P4 химия – Аллотропия фосфора | Дистанционные уроки

Обсуждение: «Аллотропия фосфора»

distant-lessons.ru

Кислородные соединения фосфора

Оксиды фосфора

Р₂О₃ — оксид фосфора (III)

При обычной температуре — белая воскообразная масса с т. пл. 23,5’С. Очень легко испаряется, имеет неприятный запах, очень ядовит. Существует в виде димеров Р₄О₆.

Способ получения

Р₂О₃ образуется при медленном окислении фосфора или при его горении в недостатке кислорода:

4Р + 3О₂ = 2Р₂О₃

Химические свойства

Как кислотный оксид при взаимодействии с водой образует фосфористую кислоту:

Р₂О₃ + ЗН₂О =2H₃PO₃

Но при растворении в горячей воде происходит очень бурная реакция диспропорционирования Р₂О₃:

2Р₂О₃ + 6Н₂О = РН₃ + ЗH₃PO₄

Взаимодействие Р₂О₃ со щелочами приводит к образованию солей фосфористой кислоты:

Р₂О₃ + 4NaOH = 2Na₂HPO₃ + Н₂О

1. Окисление кислородом воздуха:

Р₂О₃ + О₂ = Р₂О₅

2. Окисление галогенами:

Р₂О₃ + 2Cl₂ + 5Н₂О = 4HCl + 2H₃PO₄

Р₂О₅ — оксид фосфора (V)

При обычной температуре — белая снегоподобная масса, не имеет запаха, существует в виде димеров Р₄О₁₀. При соприкосновении с воздухом расплывается в сиропообразную жидкость (НРO

Способ получения

Фосфорный ангидрид образуется в результате сжигания фосфора в избытке воздуха:

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

Химические свойства

Как кислотный оксид Р₂О₅ взаимодействует:

а) с водой, образуя при этом различные кислоты

Р₂О₅ + Н₂О = 2HPO₃ метафосфорная

Р₂О₅ + 2Н₂О = Н₄Р₂О₇ пирофосфориая (дифосфорная)

Р₂О₅ + ЗН₂О = 2H₃PO₄ ортофосфорная

б) с основными оксидами, образуя фосфаты Р₂О₅ + ЗВаО = Ва₃(PO₄)₂

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Р

Р₂О₅ + 4NaOH = 2Na₂HPO₄ + Н₂О

Р₂О₅ + 2NaOH = 2NaH₂PO₄ + Н₂О

Фосфорный ангидрид отнимает у других веществ не только гигроскопическую влагу, но и химически связанную воду. Он способен даже дегидратировать оксокислоты:

Р₂О₅ + 2HNО₃ = 2HPO₃ + N₂О₅

Р₂О₅ + 2НСlО₄ = 2HPO₃ + Сl₂О₇

Это используется для получения ангидридов кислот.

Фосфорные кислоты

Фосфор образует только 2 устойчивых оксида, но большое число кислот, в которых он находится в степенях окисления +5, +4, +3, +1. Строение наиболее известных кислот выражается следующими формулами

Как видно из этих формул, фосфор во всех случаях образует пять ковалентных связей, т.е. имеет валентность, равную V. В то же время степени окисления фосфора и основность кислот различаются.

Наибольшее практическое значение имеют ортофосфорная (фосфорная) и ортофосфористая (фосфористая) кислоты.

H₃PO₄ — фосфористая кислота

Важная особенность фосфористой кислоты обусловлена строением ее молекул. Один из 3-х атомов водорода связан непосредственно с атомом фосфора, поэтому не способен к замещению атомами металла, вследствие чего эта кислота является двухосновной. Формулу фосфористой кислоты записывают с учетом этого факта следующим образом: Н₂[НРО₃]

Является слабой кислотой.

Способы получения

1. Растворение Р₂О₃ в воде (см. выше).

