Физические свойства фосфора – Строение атома фосфора. 2. Аллотропия фосфора. 3. Физические свойства. 4. Химические свойства. 5. Получение. 6. Применение. 7. Биологическое значение фосфора.

    Неметаллы образованы с помощью неполярной ковалентной связи. Они могут иметь атомную (алмаз, кремний, рафит, черный фосфор) или молекулярную (кристаллическая сера белый фосфор Р , галогены, в твердом состоянии — иод при и.у, бром Вг при низких температурах) кристаллическую решетку. Поэтому физические свойства неметаллов весьма различны. [c.147]

    Чистую ортофосфорную кислоту получают из элементарного фосфора. Способы получения и физические свойства ортофосфорной кислоты описаны в [55]. [c.12]

    Простых веществ. Алмаз И графит являются простыми веществами. Оба они состоят только из атомов углерода. Однако графит отличается от алмаза по химическим и особенно по физическим свойствам. Другим примером могут служить две формы фосфора — белый и красный. [c.12]

    Физические свойства. Фосфор образует три основные аллотропные модификации белый, красный и черный. Наиболее активным в химическом отношении является белый фосфор. На воздухе самовоспламеняется, в темноте светится. В жидком, растворенном состоянии, а также в парах ниже 1000° С устойчивы четырехатомные молекулы Р4, 

    Фосфор образует целый ряд аллотропных модификаций. Главные из них — белый, красный и черный фосфор. Физические свойства аллотропных модификаций фосфора приведены в таблице 27. При высоких давлениях можно получить еще несколько аморфных модификаций фосфора. [c.125]

    Рассмотрение табл. 7-2 показывает, что Менделееву удалось очень точно предсказать физические и химические свойства недостававшего в его системе эле.мента. Этому элементу отводилось место в периодической таблице под кремнием, 81, и над оловом, 8п. Физические свойства германия представляют собой как раз нечто среднее между свойствами кремния и олова. Для предсказания химических свойств экасилиция Менделеев воспользовался также данными о закономерном изменении свойств в триаде фосфор-мышьяк-сурьма (8Ь), являющейся в периодической таблице правым соседом триады кремний-экасилиций-олово. 

    При нагревании белого фосфора до 380° С в запаянной трубке в присутствии ртути происходит разрыв связей в четырехатомной молекуле и образуется стеклообразное аморфное твердое темносерое вещество, которое при повышении температуры переходит в кристаллический черный фосфор. В зависимости от температуры и давления получены две разновидности черного фосфора, отличающиеся электрическими свойствами [1021]. При нагревании стеклообразного фосфора в запаянной трубке в отсутствие ртути он переходит в красный фосфор [660]. В присутствии следов железа и красного фосфора белый фосфор окрашен в желтый цвет и поэтому его иногда называют желтым фосфором [55]. Условия получения и физические свойства различных модификаций фосфора описаны в работах [55, 258, 292, 315]. Физические свойства модификаций фосфора представлены в табл. 1. 

    Наличие на внешнем уровне пяти электронов обусловливает увеличение неметаллических свойств этих элементов. Первые два элемента этой подгруппы — азот и фосфор — являются типичными неметаллами мышьяк, сурьма, висмут отличаются от азота и фосфора тем, что у них предпоследний энергетический уровень состоит из 18 электронов, они имеют большие радиусы атомов и меньшие значения ионизационного потенциала. В связи с этим у них наблюдается тенденция к усилению металлических свойств у мышьяка и сурьмы проявляются в равной степени как металлические, так и неметаллические свойства, у висмута металлические свойства значительно преобладают над неметаллическими. В табл. 20 приведены некоторые физические свойства элементов подгруппы азота. [c.128]

    Физические свойства простых веществ, образованных элементами подгруппы азота, изменяются в той же последовательности, что и у ранее рассмотренных нами подгрупп (см. гл. XI, XII), Так, температура плавления у азота и фосфора составляет соответственно —209,8° и 44,1°, температура кипения —195° и 280° соответ ственно. 

