Фосфорни съединения. Фосфор: атомна структура, химични и физични свойства

Фосфорът е важен компонент на живата и неживата природа. Намира се в дълбините на Земята, водата и в телата ни, а академик Ферсман дори го нарече „елементът на живота и мисълта“. Въпреки полезността си, белият фосфор може да бъде изключително опасен и отровен. Нека поговорим по-подробно за неговите характеристики.

Отваряне на елемент

Историята на откриването на фосфора започва с алхимията. От 15-ти век европейските учени са нетърпеливи да намерят философския камък или „великия еликсир“, с който могат да превърнат всякакви метали в злато.

През 17 век алхимикът Хениг Бранд решава, че пътят до „вълшебния реактив“ минава през урината. Той е жълт, което означава, че съдържа злато или е свързан по някакъв начин с него. Ученият внимателно събира материал, защитава го и след това го дестилира. Вместо злато той получил бяло вещество, което светело в тъмното и горело добре.

Бранд нарече откритието „студен огън“. По-късно ирландският алхимик Робърт Бойл и германецът Андреас Магграф излязоха с идеята да получат фосфор по подобен начин. Последният също добавя въглища, пясък и минерала фосгенит към урината. Впоследствие веществото е наречено phosphorus mirabilis, което се превежда като „чудодеен носител на светлина“.

Светещ елемент

Откриването на фосфора се превърна в истинска сензация сред алхимиците. Някои се опитваха от време на време да купят тайната за получаване на веществото от Бранд, други се опитваха да стигнат до там сами. През 18 век е доказано, че елементът се съдържа в костните останки на организми и скоро са открити няколко фабрики за неговото производство.

Френският физик Лавоазие доказва, че фосфорът е просто вещество. В периодичната система е под номер 15. Заедно с азота, антимона, арсена и бисмута принадлежи към групата на пниктидите и се характеризира като неметал.

Елементът е доста разпространен в природата. В процентно отношение той се нарежда на 13-то място в масата на земната кора. Фосфорът активно взаимодейства с кислорода и не се намира в свободна форма. Съществува в множество минерали (повече от 190), като фосфорити, апатити и др.

Бял фосфор

Фосфорът съществува в няколко форми или алотропи. Те се различават помежду си по плътност, цвят и химични свойства. Обикновено има четири основни форми: бял, черен, червен и метален фосфор. Другите модификации са само смес от горните.

Белият фосфор е много нестабилен. При нормални условия на светлина той бързо става червен, но високото налягане го превръща в черно. Атомите му са подредени под формата на тетраедър. Има кристална молекулна решетка с молекулна формула P4.

Подчертавам и жълтия фосфор. Това не е друга модификация на веществото, а името на нерафиниран бял фосфор. Може да има светъл или тъмнокафяв оттенък и се характеризира със силна токсичност.

Свойства на белия фосфор

Консистенцията и външният вид на веществото прилича на восък. Има миризма на чесън и е мазна на пипане. Фосфорът е мек (може да се реже с нож без много усилия) и се деформира. След почистване става безцветен. Неговите прозрачни кристали блестят преливащо на слънце и приличат на диаманти.

Топи се при 44 градуса. Активността на веществото се проявява дори при стайна температура. Основната характеристика на фосфора е способността му да хемилуминисцентно или свети. Окислявайки се във въздуха, той излъчва бяло-зелена светлина и след време спонтанно се запалва.

Веществото е практически неразтворимо във вода, но може да изгори в него при продължителен контакт с кислород. Разтваря се добре в органични разтворители, като въглероден дисулфид, течен парафин и бензол.

Приложение на фосфор

Човекът е „опитомил“ фосфора както за мирни, така и за военни цели. Веществото се използва за производство на фосфорна киселина, която се използва за торове. Преди това се използва широко за боядисване на вълна и направа на фоточувствителни емулсии.

Белият фосфор не се използва широко. Основната му стойност е запалимостта. Така веществото се използва за запалителни боеприпаси. Този тип оръжие беше актуален и по време на двете световни войни. Използван е във войната в Газа през 2009 г., както и в Ирак през 2016 г.

Червеният фосфор се използва по-широко. Използва се за производство на гориво, смазочни материали, експлозиви и кибритени глави. Различни фосфорни съединения се използват в промишлеността в омекотители за вода и се добавят към пасивиращи агенти за защита на метала от корозия.

Съдържание в организма и въздействие върху човека

Фосфорът е един от жизненоважните елементи за нас. Под формата на съединения с калций присъства в зъбите и скелета, придавайки на костите твърдост и здравина. Елементът присъства в АТФ и ДНК съединения. Той е от съществено значение за мозъчната функция. Намирайки се в нервните клетки, той насърчава предаването на нервните импулси.

Фосфорът се намира в мускулната тъкан. Той участва в процеса на преобразуване на енергия от протеини, мазнини и въглехидрати, постъпващи в тялото. Елементът поддържа киселинно-алкалния баланс в клетките и се извършва тяхното делене. Той насърчава метаболизма и е от съществено значение по време на растежа и възстановяването на тялото.

Фосфорът обаче може да бъде опасен. Самият бял фосфор е много токсичен. Дози над 50 милиграма са фатални. Отравянето с фосфор е придружено от повръщане, главоболие и болки в стомаха. Контактът на веществото с кожата причинява изгаряния, които зарастват много бавно и болезнено.

Излишъкът на фосфор в организма води до чупливост на костите, сърдечно-съдови заболявания, кървене и анемия. Черният дроб и храносмилателната система също страдат от пренасищане с фосфор.