2. Гидролиз галогенидов фосфора (III): PCl₃ + ЗН₂О = Н₂[НРО₃] + 3HCl

3. Окисление белого фосфора хлором: 2Р + 3Cl₂ + 6Н₂О = 2Н₂[НРО₃] + 6HCl

Физические свойства

При обычной температуре H₃

Химические свойства

Фосфористая кислота проявляет все свойства, характерные для класса кислот: взаимодействует с металлами с выделением Н₂; с оксидами металлов и со щелочами. При этом образуются одно — и двухзамещенные фосфиты, например:

Н₂[НРО₃] + NaOH = NaH[HРО₃] + Н₂О

Н₂[НРО₃] + 2NaOH = Na₂[HРО₃] + 2Н₂О

Кислота и ее соли — очень сильные восстановители; они вступают в окислительно-восстановительные реакции как с сильными окислителями (галогены, H₂SО₄ конц., К₂Сr₂O₂), так и с достаточно слабыми (например, восстанавливают Au, Ag, Pt, Pd из растворов их солей). Фосфористая кислота при этом превращается в фосфорную.

Примеры реакций:

H₃PO₃ + 2AgNO₃ + Н₂О = H

H₃PO₃ + Cl₂ + Н₂О = H₃PO₄ + 2HCl

При нагревании в воде Н₃РO₃ окисляется до H₃PO₄ с выделением водорода:

H₃PO₃ + Н₂О = H₃PO₄ + Н₂

Реакция диспропорционирования

При нагревании безводной кислоты происходит диспропорционирование: 4Н₃РO₃ = ЗН₃РO₄ + РН₃

Фосфиты — соли фосфористой кислоты

Двухосновная фосфористая кислота образует два типа солей:

а) однозамещенные фосфиты (кислые соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с анионами Н2Р03.

Примеры: NaH₂PO₃, Са(H₂PO₃)

б) двухзамещенные фосфиты (средние соли), в молекулах которых атомы металлов связаны с 2- 1 анионами HPO₃.

Примеры: Na₂HPO₃

Большинство фосфитов плохо растворимы в во-де, хорошо растворяются только фосфиты щелочных металлов и кальция.

Н₃РO₄ — ортофосфорная кислота

3-основная кислота средней силы. Диссоциация протекает в основном по 1-й ступени:

Н₃РO₄ → Н⁺ + Н₂РO₄^—

По 2-й и 3-й ступеням диссоциация протекает в ничтожно малой степени:

Н₂РO₄^— → Н⁺ + НРO₄^2-

НРO₄^2- → Н⁺ + РO₄^3-

Физические свойства

При обычной температуре безводная Н₃РO₄ представляет собой прозрачное кристаллическое вещество, очень гигроскопичное и легкоплавкое (т. пл. 42°’С). Смешивается с водой в любых соотношениях.

Способы получения

Исходным сырьем для промышленного получения Н₃РO₄ служит природный фосфат Са₃(РO₄)₂:

I. 3-стадийный синтез:

Са₃(РO₄)₂ → Р → Р₂O₅ → Н₃РO₄

II. Обменное разложение фосфорита серной кислотой

Са₃(РO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2Н₃РO₄ + 3CaSO₄↓

Получаемая по этому способу кислота загрязнена сульфатом кальция.

III. Окисление фосфора азотной кислотой (лабораторный способ):

ЗР + 5HNO₃ + 2Н₂О = ЗН₃РO₄ + 5NO↑

Химические свойства

Н₃РO₄ проявляет все общие свойства кислот — взаимодействует с активными металлами, с основными оксидами и основаниями, образует соли аммония.

Примеры реакций:

2Н₃РO₄ + 6Na = 2Na₃РO₄ + 3h3t

2Н₃РO₄ + ЗСаО = Са₃(РO₄)₂ + ЗН₂О

в) со щелочами, образуя средние и кислые соли

Н₃РO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + ЗН₂О

Н₃РO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2Н₂О

Н₃РO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + Н₂О

Н₃РO₄ + NH₃ = NH₄H₂PO₄

Н₃РO₄ + 2NH₃ = (NH₄)₂HPO₄

В отличие от аниона NO₃^— в азотной кислоте, анион РO₄^3- окисляющим действием не обладает.

