Фосфор

Материал из Циклопедии
Перейти к: навигация, поиск

Фосфор

Химический элемент
Красный фосфор
Символ, номер P, 15
Атомная масса 30,973762 а.е.м.
Электронная конфигурация [Ne] 3s2 3p3
Электроотрицательность 2,19 по шкале Полинга
Плотность 1,82 г/см3 (белый фосфор)
Температура плавления 44,15 °C
Температура кипения 279,85 °C
Структура кристаллической решетки кубическая, объёмноцентрированная
Теплопроводность (300 K) (0,236) Вт/(м·К)
Химия. Фосфор // Наука 2.0 [25:23]

Фосфор — химический элемент главной подгруппы пятой группы третьего периода периодической системы, неметалл. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Содержится в тканях животных, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является биогенным элементом.

История открытия[править]

Открытие фосфора

Фосфор открыл гамбургский алхимик Хенниг Бранд в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень, а получил вещество, которое светится. Этим открытием Бранд не обогатился и продал способ получения Даниэлю Крафту (Johann Daniel Kraft), заработавшему на этом состояние. Чуть позже фосфор получил другой немецкий химик — Иоганн Кункель. Независимо от Бранда и Кункеля фосфор получил Роберт Бойль, который описал его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году. Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован Андреасом Маргграфом через 50 лет. Существуют данные, что фосфор умели получать арабские алхимики в XII веке.

Распространение в природе[править]

Фосфор достаточно распространенный элемент (0,08 % массы земной коры). Концентрация в морской воде 0,07 мг/л.[1] В природе он встречается исключительно в связанном состоянии. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфорит Са3(PO4)2 и апатит, который в своем составе содержит, кроме фосфата кальция, его хлорид.

Богатые месторождения апатита является на Кольском полуострове, а также в южном Казахстане (горы Каратау), на Урале, в Эстонии, Ленинградской и Московской областях Российской Федерации, на Украине и в других местах.

Фосфор является также постоянной составной частью живых организмов — растений и животных. Особенно значительные его количества содержатся в костях животных (и человека) в виде фосфата кальция. Кроме того, фосфор входит в состав нуклеиновых кислот и белков.

Физические свойства[править]

Горение белого фосфора
Чёрный фосфор
Белый фосфор
Фиолетовый фосфор

Фосфор легко окисляется кислородом воздуха до оксидов, галогенами — до галогенидов, при сплавлении с серой образует сульфиды, а при нагревании с металлами — фосфиды. Белый фосфор (в действительности, вследствие наличия примесей, имеет желтоватый оттенок и поэтому называется также желтым фосфором) легко самовоспламеняется, светится в темноте, очень ядовит, вызывает сильные ожоги; красный фосфор (смесь нескольких модификаций, в которой преобладает фиолетовый) менее активен, не ядовит; черный фосфор — наименее активный, по внешнему виду похож на графит, в отличие от белого и красного фосфора, которые являются изоляторами, черный фосфор — полупроводник.

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

Белый фосфор — бесцветное восковидное вещество с желтоватым оттенком, из-за чего его называют также желтым фосфором. Образуется при быстром охлаждении паров фосфора. Его плотность 1,82 г/см³. Температура плавления 44,1° C, температура кипения 280° C. В воде практически не растворяется, но хорошо растворяется в сероуглероде.

Белый фосфор очень ядовит — на коже оставляет болезненные ожоги. Доза его в 0,1 г — смертельная для человека. Работать с ним следует очень осторожно.

На воздухе белый фосфор легко окисляется. При этом часть химической энергии превращается в свет. Поэтому белый фосфор в темноте светится.

Белый фосфор — легковоспламеняющееся вещество. Температура его воспламенения 40° C, а в очень размельченном состоянии он самовоспламеняется на воздухе даже при обычной температуре. Поэтому белый фосфор хранят под водой.

Красный фосфор — порошкообразное вещество красно-бурого цвета. Образуется при длительном нагревании белого фосфора в герметично закрытой посуде при температуре около 250° C. Красный фосфор не ядовит и не растворяется в сероуглероде. Плотность 2,20 г/см³. Воспламеняется красный фосфор лишь при температуре 240° C. При нагревании не плавится, а переходит непосредственно из твердого в газообразное состояние (сублимирует). При охлаждении пары фосфора переходят в белый фосфор.

Черный фосфор — вещество, похожее на графит, имеет слоистую структуру. Жирный на ощупь, с металлическим блеском, имеет свойства полупроводников. Образуется также из белого фосфора при длительном нагревании (200° C) под большим давлением (1220 МПа).