    По своим химическим и физическим свойствам фосфор является типичным неметаллом. [c.181]

    Установлено, что красный фосфор состоит из двух аллотропических видоизменений пурпурового и рубинового, которые можно получить отдельно. Они отличаются друг от друга некоторыми физическими свойствами. В частности, температура воспламенения рубинового фосфора 346°, а пурпурового — около 240°. [c.479]

    Физические свойства. Фосфор образует три основные аллотропные модификации белый, красный и черный. Наиболее активным в химическом отношении является белый фосфор. На воздухе самовоспламеняется, в темноте светится. В жидком, растворенном состоянии, а также в парах ниже 1000 °С устойчивы четырехатомные молекулы Р4, имеющие форму тетраэдра. Получают при быстром охлаждении паров фосфора. Ядовит. 

    Физические свойства. Уменьшение неметалличности элемента фосфора по сравнению с азотом сказывается на свойствах его простых веществ. Так, фосфор в отличие от азота имеет несколько аллотропных модификаций белый, красный, черный и др. Белый фосфор — бесцветное и очень ядовитое вещество. Получается конденсацией паров фосфора. Не растворяется в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. При длительном слабом нагревании белый фосфор переходит в красный. [c.118]

    Опишите физические свойства белого и красного фосфора. В левом колене сосуда (рис. 25, а), из которого выкачан воздух, сильно нагревается красный фосфор, а правое колено охлаждается. Что накопляется в нем  [c.69]

    Физические свойства. Уменьшение неметалличности элемента фосфора по сравнению с азотом сказывается на свойствах его простых веществ. Так, фосфор в отличие от азота имеет несколько аллотропных модификаций белый, красный, черный и др. 

    Физические свойства. Простое вещество фосфор может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций. Все они представляют собой твердые вещества кристаллического или аморфного строения. Наиболее известными и устойчивыми модификациями фосфора являются белый, красный и черный фосфор. [c.397]

    В каких аллотропических модификациях может находиться фосфор в виде простого вещества Чем отличаются они друг от друга по физическим свойствам и химической активности  [c.299]

    Черный фосфор получают нагреванием белого фосфора при 200 °С и очень высоком давлении. Он также имеет полимерное строение с углом между связями 99°. По внешнему виду и некоторым физическим свойствам черный фосфор похож на графит. Он проводит электрический ток, жирный на ощупь. Черный фосфор весьма инертен и воспламеняется только при 490 °С. [c.326]

    Химические свойства простых веществ. При рассмотрении физических свойств простых веществ подчеркивалось, что они в основном присущи макроскопическим количествам вещества (особенно в конденсированном состоянии). Что же касается химических свойств, то они главным образом определяются свойствами атомов или молекул, поскольку химическое взаимодействие всегда протекает на атомном или молекулярном уровне. Однако реально наблюдаемая химическая активность твердых простых веществ в заметной мере зависит, например, от величины поверхности соприкосновения, ее состояния, структуры кристалла и т.п., т.е. опять-таки от макроскопических характеристик. Так, мелкодисперсный цинк (цинковая пыль) значительно энергичнее взаимодействует с кислотами, чем гранулированный. Например, цинковая пыль восстанавливает азотную кислоту до аммиака, а гранулированный цинк — только до низших оксидов азота. Хорошо известна также способность многих металлов (А1, Ре, Т1, Сг и др.) к пассивации в агрессивных окисляющих средах, хотя сами эти металлы достаточно активны. Кроме того, различные модификации одного и того же простого вещества могут заметно различаться по химической активности (например, белый и красный фосфор). Таким образом, химические свойства простых веществ представляют собой единство атомной, молекулярной и кристаллической форм химической организации со всеми характерными для них особенностями. 

    Физические свойства. Известно несколько аллотропных видоизменений фосфора белый, красный, черный и др. Образование их объясняется различным расположением атомов относительно друг друга в кристаллических решетках. [c.248]

    Физические свойства простых веществ. Для простых веществ — неметаллов характерно разнообразие внешних признаков. При обычных условиях они могут быть газами (водород, кислород, гелий, хлор), жидкостями (бром), твердыми веществами (углерод, сера, фосфор). Большинство металлов ири обычных условиях — твердые кристаллические вещества (за исключением ртути — жидкости) с характерным металлическим блеском. 