Фосфор

ФОСФОР-А; м.[от гръцки phōsphoros - светещ] Химичен елемент (P), който играе важна роля в живота на животните и растенията (намира се в някои минерали, животински кости, животински и растителни тъкани). Червен f. Черен f. Рибата съдържа много фосфор. Е. е необходим за укрепване на костите. Бяло f.(запалимо и светещо в тъмното вещество). Морето свети, блести от фосфор(свети зеленикаво през нощта поради изобилието от микроорганизми).

◁ Фосфор (виж).

(лат. Phosphorus), химичен елемент от V група на периодичната таблица. Наречен от гръцки. phōsphóros - светещ. Образува няколко модификации - бял фосфор (плътност 1,828 g/cm3, T pl 44,14°C), червен фосфор (плътност 2,31 g/cm3, Tт.т. 593°C) и др. Белият фосфор е самозапалващ се, свети в тъмното (оттук и името) и е отровен; червеното е по-малко химически активно и отровно. Добива се от апатити и фосфорити. Основен потребител е селското стопанство (фосфорни торове); използва се в производството на кибрит, металургията (дезоксидант и компонент на някои сплави), в органичния синтез и др. Присъства в живите клетки под формата на орто- и пирофосфорни киселини и техните производни.

ФОСФОР (на латински - Phoshopus), P (чете се "pe"), химичен елемент с атомен номер 15, атомно тегло 30,973762. Намира се в група VA в 3-ти период на периодичната система. Има един стабилен нуклид 31 R. Конфигурация на външен електронен слой 3 с 2 Р 3 . В съединенията проявява степени на окисление от –3 до +5. Валентности от III до V. Най-стабилното състояние на окисление в съединенията е +5.
Радиусът на неутралния атом P е 0,134 nm, радиусът на йоните е: P 3- 0,186 nm, P 3+ 0,044 nm (координационно число 6) и P 5+ - 0,017 nm (координационно число 4) и 0,038 nm ( координационен номер 6). Последователните енергии на йонизация на неутралния P атом са 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 и 65 eV. Електронен афинитет 0,6 eV. Електроотрицателност според Полинг (см.ПОЛИНГ Линус) 2.10. Неметални.
История на откритието
Първият, който получава фосфор в свободно състояние, е хамбургският алхимик Х. Бранд през 1669 г. (има сведения, че вещество с подобни свойства е получено през 12 век от арабския алхимик Бехил). В търсене на философския камък (см.ЕЛИКСИР)той калцинира сухия остатък от изпарението на урината с речен пясък и въглен в затворен съд. След калцинирането съдът с реактивите започва да свети в тъмното с бяла светлина (това е фосфор, редуциран от съединенията му, съдържащи се в урината).
През 1680 г. англичанинът Р. Бойл получава светещ в тъмното фосфор (от гръцки „фосфорос“ - светещ). (см.БОЙЛ Робърт)През следващите години беше установено, че фосфорът се съдържа не само в урината, но и в мозъчната тъкан и костите на скелета. Най-простият метод за производство на фосфор чрез калциниране на костна пепел с въглища е предложен през 1771 г. от К. Шееле (см.ШЕЛЕ Карл Вилхелм). Елементарната природа на фосфора е установена в края на 18 век от А. Л. Лавоазие. (см.ЛАВОАЗИЕ Антоан Лоран)
Да бъдеш сред природата
Съдържанието в земната кора е 0,105% от теглото, което значително надвишава съдържанието например на азот (см.АЗОТ). В морска вода 0,07 mg/l. Фосфорът не се среща в свободна форма в природата, но е част от 200 различни минерала. Най-известните са фосфорит (см.ФОСФОРИТИ)калций Ca 3 (PO 4) 3, апатити (см.АПАТИТ)(флуорапатит 3Ca 3 (PO 4) 3 CaF 2 или Ca 5 (PO 4) 3 F), монацит (см.МОНАЗИТ), тюркоаз (см.ТЮРКОАЗЕН). Фосфорът е част от всички живи организми.
Касова бележка
Производството на фосфор се извършва чрез електротермична редукция от фосфорити и апатити при 1400-1600°C с кокс в присъствието на силициев диоксид:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 6SiO 2 + 10C = P 4 + 6CaSiO 3 + 10CO
4Ca 5 (PO 4) 3 F +21SiO 2 +30C = 3P 4 + 20CaSiO 3 + 30CO + SiF 4
След това освободените пари на P4 се обработват с прегрята водна пара, за да се получи термична фосфорна киселина H3PO4:
P 4 + 14H 2 O = 4H 3 RO 4 + 8H 2
Когато парите на P4 се десублимират, се образува бял фосфор. Преработва се в червен фосфор чрез нагряване без достъп на въздух при температура 200-300°C в реактори, оборудвани с шнекова мелница на реакционната маса.
Характеристики на структурата на алотропните модификации и техните физични свойства
Елементарният фосфор съществува в няколко алотропни модификации, основните от които са: бял (фосфор III), червен (фосфор II) и черен (фосфор I).
Белият фосфор е восъчно, прозрачно вещество с характерна миризма. Състои се от тетраедрични P4 молекули, които могат да се въртят свободно. Белият фосфор има кубична кристална решетка от молекулен тип, клетъчен параметър А= 1,851 nm. Плътност 1.828 kg/dm3. Точка на топене 44,14°C, точка на кипене 287°C. Има две форми на бял фосфор: a-модификацията с кубична кристална решетка при –76,9 ° C се трансформира в b-модификация, чиято кристална решетка не е установена и няма свободно въртене на молекулите P4. Диелектрик. Разтваря се в етилов алкохол, бензен, въглероден дисулфид CS 2.
При нагряване на бял фосфор без достъп на въздух при 250-300°С се получава червен фосфор. Примесите на натрий, йод и селен и ултравиолетовите лъчи ускоряват преминаването на една модификация в друга.
Червеният фосфор е аморфен, с цвят от червен до тъмнокафяв и виолетов. Има няколко кристални форми с различни свойства. Кристалният червен фосфор (Hittorf phosphorus) се получава чрез охлаждане на разтвор на червен фосфор в разтопено олово, наситен при температура 600°C. Има моноклинна решетка, параметри на елементарна клетка А= 1,02 nm, V= 0,936 nm, с= 2,51 nm, ъгъл b 118,8°. Плътността на червения фосфор е 2,0-2,4 kg/dm3. Диелектрик. При нагряване червеният фосфор се изпарява под формата на молекули Р4, чиято кондензация води до образуването на бял фосфор.
