше реакций, фосфор не реагирует.

Получение и применение фосфора

Промышленным способом фосфор получают путем его восстановления коксом из фосфоритов (фторапататиов), в состав которых входит фосфат кальция, прокаливая в электропечах при температуре 1600°C с добавлением кварцевого песка:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

На первом этапе реакции под действием высокой температуры оксид кремния (IV) вытесняет оксид фосфора (V) из фосфата:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5 .

Затем оксид фосфора (V) восстанавливается углём до свободного фосфора:
P 2 O 5 +5C = 2P+5CO.

Применение фосфора:

• ядохимикатов;
• спичек;
• моющих средств;
• красок;
• полупроводников.

Характеристика фосфора

1. Положение в периодической системе химических элементов и строение атома.

Р – фосфор –

2. Фосфор как простое вещество.

t охлаждение

а) получение: 1. Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + CO + P2 P2 → P4 (белый фосфор)

250-300°С 200-220°С, р

2. Рбелый → Ркрасный. 3. Рбелый → Рчерный.

б) физические свойства аллотропных модификаций:

в) химические свойства:

В земной коре – 0,1%, важнейшие минералы – фосфорит (Са5(РО4)3(ОН, СО3)), апатит (Са5(РО4)3(F, Cl));

В растительности – в белках семян;

В животных организмах: в белках молока, крови, мозговой и нервных тканях, в костях (3Са3(РО4)2 · Ca(OH)2 и 3Са3(РО4)2 · CaСO3 · Н2О), в ДНК, РНК (хранят и передают наследственную информацию), АТФ (отвечает за энергетический обмен).

д) применение фосфора и его соединений: спички; изготовление полупроводников (GaP, InP), удобрения, фосфорорганические соединения (дихлофос, карбофос, гербициды, нервно-паралитические газы и т. д.), смягчения воды, средство для снятия известкового налета (антинакипин).

е) меры предосторожности при работе с фосфором и его соединениями:

Избегать употребления молока и жиров;

При отравлении используют атропин , раствор марганцовки, кофе.

ОТКРЫТЫЙ УРОК ХИМИИ по теме:

"ФОСФОР, его значение, свойства и применение".

Цели урока: 1. Рассмотреть строение и свойства фосфора.

2. Определить роль фосфора в природе, в жизни людей и народном хозяйстве.

3. Проверить знания учащихся по неорганической химии .

4. Раскрыть межпредметные связи (химии, биологии, истории, литературы).

5. Способствовать развитию интереса к химической науке.

Оборудование и реактивы: пробирки, стеклянная палочка, ложечки для сжигания веществ, стеклянные цилиндры, стаканчики, спиртовка, вата, колбы, красный фосфор, кислород, вода, нитрат серебра, индикатор.

Учитель: Тема сегодняшнего урока "ФОСФОР, его значение, свойства и применение".

Все вы наверняка смотрели фильм или читали произведение Конан Дойля "Собака Баскервилей", где вы могли услышать об этом элементе. (включаем отрывок фильма).

Мы должны с вами сегодня выяснить, действительно ли это был фосфор, можно ли его использовать для свечения? Какими полезными и вредными свойствами он еще обладает, и где мы встречаемся с ним или его соединениями в быту. Кроме этого, мы повторим свойства неметаллов применительно к фосфору. Перед вами находятся листы с которыми мы будем работать в ходе этого урока.

Для начала, с помощью периодической системы химических элементов определим, строение его атомов и положение в системе.

Ответ ученика: фосфор находится в третьем периоде, в пятой группе, главной подгруппы.

Вывод: фосфор может проявлять окислительные и восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления -3+3+5.

Давайте теперь дадим характеристику фосфору как простому веществу.

Фосфор как простое вещество

Учитель: Образует множество аллотропных модификаций. Из них мы рассмотрим фосфор белый, черный и красный. Как их получают? Фосфор – это следующий за азотом элемент пятой группы. Но открыт он был на несколько столетий раньше своего предшественника. По иронии судьбы фосфор открывали несколько раз, причем всякий раз получали его из мочи. Право первооткрывателя принадлежит гамбургскому алхимику-любителю Хённигу Бранду. В 1669 году Бранд был занят поиском магической жидкости, с помощью которой можно превращать неблагородные металлы в золото. Видно с реактивами (как и в наше время) было плохо, и он получал ее из большого количества мочи, предварительно собранной в солдатских казармах. Обработав ее, он заметил образование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившегося в темноте. Фосфор в переводе с греческого означает "светоносец". "Рецепт приготовления" фосфора хранился в строжайшей тайне. Даже в 1680 году независимо от Бранда английский физик и химик Роберт Бойль выделил фосфор, но открыто не опубликовал, как это делается. Но ни Бранду, ни Бойлю это богатство не принесло. Это удалось только ловким мошенникам, сумевшим выведать у них секрет получения фосфора. В 1774 году шведский химик и аптекарь Карл-Вильгельм Шееле разработал получение фосфора из рога и костей животных. В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая фосфат кальция углем в присутствии кремнезема. Посмотрим на эту реакцию и уравняем ее.