    Янг и Томас [2122] провели большое исследование по разработке методов очистки эфиров жирных кислот с низким молекулярным весом. Были испольэованы препараты эфиров фирмы Кальбаум , а также синтезированные из кислоты (или ангидрида) и спирта. Все эти препараты тщательно очищали, после чего проводили сравнение их физических свойств. Предполагалось, что в качестве примесей они содержат спирты, кислоты, воду и гомологи эфиров. Кислоты удаляли многократным встряхиванием с концентрированными водными растворами поташа было показано, что твердый поташ для этой цели мало эффективен. После встряхивания эфир несколько раз промывали водой, за исключением тех случаев, когда соответствующие соединения заметно растворялись в воде. Низшие спирты удалялись главным образом при промывке водой. Перед фракционированием эфир необходимо подвергать сушке. Поташ использовался только для осветления мутных от суспендированной воды эфиров. Окончательное осушение проводили над пятиокисью фосфора, которая связывает воду и остаточные спирты. В тех случаях, когда в эфире содержались значительные количества воды и спирта, пятиокись фосфора шипела и быстро разжижалась. Эфир несколько раз декантировали и добавляли к нему дополнительные количества пятиокиси фосфора, до тех пор пока окись не принимала вида пасты, после чего эфир подвергали фракционированной перегонке. К дистиллату добавляли пятиокись фосфора, и на следующий день эфир приобретал вид студня это явление обычно наблюдается в тех случаях, когда окись фосфора оставляют стоять с сухим, не содержащим спирта эфиром. В заключение эфир вновь перегоняли в сухой атмосфере. 

    Физические свойства элементарного фосфора [53, 263, 321] [c.8]

    Спектральные методы определения фосфора обладают рядом особенностей, связанных с его физическими свойствами. [c.67]

    Одинаковы ли физические свойства оксида фосфора и свойства составляющих его простых веществ Ответ поясните. [c.39]

    При высоких и сверхвысоких давлениях изменяются физические свойства веществ. Так, в ряде случаев вещества, которые при обычных давлениях являются изоляторами (например, сера), при сверхвысоком давлении становятся полупроводниками. Полупроводники же при 2- 10 —5- 10 Па могут переходить в металлическое состояние. Подобные переходь[ изучены у теллура, иода, фосфора, ряда соединений. Расчеты показывают, что дальнейшее повышение давления металлизует все вещества. Интересные превращения претерпевает иттербий (УЬ), При давлении до 2- 10 Па иттербий — металл, при 2-Ю —4-10 Па — полупроводник, выше 4-10 Па— нова металл. [c.124]

    Физические свойства. Фосфор образует несколько аллотропических ви ,о]кзменений. Ва кне/ииими из них являются белый, красный и черный фосфор. [c.214]

    Все элементы подгруппы галлия легко вступают в реакцию при комнатной температуре или при нагревании с галогенами, серой, кислородом, фосфором и другими неметаллами. При взаимодействии с металлами они образуют большое число интерметаллкческих соединений и сплавов некоторые нз них обладают ценными физическими свойствами (например, УзОа, МЬзОа проявляют свойства сверхпроводников). [c.169]

    Что такое координационное число в кристаллах хлорида натрия, натрия, хло-иона Чему равны координационные числа рида фосфора (V) (P I5), графита и льда в структурах типа Na l (а) и s l (б) Объясните, каким образом тип связи опре-Чем обусловлено различие этих координаци- деляет физические свойства тих твердых онных чисел тел. [c.145]

    В зависимости от состава смешиваемых удобрений общее содержание питательных веществ в тукосмеси изменяется от 30 до 60%, Помимо азота, фосфора и калия, смегпанные удобрения могут содержать микроэлементы, гербициды, пестициды, стимуляторы роста и др. Для нейтрализации избыточной кис- i лотности и улучшения физических свойств в тукосмеси часто 1 вводят нейтрализующие добавки извсстляк, доломит, фосфо- j рнтпую или костяную муку и др.  [c.340]

    Дюшон [135] пришел к заключению, что благоприятное действие коллоидного кремнезема на урожаи культур в песчаной среде при недостаточном содержании фосфорной кислоты, используемой в качестве удобрения, обусловлено главным образом физическими свойствами коллоидной системы и заключается в улучшении физического состояния песчаной почвы и использования имеющегося фосфора. Хэмпл [136] пришел к аналогичному заключению. [c.1033]

    Джеффери и Фогель [962] получали нитрил уксусной кислоты с целью изучения его физических свойств из ацетамида и пятиокиси фосфора. Температура кипения составляла 81° (757 мм). (См. таже работу Вальдена [1974].) [c.419]