Когато белият фосфор се нагрее до 200-220°C под налягане от 1,2 GPa, се образува кристален черен фосфор. Решетката е изградена от влакнести слоеве с пирамидално разположение на атомите. Най-стабилното разнообразие от черен фосфор има орторомбична решетка, параметри А= 0,3314 nm, V= 0,4376 nm, s = 1,0478 nm. Плътността на черния фосфор е 2,702 kg/dm3. Външно подобен на графит; полупроводникови, диамагнитни. При нагряване до 560-580°C се превръща в червен фосфор. Черният фосфор е неактивен и трудно запалим.
Химични свойства
Фосфорът в съединенията е предимно ковалентен. Фосфорът има свободни 3d орбитали, което води до образуването на донорно-акцепторни връзки. Най-активен е белият фосфор. На въздух се окислява. Окисляването се осъществява по механизма на верижните реакции и се придружава от хемилуминесценция. Когато фосфорът изгаря в излишък на кислород, се получава P 2 O 5, който образува P 4 O 10 димери и P 8 O 20 тетрамери. При липса на кислород се получава P 2 O 3. Самозапалва се във въздуха поради топлината, отделена при окисляването. Червеният фосфор се окислява бавно във въздуха и не се запалва спонтанно. Черният фосфор не се окислява във въздуха.
Фосфорният (V) оксид е киселинен оксид. Реагира с водата, като отделя голямо количество топлина. В този случай първо се образува полимерна метафосфорна киселина (HPO 3) n. Когато се третира с гореща вода, тя се превръща в триосновна ортофосфорна киселина със средна сила H 3 PO 4:
P 4 O 10 + 2H 2 O = (NPO 3) 4; (NPO 3) 4 + 4H 2 O = 4H 3 PO 4
или P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4
Фосфорът реагира с халогени, освобождавайки голямо количество топлина. С F, Cl, Br образува трихалогениди и пентахалогениди, с I - само триодид PI 3. Всички фосфорни халиди лесно се хидролизират до ортофосфорна H 3 PO 4, фосфорна H 3 PO 3 и халогеноводородни киселини:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl
PI 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HI
Фосфорните трихалогениди са тристенна пирамида с халогенни атоми в основата и фосфорен атом на върха. Молекулата на пентахалида се състои от две тристенни пирамиди, които имат общо лице. Получават се фосфорни оксихалогениди POF3, POCl3 и POBr3.
Със сярата фосфорът образува сулфидите P 4 S 3, P 4 S 5, P 4 S 7, P 4 S 10. Известни са следните фосфорни оксисулфиди: 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 . Фосфорът реагира със Se и Te и образува съединения със Si и C (PC 3).
Не реагира директно с водород. При взаимодействие с разреден разтвор на калиев хидроксид KOH се образува газообразен фосфин PH 3:
4P + 3KON +3N 2 O = 3KN 2 RO 2 + RN 3
Дифосфин R 2 H 4 също се образува като примес. И двата фосфина имат характерна миризма на гнила риба.
Фосфинът PH 3 има химични свойства, подобни на амоняка NH 3, но е по-малко стабилен.
Фосфорът реагира с металите, когато се стопи. С алкалоземни елементи образува йонни фосфиди M 3 R 2, които се разлагат при контакт с вода:
Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3,
Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3
С преходните метали фосфорът образува металоподобни фосфиди Mn 3 P, FeP, Ni 2 P.
Фосфорът е част от неорганичните киселини. Това е ортофосфорна киселина H 3 PO 4 (нейните соли са ортофосфати, монохидроген фосфати, Na 2 HPO 4 и дихидроген фосфати, Ca (H 2 PO 4) 2); метафосфорна киселина (HPO 3) н(солите й са метафосфати), едноосновна хипофосфорна киселина H 3 PO 2 (солите й са хипофосфити, NaH 2 PO 2), двуосновна фосфорна киселина H 3 PO 3 (солите й са фосфити, Na 2 HPO 3).
Фосфорът е част от органични естери, алкохоли и киселини: фосфинова RRP(O)OH, фосфонова RH 2 PO 2 и фосфонова RP(O)(OH) 2, където R и R са органични радикали.
Приложение
Белият фосфор се използва при производството на фосфорна киселина H 3 PO 4 (за производството на хранителни фосфати и синтетични детергенти). Използва се при производството на запалителни и димни снаряди и бомби.
Червеният фосфор се използва при производството на минерални торове и производството на кибрит. Фосфорът се използва в производството на сплави от цветни метали като дезоксидиращ агент и служи като легираща добавка. Използва се в производството на меки магнитни сплави и в производството на полупроводникови фосфиди. Фосфорните съединения служат като изходни материали за производството на лекарства.
Съдържание в тялото
Фосфорът присъства в живите клетки под формата на орто- и пирофосфорна киселина и е част от нуклеотиди, нуклеинови киселини, фосфопротеини, фосфолипиди, коензими и ензими. Човешките кости се състоят от хидроксиапатит 3Ca 3 (PO 4) 3 ·CaF 2. Съставът на зъбния емайл включва флуорапатит. Черният дроб играе основна роля в преобразуването на фосфорните съединения в организма на човека и животните. Метаболизмът на фосфорните съединения се регулира от хормони и витамин D. Ежедневната нужда на човека от фосфор е 1-2 g. При недостиг на фосфор в организма се развиват различни костни заболявания.
Физиологично действие
Фосфорните съединения са токсични. Смъртоносната доза бял фосфор е 50-150 mg. Когато белият фосфор попадне върху кожата, причинява тежки изгаряния. Бойните химически вещества зарин, зоман и табун са фосфорни съединения. Острото отравяне с фосфор се проявява с усещане за парене в устата и стомаха, главоболие, слабост и повръщане. След 2-3 дни се развива жълтеница. Хроничните форми се характеризират с нарушения на калциевия метаболизъм и увреждане на сърдечно-съдовата и нервната система. Първата помощ при остро отравяне е стомашна промивка, лаксативи, почистващи клизми, интравенозни разтвори на глюкоза. При изгаряния на кожата третирайте засегнатите области с разтвори на меден сулфат или сода. Максимално допустимата концентрация на фосфорни пари във въздуха е 0,03 mg/m3. Прахът от червен фосфор попада в белите дробове и причинява пневмония.