t =1600° охлаждение

1. Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 5CO + P2 P2 → P4 (белый фосфор) [коэффициенты расставляет ученик ]

250-300°С 200-220°С, р

2. Рбелый → Ркрасный. 3. Рбелый → Рчерный (черный фосфор на уроке не увидим, но свойства его похожи на красный)

Физические свойства фосфора

Проведем сравнительную характеристику физических свойств фосфора и посмотрим, как эти свойства связаны со строением.

Ответ ученика: У белого фосфора непрочная кристаллическая решетка по сравнению с красным и черным, поэтому у него самые низкие значения физических величин и наиболее высокая химическая активность.

Учитель: Действительно, посмотрим в таблице на температуру плавления и плотность. У белого фосфора эти показатели самые низкие, кроме того, белый фосфор растворяется в сероуглероде, а остальные не в чем не растворяются.

Для доказательства высокой реакционной способности проведем опыт: из красного фосфора получим белый и вынимая стеклянную палочку, на которую осел белый фосфор, мы видим, что он самовоспламеняется. Запишем в таблицу внешний вид красного и белого фосфора, а так же их химическую активность. Какой фосфор может светиться, и каким светом? Могли ли собаку намазать белым фосфором, если он обладает такими свойствами?

Ответ ученика: Белый фосфор, бледно-голубым. Нет.

Учитель: Рассмотрев физические свойства, давайте перейдем к химическим.

Химические свойства фосфора.

Светимость и самовоспламенение фосфора происходит из-за его взаимодействия с кислородом. Проводим опыт: сжигаем фосфор в чистом кислороде, затем в этот сосуд добавляем воды, закрываем крышкой и встряхиваем до полного растворения дыма, полученный раствор делим на две пробирки, к одной добавляем индикатор, к другой – раствор нитрата серебра. Какие реакции вы наблюдали?

Ответ ученика: Фосфор при сжигании образует оксид фосфора (V), который при растворении в воде дает фосфорную кислоту. В первом случае она изменяет окраску индикатора, во втором – она взаимодействует с нитратом серебра, образуя фосфат серебра.

Учитель: Вернемся к таблице с уравнениями, разберем первую реакцию. В таблице написана данная цепочка превращений, для которой вы должны написать уравнения реакций дома. Именно ион серебра является качественным реактивом на фосфорную кислоту и его соли.

Вы видели, что оксид фосфора (V) образуется в виде густого белого дыма. Во время Великой Отечественной войны данную реакцию использовали для создания дымовых завес. В первые годы войны было поручено организовать производство фосфорсодержащих веществ и на их основе зажигательных средств для противотанкового оружия. На опытном заводе НИИ удобрений и инсектофунгицидов, директором которого в годы войны был крупнейший советский химик-технолог Семен Исаакович Вольфкович, было налажено производство сплавов фосфора с серой, которые заливались в стеклянные бутылки и служили зажигательными противотанковыми "бомбами". Но изготовление и метание таких бомб было опасно. Уже в 1942 году Вольфкович с сотрудниками разработал условия, исключающие опасность изготовления, транспортировки и применение этих бомб. Им было разработано и организовано на металлургических заводах Урала получение фосфора в доменных печах. Для борьбы с многочисленными пожарами, возникающих от сброшенных вражескими самолетами бомб, по предложению Вольфковича были созданы специальные растворы солей фосфорной кислоты. Взаимодействие фосфора с серой и фосфора с хлором, вы допишите дома.

Кроме того, фосфор реагирует со сложными веществами-окислителями. Уравняйте ее с помощью электронного баланса. Предложенная в таблице реакция происходит при зажигании спичек. Зажигательная поверхность спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора и других веществ (порошка стекла, сульфида сурьмы (III), оксида железа (III) (который придает цвет), карбоната кальция). Спичечная головка состоит из окислителей, например бертолетовой соли и других (оксида марганца (IV), бихромата калия) и горючих веществ (серы, сульфида фосфора (III) и различных животных и растительных клеев, стеклянного порошка и оксида железа (III)). Постарайтесь узнать, какие еще вещества входят в состав современных спичек.