    Джеффери и Фогель [962] получали нитрил бензойной кислоты для изучения его физических свойств путем нагревания 45 г бензамида и 75 г пятиокиси фосфора. Продукт реакции промывали раствором поташа, сушили и перегоняли. Температура кипения составляла 189° (758 мм). [c.423]

    Мышьяк существует в четырех аллотропных формах металлической, серой, желтой коричневой. При нагревании его на воздухе образуется трехокись мышьяка AsiO.i, Ппи горении мышьяка выделяется сильный чесночный запах, который не замечается, когда подвергают сублимации чистую трехокись мышьяка. Пары его ядовиты. По своим физическим свойствам. мышьяк похож на металл однако характер взаимодействия его с кис,тородсодержащими кислотами заставляет- отнести его к неметаллам. Подобно фосфору устойчивая. молекула мышьяка содержит четыре атома. В группе периодической системы элементов, в которой находится мышьяк, первые члены ее, азот и фосфор, не имеют основных свойств. Находящиеся ниже. мышьяка сурьма и висмут обладают определенным металли-ческ И г, а их трехвалентные окислы — определенно основным характером. Мышьяк занимает промежуточное положение. [c.163]

    Безводный перхлорат магния может абсорбировать влагу в., количествах вплоть до 60% от его собственного вe a , т. е. во много раз больше, чем пятиокись фосфора. Он значительно лучше ее и по своим физическим свойствам не становится клейким и не растекается при применении, уменьшается в объеме при абсорбировании влаги . В противоположность кислым осушителям, [c.155]

chem21.info

Черный фосфор — это… Что такое Черный фосфор?

Фосфор — один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca₅(PO₄)₃F, фосфорит Ca₃(PO₄)₂ и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ), является элементом жизни.

История

Схема атома фосфора

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннингом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень, а получил светящееся вещество. Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в. То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Происхождение названия

В 1669 Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «фос» — свет и «феро» — несу.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и песком при температуре 1500 °С:

• 2Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ → 4P + 10CO + 6CaSiO₃.

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:

• 4HPO₃ + 12C → 4P + 2H₂ + 12CO.

Физические свойства

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белую, красную, черную и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок) с температурой плавления 44,1 °С. По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах. Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, белый фосфор медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией или устаревшим термином — фосфоресценцией. Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей) и легкорастворим в органических растворителях. Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильноядовитое (ПДК 0,03 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +34 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P₄O₁₀^[1]. Несмотря на то, что в результате реакции между фосфором и водой (4Р + 6Н₂О → РН₃ + 3Н₃РО₂) выделяется ядовитый газ фосфин (РН₃), для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания желтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция).

Красный фосфор

Красный фосфор, также называемый фиолетовым фосфором, — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу (Р₄)_n и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). На воздухе красный фосфор воспламеняется при высоких температурах (при переходе в белую форму во время возгонки), и у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек. Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·10⁹ Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Удивительным свойством чёрного фосфора является его способность проводить электрический ток и свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·10⁵ Па.

Металлический фосфор

При 8,3·10¹⁰ Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·10¹¹ Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р₄ = 2Р₂. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:

• 4P + 5O₂ → 2P₂O₅,
• 4P + 3O₂ → 2P₂O₃.

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

• 2P + 3Ca → Ca₃P₂.
• 2P + 3Mg → Mg₃P₂.

с неметаллами — восстановитель:

• 2P + 3S → P₂S₃,
• 2P + 3Cl₂ → 2PCl₃.

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:

• 4Р + 6Н₂О → РН₃ + 3Н₃РО₂ (фосфатная кислота).

Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

• 4Р + 3KOH + 3Н₂О → РН₃ + 3KН₂РО₂.

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

• 3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO;

• 2P + 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O.

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

• 6P + 5KClO₃ → 5KCl + 3P₂O₅

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка. При трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив, а также противозадирных смазочных материалов.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов (NPK), участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

• в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
• в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т. н. состав «мажеф»),

Фосфатные связующие

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок

Биологическая роль соединений фосфора

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 3Са₃(РО₄)₃·CaF₂. 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 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Токсикология элементарного фосфора

• Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.
• Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора — 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги.

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/м3.

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора.