енциклопедичен речник. 2009 .

Вижте какво е „фосфор“ в други речници:

- (гръцки, от phos светлина и phoros носещ). Обикновено тяло, жълтеникаво на цвят, запалимо и светещо в тъмното. Речник на чуждите думи, включени в руския език. Chudinov A.N., 1910. ФОСФОР гръцки. phosphoros, от phos, род. падане...... Речник на чуждите думи на руския език

ФОСФОР- ФОСФОР, хим. елемент (символ P) с at. V. 31.02, принадлежащ към група V и ред 3 от периодичната система на Менделеев (пореден номер 15). F. е широко разпространен в природата, но само под формата на кислородни съединения: почвата го съдържа под формата на соли... ... Голяма медицинска енциклопедия

Фосфор- е твърдо вещество, меко и пластично като консистенция, получено чрез третиране на естествени фосфати, смесени с пясък и въглерод в електрическа пещ. Има два основни типа фосфор: а) бял фосфор,... ... Официална терминология

- (символ P), химичен елемент от петата група на периодичната таблица, открит за първи път през 1669 г. Намира се под формата на ФОСФАТИ в минералите, основният източник на фосфор е АПАТИТЪТ. Този елемент се използва за производството на ФОСФОРНА КИСЕЛИНА,... ... Научно-технически енциклопедичен речник

- (Фосфор), P, химичен елемент от V група на периодичната таблица, атомен номер 15, атомна маса 30,97376; неметален бял (свети на въздух, точка на топене 44,14°C), червен (температура на топене 593°C) или черен (температура на топене 1000°C). Фосфорът се използва в... ... Съвременна енциклопедия

- (лат. Phosphorus) P, химичен елемент от V група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 15, атомна маса 30.97376. Име от гръцки. фосфор светещ. Образува няколко модификации Бял фосфор (плътност 1,828 g/cm³, точка на топене... ... Голям енциклопедичен речник

Фосфор- (Фосфор), P, химичен елемент от V група на периодичната таблица, атомен номер 15, атомна маса 30,97376; неметален бял (свети на въздух, точка на топене 44,14°C), червен (точка на топене 593°C) или черен (температура на топене 1000°C). Фосфорът се използва в... ... Илюстрован енциклопедичен речник

фосфор- a, m. phosphore m. фос светлина + носител на форос. Често срещан химичен елемент, който играе важна роля в живота на животните и растенията. Бял, червен, черен фосфор. БАН 1. Има естествени и изкуствено произведени луминофори... Исторически речник на галицизмите на руския език

P (лат. Phosphorus * a. phosphorus; n. Phosphor; f. phosphore; i. fosforo), хим. елемент от V група е периодичен. Система на Менделеев, at.sci. 15, при. м. 30.97376. Естественият фосфор е представен от един стабилен изотоп, 31P. Има 6 известни изкуства... ... Геоложка енциклопедия

ФОСФОР, фосфор, мн. не, съпруг (гръцки phosphoros luminiferous) (химикал). Химичен елемент, лесно запалимо вещество, което свети в тъмното, среща се в някои минерали, в животински кости, в животински и растителни тъкани.... ... Обяснителен речник на Ушаков

Ипи Луцифер Просфор, Луцифер), т.е. носител на светлина. Името на планетата Венера като утринна звезда. Като вечерна звезда тя се наричаше Хесперус или Веспер и се смяташе за син на Астрей и Еос, бащата на Хесперидите. (

). Получените се отвеждат в напоявани кондензатори и след това се събират в приемник, под чийто слой се натрупва разтопеният материал.

Един от методите за получаване на pH 3 е нагряване със силна вода. върви, например, според уравнението:

8P + ZBa(OH) 2 + 6H 2 O = 2РН 3 + ZBa(H 2 PO 2) 3

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

Последният е бяла, кристална маса (т.т. 24 °C, т.к. 175 °C). Дефинициите му водят до двойна формула (P 4 O 6), която съответства на тази, показана на фиг. aa. 125 пространствена структура.