Реактивом для обнаружения анионов РO₄^3- (а также НРO₄^2- , Н₂РO₄^—) является раствор AgNO₃, при добавлении которого образуется нерастворимый желтый фосфат серебра:

ЗАg⁺ + РO₄^3- = Аg₃РO₄↓

Сложные эфиры нуклеозидов и фосфорной кислоты являются структурными фрагментами природных биополимеров — нуклеиновых кислот.

Фосфатные группы входят также в состав ферментов и витаминов.

Фосфаты. Фосфорные удобрения.

Н₃РO₄ как 3-основная кислота образует 3 типа солей, которые имеют большое практическое значение.

Растворимые соли фосфорной кислоты в водных растворах подвергаются гидролизу.

Фосфаты и гидрофосфаты кальция и аммония используются в качестве фосфорных удобрений.

1. Фосфоритная мука — тонкоизмельченный природный фосфат кальция Са₃(РO₄)₂

2. Простой суперфосфат — Са₃(РO₄)₂ + 2H₂SO₄ = Са(Н₂РO₄)₂ + 2CaSO₄

3. Двойной суперфосфат — Са₃(РO₄)₂ + 4Н₃РO₄ = ЗСа(Н₂РO₄)₂

4. Преципитат — Са(ОН)₂ + Н₃РO₄ = СаНРO₄ + 2Н₂О

5. Аммофос — NH₃ + Н₃РO₄ = NH₄Н₂РO₄;

2NH₃ + Н₃РO₄ = (NH₄)₂HРO₄

6. Аммофоска — Аммофос + KNO₃

examchemistry.com

Фосфор — урок. Химия, 8–9 класс.

Химический элемент

Фосфор — химический элемент № \(15\). Он расположен в VА группе Периодической системы.

P15+15)2e)8e)5e

На внешнем слое атома фосфора содержатся пять валентных электронов, до его завершения не хватает трёх электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом фосфор проявляет степень окисления \(–3\), а при взаимодействии с более электроотрицательными элементами: кислородом, фтором и другими — положительные степени окисления \( +3\) или \(+5\).

В атоме фосфора больше электронных слоёв по сравнению с атомом азота, поэтому его электроотрицательность, окислительные и неметаллические свойства выражены слабее.

В земной коре фосфор находится в виде фосфатов. Чаще встречается фосфат кальция Ca3(PO4)2.

Фосфор — жизненно важный элемент. Он входит в состав нуклеиновых кислот и АТФ, которые необходимы каждой клетке любого живого организма. Фосфат кальция содержится в костной ткани и придаёт ей твёрдость.

Простые вещества

Химическому элементу фосфору характерна аллотропия. Он образует несколько простых веществ, отличающихся строением.

Белый фосфор состоит из четырёхатомных молекул P4.

Он представляет собой белое (с жёлтым оттенком), похожее на воск вещество, которое светится в темноте из-за окисления кислородом воздуха.

Как все молекулярные соединения, белый фосфор летуч. Он имеет чесночный запах. Не растворяется в воде, но растворяется в сероуглероде. Белый фосфор очень ядовит. В порошкообразном состоянии может самовоспламеняться. Хранят его под водой.

Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решётку.

Красный фосфор представляет собой порошок и по своим свойствам резко отличается от белого. Он не имеет запаха, не растворяется в воде и в сероуглероде. Неядовит. Активность красного фосфора ниже, чем белого.

Аллотропные модификации фосфора взаимопревращаемы. Белый фосфор превращается в красный на свету или при длительном нагревании без доступа воздуха. Красный фосфор при сильном нагревании и охлаждении паров превращается в белый.

Химические свойства

Химические свойства разных аллотропных модификаций фосфора похожи. Белый фосфор более активен и вступает в реакции легче.