Примечания

1. ↑ В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др. Химия = Chemie. — М.: Химия, 1989. — С. 351. — ISBN 5-7245-0360-3

См. также

• Категория:Соединения фосфора

Ссылки

Wikimedia Foundation. 2010.

dic.academic.ru

Характеристика Физические свойства Химические свойства

flatik.ru

Строение атома фосфора. 2. Аллотропия фосфора. 3. Физические свойства. 4. Химические свойства. 5. Получение. 6. Применение. 7. Биологическое значение фосфора.

РЕШЕНИЕ

1Фото
2. Аллотропия — существование двух и более простых веществ одного и того же химического элемента, различных по строению и свойствам — так называемых аллотропных модификаций или форм.
Белый фосфор— желтовато-белое вещество (из-за примесей, по мягкости напоминает воск. Очень активное вещество; а светится, потому что уже при комнатной температуре окисляется кислородом из воздуха. Очень ядовитые и вонючие вещество.
Жёлтый фрсфор — то просто неочищенный белый фрсфор. Цвет — от желтого до коричневого. Так же активен, так же, как и белый фософр, на воздухе самовоспламеняется.
Красный фосфор — менее активное вещество, чем белый или желтый фосфор, меньше растворим в воде, на воздухе не самовоспламеняется и не светится. Менее ядовит.
Чёрный фосфор — чёрное вещество с металлическим блеском, на ощупь — жирный, внешне очень похож на графит. Чёрный фосфор даже проводит электрический ток, что обычно характерно для металлов. При определенном давлении он может переходить в модификацию, которую так и называют — металлический фосфор.
3. Самым распространенным является белый фосфор — он обладает воскообразной структурой и высокой токсичностью. Температура плавления данного вещества составляет сорок четыре градуса по Цельсию, а кипения — двести восемьдесят градусов. При трении данного материала он очень быстро возгорается, поэтому режут его, только поместив в водную среду. Если на протяжении длительного времени нагревать его при температуре двести пятьдесят градусов по шкале Цельсия, он превращается в красный фосфор. Это вещество представлено в виде порошка буро-красного цвета. Красный фосфор, в отличие от белого, не является ядовитым. Самой устойчивой формой существования данного элемента можно назвать черный фосфор, который по некоторым внешним признакам похож на металл: имеет своеобразный блеск, обладает высокой твердостью, электро- и теплопроводностью.
4. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора. 1)Фосфор легко окисляется кислородом.
2)Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства, с металлами — окислитель, образует фосфиды.
3)Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту.
4) Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:8P+12h3O➡5Ph4+3h4PO4.
5. Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре около 1600 °С:
2Ca3+(PO4)2+10C+6SiO2➡P4+10CO+6CaSi3.
6. Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.
7. 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 3Са3(РО4)3·Ca(OH)2. В состав зубной эмали входит фторапати. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

funnychemistry.ru

Фосфор — WiKi

Фо́сфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15. Элемент входит в группу пниктогенов. Фосфор — один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л^[5]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для его добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем.

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.

Более усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Происхождение названия

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φώς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре около 1600 °С:

2Ca3(PO4)2+10C+6SiO2→P4+10CO+6CaSiO3{\displaystyle {\mathsf {2Ca_{3}(PO_{4})_{2}+10C+6SiO_{2}\rightarrow P_{4}+10CO+6CaSiO_{3}}}} 

Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под слоем воды в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов для получения элементарного фосфора можно восстанавливать углём и другие неорганические соединения фосфора, например, в том числе, метафосфорную кислоту:

4HPO3+10C→P4+2h3O+10CO{\displaystyle {\mathsf {4HPO_{3}+10C\rightarrow P_{4}+2H_{2}O+10CO}}} 

Физические свойства

Элементарный фосфор при нормальных условиях существует в виде нескольких устойчивых аллотропических модификаций. Все существующие аллотропные модификации фосфора пока (2016 г.) до конца не изучены. Традиционно различают четыре его модификации: зеленовато-белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные описываемые модификации являются смесью этих четырёх. При стандартных условиях устойчивы только три аллотропических модификации фосфора (например, белый фосфор термодинамически неустойчив (квазистационарное состояние) и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор). В условиях сверхвысоких давлений термодинамически устойчива металлическая форма элемента. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особенно по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный (металлический).

Белый фосфор

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решётку, формула молекулы белого фосфора — P₄, причём атомы расположены в вершинах тетраэдра^[6]. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Плохо растворяется в воде^[6], но легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). При взаимодействии с кислородом белый фосфор горит даже под водой^[7].