В середине XIX века были изобретены фосфорные спички, которые состояли из белого фосфора, бертолетовой соли и клея. Они загорались при трении о любую шероховатую поверхность. Это приводило к пожарам, а также регистрировали случаи отравления при их производстве. Этими спичками пользовались и самоубийцы, т. к. достаточно было съесть несколько головок для получения смертельной дозы, и от этих спичек отказались.

Как окислитель фосфор взаимодействует с металлами, образуя фосфиды? Эти реакции используют для получения полупроводниковых материалов. Одно уравнение мы разберем с вами в классе, а другое – допишите дома.

В земной коре – 0,1%, важнейшие минералы – фосфорит (Са5(РО4)3(ОН, СО3)), апатит (Са5(РО4)3(F, Cl)). Кроме этих минералов в природе встречается очень красивый минерал – бирюза (водный фосфат меди и алюминия).Про него сложены красивые легенды. (Фильм)

Посмотрите в таблицу, где фосфор содержится в растениях и животных?

Ученик: В растениях содержится фосфор в белках семян.

В животных организмах: в белках молока, крови, мозговой и нервных тканях, в костях (3Са3(РО4)2 · Ca(OH)2 и 3Са3(РО4)2 · CaСO3 · Н2О), в ДНК, РНК (хранят и передают наследственную информацию), АТФ (отвечает за энергетический обмен).

Учитель: Более подробную информацию о ДНК, РНК и АТФ можете прочитать в учебнике в §27. Наиболее богатые фосфором рыба (180 мг в 100 г), фасоль (540 мг на 100 г), некоторые виды сыра, особенно плавленого (до 600 мг на 100г). Мы должны соблюдать баланс между количеством потребляемого фосфора и кальция: оптимальное соотношение этих элементов в пище составляет 1,5 к 1. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь.

Где же применяют Фосфор и его соединения?

Применение фосфора и его соединений.

Ученик: Фосфор применяется при изготовлении спичек, полупроводников. Так же его соединения используют как фосфорные удобрения.

Учитель: Удобрения способствуют плодоношению растений. Т. к. большинство фосфорных соединений не растворимо, то удобрения лучше применять под зиму, когда происходит гниение и вырабатывается глутаминовая кислота, которая переводит нерастворимые фосфаты в растворимые дигидрофосфаты (растения могут усваивать только растворы). Соединения фосфора применяют для смягчения воды, а так же для снятия известкового налета. Фосфорорганические вещества, а именно карбофос, хлорофос, дихлофос …, применяются для борьбы с вредными насекомыми, гербициды – для уничтожения сорной растительности. Фосфорорганические вещества – это также группа "нервных ядов" (зарин, табун, VX-газ) имеется на вооружении многих армий. Механизм воздействия заключается в уничтожении фермента, который отвечает за нервную проводимость в центральной и периферической нервной системе. Эти газы были получены во время Великой Отечественной войны. При возгорании магазина бытовой химии есть опасность образования нервнопаралитических газов, содержащих фосфор, поэтому необходимо знать меры предосторожности.

Меры предосторожности при работе с фосфором и его соединениями.

Необходимо избегать употребления молока и жиров. При попадании расплавленного фосфора на тело образуются ожоги. При ожогах это место промывают спиртом, медным купоросом, слабым раствором марганцовки. При отравлении фосфором может помочь кофе, при сильном отравлении необходимо вызвать рвоту, выпить слабый раствор марганцовки, проводить курс лечения атропином.

ВЫВОД: Итак, мы рассмотрели фосфор, его свойства и значение. Для закрепления проведем игру. Делимся на три команды по рядам. Каждой команде задается по 3 вопроса. За каждый правильный ответ присуждается 1 балл. Команда победитель получит на один балл больше в предстоящей самостоятельной работе на следующем уроке.

В О П Р О С Ы

1. Какой фосфор ядовит и светится?

2. Как называются соединения фосфора с металлом?

3. Каким реактивом можно распознать фосфорную кислоту и ее соли?

4. Как получить красный фосфор?

5. Чего нужно избегать при работе с фосфором?

6. Какие степени окисления может иметь фосфор в соединениях?

7. Когда лучше использовать фосфорные удобрения?

8. Где фосфор использовался во время ВОВ?

9. Какой фосфор похож на графит?