Окислительные свойства фосфор проявляет в реакциях с активными металлами:

3Na0+P0=tNa+13P−3.

Полученные соединения называются фосфидами (Na3P — фосфид натрия).

В отличие от азота фосфор не соединяется с водородом.

Восстановительные свойства фосфор проявляет в реакции с кислородом. Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный загорается при нагревании. При этом образуется густой белый дым оксида фосфора(V):

4P0+5O20=t2P2+5O5−2.

Красный фосфор используется при изготовлении  спичек.

www.yaklass.ru

Химия кислоты с фосфором

HPO3

Метафосфорная кислота — одноосновная кислота, простейшая формула которой HPO₃; действительный же состав её молекул выражается формулой (HPO₃)_n, где n = 3,4,5 и т. д. В чистом виде представляет собой стекловидную массу, легко растворимую в воде.

Физико-химические свойства

Метафосфорная кислота представляет собой белое стеклообразное вещество, хорошо растворимое в воде и, присоединяя её, постепенно переходит в ортофосфорную кислоту:

Очень ядовитое вещество.

H₃PO₄

Ортофо́сфорная кислота́ (фо́сфорная кислота́) — неорганическая кислота средней силы, с химической формулой H₃PO₄, которая при стандартных условиях представляет собой бесцветные гигроскопичные кристаллы.

При температуре выше 213 °C она превращается в пирофосфорную кислоту H₄P₂O₇. Очень хорошо растворима в воде. Обычно ортофосфорной (или просто фосфорной) кислотой называют 85 % водный раствор (бесцветная сиропообразная жидкость без запаха). Растворима также в этаноле и других растворителях.

Фосфорную кислоту получают из фосфата:

Можно получить гидролизомпентахлорида фосфора:

Или взаимодействием с водойоксида фосфора(V), полученного сжиганиемфосфоравкислороде:

С водойреакция идет очень бурно, поэтомуоксид фосфора(V)обрабатывают нагретым до 200 °C концентрированным раствором ортофосфорнойкислоты.

Расплавленная ортофосфорная кислотаи её концентрированныерастворыобладают большой вязкостью, что обусловлено образованием межмолекулярных водородных связей.

H₃PO₄ — трехосновная кислота средней силы. При взаимодействии с очень сильной кислотой, например, с хлорной HClO₄, фосфорная кислота проявляет признаки амфотерности — образуются соли фосфорила, например [Р(ОН)₄]ClO₄.

Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок:

Качественной реакцией на ион РО₄³⁻ является образование ярко-жёлтого осадка молибденофосфата аммония:

Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли.

(дигидрофосфат натрия)

(гидрофосфат натрия)

(фосфат натрия)

Дигидрофосфаты (однозамещенные фосфаты) имеют кислую реакцию, гидрофосфаты (двузамещенные фосфаты) — слабощелочную, средние (трехзамещенные фосфаты, или просто фосфаты) — щелочную.

Дигидрофосфаты обычно хорошо растворимы в воде, почти все гидрофосфаты и фосфаты растворимы мало. Прокаливание солей приводит к следующим превращениям:

Фосфатыпри прокаливании не разлагаются, исключение составляет фосфат аммония (NH₄)₃PO₄.

Органические фосфаты играют очень важную роль в биологических процессах. Фосфаты сахаров участвуют в фотосинтезе. Нуклеиновые кислоты также содержат остаток фосфорной кислоты.

Применение:

Используется при пайке в качестве флюса (по окисленной меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали), для исследований в области молекулярной биологии. Применяется также для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Образует на обработанной поверхности защитную плёнку, предотвращая дальнейшуюкоррозию. Также применяется в составе фреонов, в промышленных морозильных установках как связующее вещество.

В составе гидрожидкостей НГЖ-5У и ее иностранных аналогов.

Ортофосфорная кислота зарегистрирована в качестве пищевой добавки E338. Применяется как регулятор кислотности в газированных напитках.

В звероводстве (в частности, при выращивании норок) используют выпойку раствора ортофосфорной кислоты для профилактики повышенного рН желудка и мочекаменной болезни.