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит: летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05—0,15 г^[4], а при хроническом отравлении поражает кости, например, вызывает омертвение челюстей^[4]. При контакте с кожей легко самовоспламеняется, вызывая серьёзные ожоги^[8][9].

Под действием света, при нагревании до не очень высоких температур в безвоздушной среде^[6], а также под действием ионизирующего излучения^[10] белый фосфор превращается в красный фосфор.

Жёлтый фосфор

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +43,1 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P₄O₁₀^[11].

Так как фосфор реагирует с водой лишь при температуре свыше 500 градусов по Цельсию, то для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствора хлорида кальция)^[12].

Красный фосфор

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Р_n и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других веществах, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2·10⁹ Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 1,8·10⁶ Па.

Металлический фосфор

При 8,3·10¹⁰ Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·10¹¹ Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора.

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р₄ = 2Р₂. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор легко окисляется кислородом:

4P+5O2→2P2O5{\displaystyle {\mathsf {4P+5O_{2}\rightarrow 2P_{2}O_{5}}}}  (с избытком кислорода)

4P+3O2→2P2O3{\displaystyle {\mathsf {4P+3O_{2}\rightarrow 2P_{2}O_{3}}}}  (при медленном окислении или при недостатке кислорода)

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

2P+3Ca→Ca3P2{\displaystyle {\mathsf {2P+3Ca\rightarrow Ca_{3}P_{2}}}} 

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

2P+3S→P2S3{\displaystyle {\mathsf {2P+3S\rightarrow P_{2}S_{3}}}} 

2P+5Cl2→2PCl5{\displaystyle {\mathsf {2P+5Cl_{2}\rightarrow 2PCl_{5}}}} 

С водородом фосфор практически не соединяется. Однако разложением некоторых фосфидов водой по реакции, например:

Ca3P2+6h3O→2Ph4+3Ca(OH)2{\displaystyle {\mathsf {Ca_{3}P_{2}+6H_{2}O\rightarrow 2PH_{3}+3Ca(OH)_{2}}}} 

может быть получен аналогичный аммиаку фосфористый водород (фосфин) — РH₃

Взаимодействие с водой

Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

8P+12h3O→>500oC 5Ph4+3h4PO4{\displaystyle {\mathsf {8P+12H_{2}O{\xrightarrow {>500^{o}C}}\ 5PH_{3}+3H_{3}PO_{4}}}} 

Реакция взаимодействия красного фосфора и воды с образованием ортофосфорной кислоты и водорода. Реакция протекает при температуре 700-900 °C. Катализатором могут выступать: платина, медь, титан, цирконий.[1]

2P+8h3O→700−900oC,kat 2h4PO4+5h3{\displaystyle {\mathsf {2P+8H_{2}O{\xrightarrow {700-900^{o}C,kat}}\ 2H_{3}PO_{4}+5H_{2}}}} 

Взаимодействие со щелочами

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования^[13]:

4P+3KOH+3h3O→ τ Ph4+3Kh3PO2{\displaystyle {\mathsf {4P+3KOH+3H_{2}O{\xrightarrow {\ \tau \ }}PH_{3}+3KH_{2}PO_{2}}}} 

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P+5HNO3+2h3O→3h4PO4+5NO{\displaystyle {\mathsf {3P+5HNO_{3}+2H_{2}O\rightarrow 3H_{3}PO_{4}+5NO}}} 

2P+5h3SO4→2h4PO4+5SO2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2P+5H_{2}SO_{4}\rightarrow 2H_{3}PO_{4}+5SO_{2}+2H_{2}O}}} 

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

6P+5KClO3→5KCl+3P2O5{\displaystyle {\mathsf {6P+5KClO_{3}\rightarrow 5KCl+3P_{2}O_{5}}}} 

Изотопы

Известно более 20 изотопов фосфора (с массовым числом от 24 до 47). Природный изотоп ³¹P стабилен. Из радиоактивных изотопов наиболее долгоживущие: ³⁰P (T_1/2 = 2,5 мин), ³²P (T_1/2 = 14,26 сут) и ³³P (T_1/2 = 25,34 сут).^[14].

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности

Фосфаты широко используются:

Фосфатные связующие

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок.