Химические свойства[править]

Фосфор относится к пятой группе третьего периода периодической системы элементов. Порядковый номер 15. Имея на внешней электронной оболочке пять электронов: (15 = 2 + 8 + 5), атомы фосфора имеют свойства окислителя и, присоединяя от атомов других элементов три электрона, недостающие для заполнения внешней оболочки, превращаются в отрицательно трехвалентные ионы. Фосфор менее активный окислитель, чем азот, поскольку его валентные электроны находятся дальше от ядра атома и слабее с ним связаны, чем валентные электроны атомов азота.

Атомы фосфора могут также терять свои валентные электроны, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы. В связи с большим удаленностью валентных электронов от ядра атома фосфор гораздо легче отдает эти электроны, чем азот. Поэтому металлические свойства фосфора проявляются более отчетливо, чем у азота.

С кислородом фосфор соединяется довольно энергично, особенно белый, выделяя значительное количество тепла и образуя оксид фосфора (V):

  • 4P + 5O2 = 2P2O5

Фосфор довольно легко реагирует и с другими неметаллами, особенно с хлором, с которым он даже при небольшом нагревании энергично взаимодействует с образованием бесцветных кристаллов пентахлорида фосфора PCl5:

  • 2P + 5Cl2 = 2PCl5

При очень высокой температуре фосфор, подобно азоту, может соединяться со многими металлами, образуя фосфиды:

  • 2P + 3Ca = Ca3P2

С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует. Но посредственным путем можно получить соединения фосфора с водородом. Например, при воздействии на фосфид кальция разведенной соляной кислоты образуется фосфин PH3, который по своим свойствам напоминает аммиак:

  • Ca3P2+6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

Получение[править]

Фосфор — элемент жизни и мысли

В свободном состоянии фосфор получают восстановлением фосфата кальция угля в присутствии диоксида кремния:

  • Са3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5
  • P2O5 + 5C = 2P + 5CO↑

Процесс восстановления осуществляют в специальных электрических печах при температуре около 1500° C. Диоксид кремния (песок) добавляется для снижения температуры реакции, вытеснение фосфатного ангидрида из фосфата кальция и удаления из печи твердых продуктов в виде расплавленного шлака CaSiO3. Получаемый фосфор выделяется в парообразном состоянии, затем его охлаждают и собирают в приемнике с водой.

Применение[править]

На практике применяется преимущественно красный фосфор, главным образом в спичечном производстве. В смеси с толченым стеклом и клеем красный фосфор наносят на боковые поверхности спичечных коробков. В состав головок спичек фосфор не входит. Они изготавливаются из смеси хлората калия KClO3, диоксида марганца, серы, толченого стекла и клея. При трении головки спички о боковую поверхность спичечного коробка зажигается фосфор, который поджигает головку спички, а от головки воспламеняется и дерево спички.

Красный фосфор применяют в металлургии как компонент некоторых металлических сплавов, соединения фосфора — как удобрения (суперфосфат) и в медицине. Искусственный радиоактивный изотоп 32Р — как меченый атом (Т1/2 = 14,22 суток, β-излучатель).

Токсикология и первая помощь[править]

Хроническое отравление белым фосфором может привести к вырождению жировой ткани и загниванию нижней челюсти. При попадании на кожу или в глаза немедленно промывают 5-% ным раствором CuSO4 · 5H2O и накладывают повязку пропитанную этим же раствором. Этим же раствором тушат белый фосфор, при этом он покрывается металлической медью, изолирующей его от воздуха:

  • P4 + 10 CuSO4 +16H2O → 10Cu↓ + 4H3PO4 + 10H2SO4

При попадании внутрь дают рвотное: 20г CuSO4 · 5H2O на 2-3л теплой воды.

Источники[править]

  1. JP Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965

Литература[править]

  • Глоссарий терминов по химии // Й.Опейда, О.Швайка. Ин-т физико-органической химии и углехимии им. Л. М. Литвиненко НАН Украины, Донецкий национальный университет — Донецк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
  • Деркач Ф. А. Химия. — Львов: Львовский университет, 1968. — 312 с.
  • Василега М. Д. Занимательная химия. — Киев: Радянська школа, 1980.
  • Горный энциклопедический словарь: в 3 т. / Под ред. В. С. Белецкого. — Донецк: Восточный издательский дом, 2001—2004.