P 2 O 3 + ZN 2 O = 2H 3 PO 3

Както може да се види от горното сравнение, най-богатата е орто киселината, която обикновено се нарича просто фосфорна киселина. При нагряване се получава отцепване и последователно се образуват пиро- и метаформи:

2H 3 PO 4 = H 2 O + H 4 R 2 O 7

H 4 P 2 O 7 = H 2 O + 2HPO 3

ZR + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZH 3 PO 4 + 5NO

В производствен мащаб H 3 PO 4 се получава от P 2 O 5, образуван по време на горене (или то) при, безцветен е, дифузен при (т.т. 42°C). Обикновено се продава под формата на 85% воден разтвор с консистенция на гъст сироп. За разлика от други производни на H3PO4 не е отровен. Окислителните свойства изобщо не са характерни за него.

NaH 2 PO 4 [първичен фосфат]

Na 2 HPO 4 [вторичен фосфат]

Na 3 PO 4 [третичен фосфат]

Ca 3 (PO 4) 2 + 4 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Понякога вместо това се неутрализира H3PO 4 и т.нар. (CaHRO 4 · 2H 2 O), което също е добро. На много почви (с кисела природа) се абсорбира доста добре от растенията директно от фино смляно

• Обозначение - P (Phosphorus);
• Период - III;
• Група - 15 (Va);
• Атомна маса - 30.973761;
• Атомен номер - 15;
• Атомен радиус = 128 pm;
• Ковалентен радиус = 106 pm;
• Електронно разпределение - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
• температура на топене = 44,14°С;
• точка на кипене = 280°C;
• Електроотрицателност (според Pauling/според Alpred и Rochow) = 2,19/2,06;
• Степен на окисление: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Плътност (бр.) = 1,82 g/cm 3 (бял фосфор);
• Моларен обем = 17,0 cm3/mol.

Фосфорни съединения:

Фосфорът (носещият светлина) е получен за първи път от арабския алхимик Ахад Бехил през 12 век. От европейските учени първият, който открива фосфора, е германецът Хениг Брант през 1669 г., докато провежда експерименти с човешка урина в опити да извлече злато от нея (ученият смята, че златният цвят на урината се дължи на наличието на златни частици) . Малко по-късно фосфорът е получен от И. Кункел и Р. Бойл - последният го описва в статията си „Метод за приготвяне на фосфор от човешка урина“ (14 октомври 1680 г.; работата е публикувана през 1693 г.). По-късно Лавоазие доказва, че фосфорът е просто вещество.

Съдържанието на фосфор в земната кора е 0,08% от теглото - това е един от най-често срещаните химически елементи на нашата планета. Поради високата си активност, фосфорът в свободно състояние не се среща в природата, но е част от почти 200 минерала, най-често срещаните от които са апатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH) и фосфорит Ca 3 (PO 4) 2.

Фосфорът играе важна роля в живота на животните, растенията и хората - той е част от такива биологични съединения като фосфолипидите, а също така присъства в протеините и други важни органични съединения като ДНК и АТФ.

Ориз. Структурата на фосфорния атом.

Фосфорният атом съдържа 15 електрона и има електронна конфигурация на външното валентно ниво, подобна на азота (3s 2 3p 3), но фосфорът има по-слабо изразени неметални свойства в сравнение с азота, което се обяснява с наличието на свободна d-орбитала, по-голям атомен радиус и по-ниска йонизационна енергия.

Когато реагира с други химични елементи, фосфорният атом може да прояви степен на окисление от +5 до -3 (най-типичното състояние на окисление е +5, останалите са доста редки).

• +5 - фосфорен оксид P 2 O 5 (V); фосфорна киселина (H3PO4); фосфати, халогениди, сулфиди на фосфор V (соли на фосфорна киселина);
• +3 - P 2 O 3 (III); фосфорна киселина (H3PO3); фосфити, халогениди, сулфиди на фосфор III (соли на фосфорна киселина);
• 0 - P;
• -3 - фосфин PH 3; метални фосфиди.

В основното (невъзбудено) състояние на фосфорния атом на външно енергийно ниво има два сдвоени електрона в s-подниво + 3 несдвоени електрона в p-орбитали (d-орбиталата е свободна). Във възбудено състояние един електрон се премества от s-подниво към d-орбитала, което разширява валентните възможности на фосфорния атом.

Ориз. Преминаване на фосфорния атом във възбудено състояние.

P2

Два фосфорни атома се комбинират, за да образуват молекула P2 при температура около 1000°C.

При по-ниски температури фосфорът съществува в четириатомни P4 молекули, както и в по-стабилни полимерни P∞ молекули.

Алотропни модификации на фосфора:

• Бял фосфор- изключително токсично (смъртоносната доза бял фосфор за възрастен е 0,05-0,15 g) восъчно вещество с мирис на чесън, безцветно, луминисцентно на тъмно (процесът на бавно окисление в P 4 O 6); високата реактивност на белия фосфор се обяснява със слабите P-P връзки (белият фосфор има молекулярна кристална решетка с формула P 4, в чиито възли са разположени фосфорни атоми), които се разрушават доста лесно, в резултат на което белият фосфор, при нагряване или по време на дългосрочно съхранение се превръща в по-стабилни полимерни модификации: червен и черен фосфор. Поради тези причини белият фосфор се съхранява без достъп на въздух под слой пречистена вода или в специални инертни среди.
• Жълт фосфор- запалимо, силно токсично вещество, не се разтваря във вода, лесно се окислява във въздуха и се запалва спонтанно, докато гори с яркозелен, ослепителен пламък с отделяне на гъст бял дим.
• Червен фосфор- полимерно, водонеразтворимо вещество със сложна структура, което има най-малка реактивност. Червеният фосфор се използва широко в промишленото производство, тъй като не е толкова отровен. Тъй като на открито червеният фосфор, абсорбирайки влагата, постепенно се окислява до образуване на хигроскопичен оксид („влажен“) и образува вискозна фосфорна киселина, следователно червеният фосфор се съхранява в херметически затворен контейнер. В случай на накисване червеният фосфор се почиства от остатъците от фосфорна киселина чрез измиване с вода, след което се изсушава и се използва по предназначение.
• Черен фосфор- мазно на допир графитоподобно вещество със сиво-черен цвят, с полупроводникови свойства - най-стабилната модификация на фосфор със средна реактивност.
• Метален фосфорполучен от черен фосфор под високо налягане. Металният фосфор провежда много добре електричество.