Биологическая роль соединений фосфора

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 3Са₃(РО₄)₂·Ca(OH)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. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Суточная потребность в фосфоре составляет:

• для взрослых 1,0—2,0 г
• для беременных и кормящих женщин 3—3,8 г
• для детей и подростков 1,5—2,5 г

При больших физических нагрузках потребность в фосфоре возрастает в 1,5—2 раза.

Усвоение происходит эффективнее при приеме фосфора вместе с кальцием в соотношении 3:2 (P:Ca).

Некоторые источники^[15]:

Токсикология элементарного фосфора

• Красный фосфор практически нетоксичен (токсичность ему придают примеси белого фосфора). Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.
• Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора — 50—150 мг. Попадая на кожу, тлеющий белый фосфор даёт тяжелые ожоги.

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 производственных помещений — 0,03 мг/м³, временно допустимая концентрация в атмосферном воздухе — 0,0005 мг/м³, ПДК в питьевой воде — 0,0001 мг/дм³^[17] .

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Ввиду высокой (ЛД50 15-100 мг/кг) и чрезвычайно высокой (<15 мг/кг) токсичности большинство фосфорорганических соединений (ФОС) используются в качестве пестицидов (инсектициды, акарициды, зооциды и т. д.) или боевых отравляющих веществ. Примером боевых отравляющих веществ являются — зарин, зоман, табун, V-газы.

ФОС проявляют свойства веществ нервно-паралитического действия. Токсичность фосфорорганических соединений обусловлена ингибированием фермента ацетилхолинэстеразы, вследствие чего развивается головная боль, тошнота, головокружение, сужение зрачков (миоз), затруднение дыхания (отдышка), возникает слюнотечение, понижается артериальное давление, возникают конвульсии, проявляется паралитическое воздействие, кома, и как следствие может быстро возникнуть летальный исход. Эффективным антидотом при отравлении ФОС является атропин.

Опасность для здоровья

Рейтинг NFPA 704:

Фосфор относится к 1-му классу опасности.

Примечания

1. ↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85, no. 5. — P. 1047-1078. — DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02.
2. ↑ Phosphorus: electronegativities (англ.). WebElements. Проверено 15 июля 2010.
3. ↑ Sulfur and Phosphorus Compounds (англ.). Проверено 27 января 2010. Архивировано 22 августа 2011 года.
4. ↑ ^{1 2 3} Редкол.:Зефиров Н. С. (гл. ред.). Химическая энциклопедия: в 5 т. — Москва: Большая Российская энциклопедия, 1999. — Т. 5. — С. 145.
5. ↑ J.P. Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
6. ↑ ^{1 2 3} Ходаков Ю. В., Эпштейн Д. А., Глориозов П. А. § 30. Фосфор // Неорганическая химия. Учебник для 9 класса. — 7-е изд. — М.: Просвещение, 1976. — С. 62—65. — 2 350 000 экз.
7. ↑ Горение белого фосфора под водой — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов
8. ↑ Kemal T. Saracoglu, Ahmet H. Acar, Tamer Kuzucuoglu, Sezer Yakupoglu. White phosphorus burn (англ.) // The Lancet. — 2010. — Vol. 376, no. 9734. — P. 68. — DOI:10.1016/S0140-6736(10)60812-4.
9. ↑ Chou TD, Lee TW, Chen SL, Tung YM, Dai NT, Chen SG, Lee CH, Chen TM, Wang HJ. The management of white phosphorus burns (англ.) // Burns. — 2001. — Vol. 27, iss. 5. — P. 492-497. — DOI:10.1016/S0305-4179(01)00003-1. — PMID 11451604.
10. ↑ Радиационная химия // Энциклопедический словарь юного химика. 2-е изд. / Сост. В. А. Крицман, В. В. Станцо. — М.: Педагогика, 1990. — С. 200. — ISBN 5-7155-0292-6.
11. ↑ В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др. Химия = Chemie. — М.: Химия, 1989. — С. 351. — ISBN 5-7245-0360-3.
12. ↑ Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.
13. ↑ Лидин Р.А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
14. ↑ Данные приведены по Audi G., Bersillon O., Blachot J., Wapstra A. H. The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties // Nuclear Physics A. — 2003. — Т. 729. — С. 3—128. — DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. — Bibcode: 2003NuPhA.729….3A.
15. ↑ USDA
16. ↑ Буланов Ю. Б. Химический состав продуктов. Пищевая ценность.
17. ↑ УНИАН — здоровье — Что происходит с фосфором?