Ортофосфорная кислота применяется для протравливания (снятия смазанного слоя) эмали и дентина перед пломбированием зубов. При применении адгезивных материалов 2 и 3 поколения требуется протравливание эмали зуба кислотой, с последующим промыванием и просушиванием. Кроме дополнительных временных затрат на проведение данные этапы несут в себе опасность возникновения различных ошибок и осложнений.

При нанесении ортофосфорной кислоты сложно проконтролировать степень и глубину деминерализации дентина и эмали. Это приводит к тому, что нанесенный адгезив не полностью (по всей глубине) заполняет открытые дентинные канальцы, а это в свою очередь не обеспечивает образование полноценного гибридного слоя.

Кроме того, не всегда удается полностью удалить ортофосфорную кислоту после её нанесения на дентин. Это зависит от того, каким способом сгущена фосфорная кислота. Остатки ортофосфорной кислоты ухудшают прочность бондинга, а также приводят к образованию так называемой «кислотной мины».

С появлением адгезивных материалов 4 и 5 поколения стали использовать технику тотального протравливания (дентин — эмаль). В адгезивных системах 6 и 7 поколения отдельный этап протравливания кислотой отсутвует. Так адгезивы являются самопротравливающимися. Хотя некоторые производители все же рекомендуют для усиления адгезии кратковременно протравливать эмаль и при использовании самопротравливащих адгезивов.

H₄P₂O₇

Дифосфорная кислота — неорганическое соединение, четырёхосновная кислородсодержащая кислота с формулой H₄P₂O₇, бесцветные кристаллы, растворимые в воде, образует кристаллогидраты.

Получение:

Растворение оксида фосфорав воде:

Нагревание ортофосфорной кислоты:

Реакция ортофосфорной кислоты с оксидом фосфора:

Физические свойства:

Дифосфорная кислота — белое аморфное или кристаллическое вещество, очень гигроскопично. Существует в двух кристаллических модификациях с температурами плавления 54,3 и 71,5°С, смесь плавится при 61°С.

Хорошо растворяется в воде, этаноле, эфире.

Является четырёхосновной кислотой с константами диссоциации p K₁ = 1, p K₂ = 2, p K₃ = 6,6, p K₄ = 9,6.

Образует кристаллогидраты вида H₄P₂O₇•n H₂O, где n = 1, 5 и 6

Химические свойства:

При нагревании в вакууме разлагается:

При кипячении водных растворов переходит в ортофосфорную кислоту:

Реагирует с щелочами с образованием нормальных или кислых солей:

Вступает в обменные реакции:

studfiles.net

Молярная масса фосфора (P), формула и примеры

Молярная масса фосфора

Порядковый номер – 15. Строение атома показано на рис. 1. Неметалл p-семейства.

Рис. 1. Схема строения атома фосфора.

В обычных условиях фосфор может существовать в виде нескольких простых веществ – аллотропных модификаций: белого, красного и черного фосфора. Белый фосфор находится в твердом агрегатном состоянии, бесцветен и прозрачен. Легко окисляется на воздухе, вследствие чего светится в темноте. Ядовит. Красный фосфор медленно окисляется на воздухе, не светится в темноте и неядовит. Черный фосфор образуется из белого путем его нагревания под высоким давлением при 200-220^oC. По внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь.

Молярная масса фосфора равна 30,9738 г/моль. Эта величина показывает столько «весит» один моль данного элемента.

Молярная масса вещества пропорциональная массе соответствующей структурной единицы, т.е. относительной атомной массе данного вещества (M_r), которую вычисляют, используя относительные атомные массы химических элементов, указанных в Периодической системе Д.И. Менделеева.

M = κ × M_r,

где κ – коэффициент пропорциональности, одинаковый для всех веществ. Т.е. определение молярной массы фосфора сводится к нахождению его относительной атомной массы.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Красный фосфор — это… Что такое Красный 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