Химични свойства на фосфора

От всички алотропни модификации на фосфора най-активен е белият фосфор (P 4). Често в уравнението на химичните реакции пишем просто P, а не P4. Тъй като фосфорът, подобно на азота, има много варианти на степен на окисление, в някои реакции той е окислител, в други е редуциращ агент, в зависимост от веществата, с които взаимодейства.

ОкислителноФосфорът проявява свойствата си при реакции с метали, които възникват при нагряване до образуване на фосфиди:
3Mg + 2P = Mg 3 P 2.

Фосфорът е редуциращ агентв реакции:

• с повече електроотрицателни неметали (кислород, сяра, халогени):
  • Фосфорните (III) съединения се образуват при липса на окислител
    4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
  • фосфорни съединения (V) - с излишък: кислород (въздух)
    4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
• с халогени и сяра, фосфорът образува халогениди и сулфид на 3- или 5-валентен фосфор, в зависимост от съотношението на реагентите, които се приемат в дефицит или излишък:
  • 2P+3Cl 2 (седмица) = 2PCl 3 - фосфорен (III) хлорид
  • 2P+3S(седмица) = P 2 S 3 - фосфорен (III) сулфид
  • 2P+5Cl2(g) = 2PCl 5 - фосфорен хлорид (V)
  • 2P+5S(g) = P 2 S 5 - фосфорен сулфид (V)
• с концентрирана сярна киселина:
  2P+5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 +5SO 2 +2H 2 O
• с концентрирана азотна киселина:
  P+5HNO3 = H3PO4 +5NO2 +H2O
• с разредена азотна киселина:
  3P+5HNO3 +2H2O = 3H3PO4 +5NO

Фосфорът действа както като окислител, така и като редуциращ агент в реакциите диспропорционалностс водни разтвори на основи при нагряване, образувайки (с изключение на фосфин) хипофосфити (соли на хипофосфорна киселина), в които проявява нехарактерно състояние на окисление +1:
4P 0 +3KOH+3H 2 O = P -3 H 3 +3KH 2 P +1 O 2

ТРЯБВА ДА ЗАПОМНЕТЕ: фосфорът не реагира с други киселини, с изключение на реакциите, посочени по-горе.

Производство и използване на фосфор

Фосфорът се произвежда промишлено чрез редуцирането му с кокс от фосфорити (флуорапатати), които съдържат калциев фосфат, чрез калцинирането им в електрически пещи при температура 1600°C с добавяне на кварцов пясък:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

В първия етап на реакцията, под въздействието на висока температура, силициевият (IV) оксид измества фосфорния (V) оксид от фосфата:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5.

След това фосфорният (V) оксид се редуцира от въглища до свободен фосфор:
P 2 O 5 +5C = 2P+5CO.

Приложение на фосфора:

• пестициди;
• кибрит;
• почистващи препарати;
• бои;
• полупроводници.

Характеристики на фосфора

1. Позиция в периодичната система на химичните елементи и структурата на атома.

Р– фосфор –

2. Фосфорът като просто вещество.

t охлаждане

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

250-300°C 200-220°C, p

2. Rбяло → Rчервено. 3. Rбяло → Rчерно.

б) физични свойства на алотропните модификации:

в) химични свойства:

В земната кора - 0,1%, най-важните минерали са фосфорит (Ca5(PO4)3(OH, CO3)), апатит (Ca5(PO4)3(F, Cl));

В растителността - в семенните протеини;

В животинските организми: в млечните протеини, кръвта, мозъчните и нервните тъкани, в костите (3Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 и 3Ca3(PO4)2 CaCO3 H2O), в ДНК, РНК (съхраняват и предават наследствена информация), АТФ (отговорен за енергийния метаболизъм).

д) използване на фосфор и неговите съединения: кибрит; производство на полупроводници (GaP, InP), торове, органофосфорни съединения (дихлорвос, карбофос, хербициди, нервни газове и др.), омекотители за вода, препарати за отстраняване на котлен камък (против котлен камък).

е) предпазни мерки при работа с фосфор и неговите съединения:

Избягвайте консумацията на мляко и мазнини;

При отравяне се използват атропин, разтвор на калиев перманганат и кафе.

ОТКРИТ УРОК ПО ХИМИЯ на тема:

"ФОСФОР, неговото значение, свойства и приложение."

Цели на урока: 1. Помислете за структурата и свойствата на фосфора.

2. Определете ролята на фосфора в природата, в живота на хората и националната икономика.

3. Проверете знанията на учениците по неорганична химия.

4. Разкриване на междупредметни връзки (химия, биология, история, литература).

5. Насърчаване на развитието на интерес към химическата наука.

Оборудване и реактиви:епруветки, стъклена пръчка, лъжици за горящи вещества, стъклени цилиндри, чаши, спиртна лампа, вата, колби, червен фосфор, кислород, вода, сребърен нитрат, индикатор.