Ссылки

ru-wiki.org

Фосфор его физические и химические свойства Строение

Фосфор, его физические и химические свойства

Строение атома ФОСФОР Его положение в Периодической системе История открытия Фосфор в природе Фосфор в организме Круговорот в природе Белый фосфор Черный и красный фосфор Химические свойства Получение Применение

В 1669 Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём» . Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов: «фос» -свет, «феро» — несу. Phosphorus- Светоносный. Лавуазье определил фосфор, как новый химический элемент!

Р заряд ядра= +15 31 P Электронная конфигурация: 1 s 2 2 р6 3 s 2 3 p 3 (стационарное) стационарное Р (возбужденное) 1 s 2 2 p 6 3 s 1 3 p 3 3 d 1 Р* Типичные степени окисления Примеры -3 0 +3 +5 PH 3 P 4 P 2 O 3 P 2 O 5

Устойчивая степень окисления в соединениях +V. Шкала степеней окисления фосфора:

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн. ) и Р (бел. ). БЕЛЫЙ Р ЧЕРНЫЙ КРАСНЫЙ

БЕЛЫЙ ФОСФОРP 4 Молекулы P 4 имеют форму тетраэдра. Это легкоплавкое t(пл)=44, 1 о. С, t(кип)=275 о. С, мягкое, бесцветное воскообразное вещество. Хорошо растворяется в сероуглероде и ряде других органических растворителей. Ядовит, воспламеняется на воздухе, светится в темноте. Хранят его под слоем воды. Применяется в производстве Н 3 РO 4 и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.

КРАСНЫЙ ФОСФОР Существует несколько форм красного фосфора Их структуры окончательно не установлены. Известно, что они являются атомными веществами с полимерной кристаллической решеткой. Их температура плавления 585 -600 о. С, цвет от темно-корчневого до красного и фиолетового. Не ядовит. Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек.

ЧЕРНЫЙ ФОСФОР Черный фосфор имеет слоистую атомную кристаллическую решетку. По внешнему виду похож на графит, но является полупроводником. Не ядовит.

Фосфор в организме человека 1500 граммов Кости и зубы 1400 граммов (90%) Мозг и нервы 12 граммов Мышцы 130 граммов АТФ — аденозинтрифосфорная кислота (носитель энергии). Фосфор участвует в передаче наследственных свойств (ДНК и РНК).

назад Из апатитов и фосфоритов в электрической печи: Са 3(РО 4)2+5 С+3 Si. O 2 3 Ca. Si. O 3+2 P+5 CO P+5 +5 e P 2 C 0 -2 e C+2 5

Р+5 Р 0 восстановитель Р-3 окислитель I. Фосфор – окислитель: При реакции с активными металлами: 3 Ca + 2 P = Ca 3 P 2 фосфид кальция Фосфиды разлагаются водой: Сa 3 P 2 + 6 H 2 O = 3 Ca(OH)2 + 2 PH 3↑ фосфин С водородом фосфор не взаимодействует. II. Фосфор – восстановитель: 1. При реакции с другими неметаллами: 4 P + 5 O 2 = 2 P 2 O 5 + Q – белый фосфор горит под водой Красный фосфор сгорает менее энергично 2 P + 5 Cl 2 = 2 PCl 5 + Q 2. В реакции со сложными веществами –окислителями: 3 P + 5 HNO 3(конц) + 2 H 2 O = 3 H 3 PO 4 + 5 NO 6 P + 5 KCl. O 3 = 3 P 2 O 5 + 5 KCl

При взаимодействии со щелочами образуется фосфин PH 3: 2 Р + 2 Na. OH + H 2 O = Na 2 HPO 3 + PH 3

Органический синтез Производство спичек Р 2 О 5 – Осушитель газов Химическая промышленность Металлургическая промышленность Фосфор Производство моющих средств Средства для борьбы с вредителями сельского хозяйства Удобрения Производство фосфорной кислоты Производство лекарственных препаратов

Фосфин РН 3. • Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна – III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н)3] (sр3 -гибридизация). Мало растворим в воде, не реагирует с ней (в отличие от NH 3). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNO 3 (конц. ). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.

Уравнения важнейших реакций:

present5.com