Учител:Темата на днешния урок е "ФОСФОР, неговото значение, свойства и приложения."

Вероятно всички сте гледали филма или сте чели произведението на Конан Дойл „Баскервилското куче“, където можете да чуете за този елемент. (включваме откъс от филм).

Днес трябва да разберем дали наистина е бил фосфор, може ли да се използва за светене? Какви полезни и вредни свойства все още има и къде го срещаме в ежедневието или неговите съединения? Освен това ще повторим свойствата на неметалите по отношение на фосфора. Пред вас са листовете, с които ще работим в този урок.

Като начало, използвайки периодичната таблица на химичните елементи, ще определим структурата на нейните атоми и позицията в системата.

Отговор на ученика:фосфорът е в третия период, в петата група, основната подгрупа.

Заключение: фосфорът може да проявява окислителни и редуциращи свойства, образувайки съединения със степени на окисление -3+3+5.

Нека сега характеризираме фосфора като просто вещество.

Фосфорът като просто вещество

Учител:Образува множество алотропни модификации. От тях ще разгледаме белия, черния и червения фосфор. Как ги получавате? Фосфорът е елемент от група 5 след азота. Но е открит няколко века по-рано от своя предшественик. По ирония на съдбата фосфорът е откриван няколко пъти и всеки път е бил получен от урина. Правото на откритието принадлежи на хамбургския любител алхимик Хониг Бранд. През 1669 г. Бранд е зает с търсене на магическа течност, която може да превърне неблагородните метали в злато. Очевидно реагентите (както в наше време) са били лоши и той го е получил от голямо количество урина, събрана преди това в казармите на войниците. След като го обработи, той забеляза образуването на бял дим, който се утаява по стените на съда и свети ярко в тъмното. Фосфорът на гръцки означава "носител на светлина". „Рецептата за приготвяне“ на фосфор се пази в най-строга тайна. Дори през 1680 г., независимо от Бранд, английският физик и химик Робърт Бойл изолира фосфора, но не публикува открито как е направено това. Но това богатство не донесе нито Бранд, нито Бойл. Това беше възможно само от ловки измамници, които успяха да разберат от тях тайната за получаване на фосфор. През 1774 г. шведският химик и фармацевт Карл-Вилхелм Шееле разработва извличането на фосфор от животински рога и кости. Днес фосфорът се произвежда в електрически пещи чрез редукция на калциевия фосфат с въглища в присъствието на силициев диоксид. Нека да разгледаме тази реакция и да я изравним.

t =1600° охлаждане

1. Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 5CO + P2 P2 → P4 (бял фосфор) [ коефициентите се задават от ученика]

250-300°C 200-220°C, p

2. Rбяло → Rчервено. 3. Rwhite → Rblack (няма да видим черен фосфор в класа, но свойствата му са подобни на червения)

Физични свойства на фосфора

Нека направим сравнително описание на физичните свойства на фосфора и да видим как тези свойства са свързани със структурата.

Отговор на ученика:Белият фосфор има слаба кристална решетка в сравнение с червения и черния, така че има най-ниските стойности на физическите количества и най-високата химическа активност.

Учител:Наистина, нека да разгледаме точката на топене и плътността в таблицата. За белия фосфор тези показатели са най-ниски; освен това белият фосфор се разтваря в въглероден дисулфид, а останалите не се разтварят в нищо.

За да докажем високата реактивност, нека направим експеримент: от червения фосфор получаваме бял фосфор и когато извадим стъклената пръчка, върху която се е утаил белият фосфор, виждаме, че той спонтанно се запалва. Нека запишем в таблицата външния вид на червения и белия фосфор, както и тяхната химическа активност. Какъв фосфор може да свети и с каква светлина? Може ли кучето да се намаже с бял фосфор, ако има такива свойства?

Отговор на ученика:Бял фосфор, бледо син. Не.

Учител:След като разгледахме физичните свойства, нека да преминем към химичните.

Химични свойства на фосфора.

Светимостта и самозапалването на фосфора възникват поради взаимодействието му с кислорода. Провеждаме експеримент: изгаряме фосфор в чист кислород, след това добавяме вода към този съд, затваряме капака и разклащаме, докато димът се разтвори напълно, разделяме получения разтвор в две епруветки, добавяме индикатор към едната и сребърен нитрат решение на другия. Какви реакции забелязахте?

Отговор на ученика:Фосфорът, когато се изгаря, образува фосфорен (V) оксид, който при разтваряне във вода произвежда фосфорна киселина. В първия случай променя цвета на индикатора, във втория взаимодейства със сребърен нитрат, образувайки сребърен фосфат.

Учител:Нека се върнем към таблицата с уравнения и анализираме първата реакция. Тази верига от трансформации е записана в таблицата, за която трябва да напишете уравненията на реакцията у дома. Именно сребърният йон е висококачествен реагент за фосфорната киселина и нейните соли.

Видяхте, че фосфорният (V) оксид се произвежда като гъст бял дим. По време на Втората световна война тази реакция е използвана за създаване на димни завеси. В първите години на войната беше наредено да се организира производството на фосфорсъдържащи вещества и въз основа на тях запалителни вещества за противотанкови оръжия. В пилотния завод на Изследователския институт по торове и инсектофунгициди, чийто директор по време на войната е най-големият съветски химик технолог Семьон Исаакович Волфкович, е създадено производството на сплави от фосфор и сяра, които се изсипват в стъклени бутилки и служат като запалителни противотанкови "бомби". Но правенето и хвърлянето на такива бомби беше опасно. Още през 1942 г. Волфкович и колегите му разработиха условия, които елиминираха опасността от производството, транспортирането и използването на тези бомби. Разработва и организира производството на фосфор в доменни пещи в металургичните заводи в Урал. За борба с множество пожари, произтичащи от бомби, хвърлени от вражески самолети, по предложение на Волфкович бяха създадени специални разтвори на соли на фосфорна киселина. Ще завършите взаимодействието на фосфора със сярата и фосфора с хлора у дома.

Освен това фосфорът реагира със сложни окислителни вещества. Балансирайте го с помощта на електронен баланс. Предложената в таблицата реакция възниква при запалване на кибрит. Горящата повърхност на кибритената кутия е покрита със смес от червен фосфор и други вещества (стъклен прах, антимон (III) сулфид, железен (III) оксид (който дава цвят), калциев карбонат). Кибритената глава се състои от окислители, като бертолетова сол и други (манганов (IV) оксид, калиев дихромат) и горими вещества (сяра, фосфорен (III) сулфид и различни животински и растителни лепила, стъклен прах и железен (III) оксид ). Опитайте се да разберете какви други вещества са включени в съвременните кибрити.

В средата на 19 век са изобретени фосфорните кибрити, които се състоят от бял фосфор, бертолетова сол и лепило. Те се запалваха, когато се търкаха в грапава повърхност. Това доведе до пожари, а също така бяха регистрирани случаи на отравяне по време на производството им. Тези мачове са били използвани и от самоубийци, тъй като е било достатъчно да се изядат няколко глави, за да се получи смъртоносна доза, и тези мачове са били изоставени.

Как окислителят фосфор взаимодейства с металите, за да образува фосфиди? Тези реакции се използват за производство на полупроводникови материали. Ще анализираме едното уравнение с вас в клас и ще завършим другото у дома.

В земната кора - 0,1%, най-важните минерали са фосфорит (Ca5(PO4)3(OH, CO3)), апатит (Ca5(PO4)3(F, Cl)). В допълнение към тези минерали, в природата се среща много красив минерал - тюркоаз (воден фосфат на мед и алуминий). За него се носят красиви легенди. (Филм)

Погледнете таблицата, къде се намира фосфорът в растенията и животните?

Студент:Растенията съдържат фосфор в протеините на семената.

В животинските организми: в млечните протеини, кръвта, мозъчните и нервните тъкани, в костите (3Ca3(PO4)2 Ca(OH)2 и 3Ca3(PO4)2 CaCO3 H2O), в ДНК, РНК (съхраняват и предават наследствена информация), АТФ (отговорен за енергийния метаболизъм).

Учител:По-подробна информация за ДНК, РНК и АТФ можете да прочетете в учебника в §27. Най-богати на фосфор са рибата (180 мг на 100 г), бобът (540 мг на 100 г), някои видове сирена, особено топеното (до 600 мг на 100 г). Трябва да поддържаме баланс между количеството консумиран фосфор и калций: оптималното съотношение на тези елементи в храната е 1,5 към 1. Излишната храна, богата на фосфор, води до измиване на калций от костите, а с излишък на калций се развива уролитиаза.

Къде се използват фосфорът и неговите съединения?

Приложение на фосфора и неговите съединения.

Студент:Фосфорът се използва в производството на кибрит и полупроводници. Неговите съединения се използват и като фосфорни торове.

Учител:Торовете насърчават плододаването на растенията. Тъй като повечето фосфорни съединения са неразтворими, по-добре е да се използват торове преди зимата, когато настъпва гниене и се произвежда глутаминова киселина, която превръща неразтворимите фосфати в разтворими дихидроген фосфати (растенията могат да абсорбират само разтвори). Фосфорните съединения се използват за омекотяване на водата, както и за отстраняване на варовик. За борба с вредните насекоми се използват органофосфорни вещества, а именно карбофос, хлорофос, дихлорвос..., за унищожаване на плевелите се използват хербициди. Органофосфорните вещества също са група „нервни отрови“ (зарин, табун, газ VX) и се използват от много армии. Механизмът на действие е да унищожи ензима, който е отговорен за нервната проводимост в централната и периферната нервна система. Тези газове са получени по време на Великата отечествена война. Ако се запали магазин за битова химия, съществува риск от образуване на нервнопаралитични газове, съдържащи фосфор, така че трябва да знаете предпазните мерки.

Предпазни мерки при работа с фосфор и неговите съединения.

Млечните продукти и мазнините трябва да се избягват. Когато разтопеният фосфор попадне върху тялото, възникват изгаряния. В случай на изгаряне мястото се измива с алкохол, меден сулфат и слаб разтвор на калиев перманганат. В случай на отравяне с фосфор, кафето може да помогне, в случай на тежко отравяне е необходимо да се предизвика повръщане, да се изпие слаб разтвор на калиев перманганат и да се проведе курс на лечение с атропин.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ:И така, разгледахме фосфора, неговите свойства и значение. За да затвърдим това, нека играем една игра. Разделяме се на три отбора в редици. На всеки отбор се задават 3 въпроса. За всеки верен отговор се присъжда 1 точка. Отборът победител ще получи една точка повече при предстоящата самостоятелна работа в следващия урок.

ВЪПРОСИ

1. Кой фосфор е отровен и свети?

2. Как се наричат ​​съединенията на фосфора с метал?

3. Какъв реактив може да разпознае фосфорната киселина и нейните соли?

4. Как да си набавим червен фосфор?

5. Какво трябва да избягвам при работа с фосфор?

6. Какви степени на окисление може да има фосфорът в съединенията?

7. Кога е по-добре да се използват фосфорни торове?

8. Къде е бил използван фосфорът по време на Втората световна война?

9. Кой фосфор е подобен на графита?