Фосфор (Р) — елемент VA групи, яку складають також азот, сурма, миш’як, вісмут. Назва, що походить від грецьких слів, що означає в перекладі «той, що несе світло».
В природі зустрічається фосфор тільки в зв’язаному вигляді. Основні мінерали, які містять фосфор: апатити — хлорапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 або фторапатит 3Ca3(PO4)2*Ca (F)2 і фосфор 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Вміст в земній корі — приблизно 0,12 масових %.
Фосфор є життєво важливим елементом. Його біологічну роль важко переоцінити, адже він входить до складу таких важливих сполук, як білки і аденозинтрифосфат (АТФ), що міститься в тканинах тварин (наприклад, фосфорні сполуки відповідають за скорочення м’язової тканини, а що міститься в кістках фосфат кальцію забезпечує міцність скелета), міститься він також і в тканинах рослин.
Історія відкриття
Відкрити фосфор в хімії вдалося в другій половині XVII століття. Чудотворний носій світла (лат. phosphorus mirabilis), як було названо речовина, виходило з людської сечі, кип’ятіння якої призводило до отримання з рідкої субстанції воскоподібного світиться в темряві речовини.
Загальна характеристика елемента
Загальна електронна конфігурація валентного рівня атомів елементів VA групи ns2np3. У відповідності з будовою зовнішнього рівня з’єднання елементи цієї групи входять у ступенях окислення +3 +5 (головна, особливо стійка ступінь окислення фосфору), однак фосфор може мати і інші ступені окислення, наприклад, негативну -3 до +1.
Електронна конфігурація атома фосфору 1s22s22p63s23p3. Радіус атома 0,130 нм, электроотрицательность 2,1, відносна атомна (молярна) маса 31.
Фізичні властивості
Фосфор у вигляді простої речовини існує у вигляді аллотропних модифікацій. Найбільш стійкими аллотропными модифікаціями фосфору є так звані білий, чорний і червоний фосфор.
- Білий (формулу можна записати як P4)
Кристалічна решітка молекулярна речовини складається з четырехатомных тетраедричних молекул. Хімічний зв’язок у молекулах білого фосфору — ковалентний неполярний.
Основні властивості даного надзвичайно активного речовини:
-
швидке окислення на повітрі з проявом хемілюмінесценції (здатності світитися в темряві в результаті хімічної реакції),
- нерозчинність у воді,
- перехід в червоний P при нагріванні до 250-300°С безповітряного середовищі,
- перехід в чорний P при температурі 200°C і високому тиску,
- розчинність в органічних розчинниках, наприклад, CS2.
Білий P є найсильнішим смертельною отрутою.
- Жовтий
Жовтим називають неочищений білий фосфор. Це отруйна і пожежонебезпечне речовина.
- Червоний (Рп)
Речовина, що представляє собою велику кількість атомів P, які пов’язані в ланцюзі складної структури, є так званим неорганічним полімером.
Властивості червоного фосфору різко відрізняються від властивостей білого P: не володіє властивістю хемілюмінесценції, розчинити його вдається лише в деяких розплавлених металах.
На повітрі, аж до температури 240-250°С, не запалюється, але здатний до самозаймання при терті або ударі. У воді, бензолі, сірковуглеці і інших речовинах ця речовина не розчиняється, але добре розчиняється в трибромиде фосфору, окислюється на повітрі. Не отруйний. У присутності вологи повітря поступово окислюється, утворюючи оксид.
Також, як і білий, переходить при нагріванні до 200°C і під дуже високим тиском у чорний P.
- Чорний (Рп)
Речовина являє собою неорганічний полімер, який має атомну шарувату кристалічну решітку і є найбільш стійкою модифікацією.
Чорний P — речовина по зовнішньому вигляду нагадує графіт. Зовсім не розчиняється у воді і органічних розчинниках. Підпалити його можна, тільки розігрівши до 400°C в атмосфері чистого кисню. Чорний P проводить електричний струм.
Таблиця фізичних властивостей
| Білий/жовтий | Червоний | Чорний | |
| Агрегатний стан | Тверда кристалічна речовина | Тверда речовина, порошок | Тверда кристалічна речовина |
| Розчинність у воді | не розчиняється | не розчиняється | не розчиняється |
| Щільність, г/см3 | 1,8 | 2,2 | 2,7 |
| Температура плавлення, °С | 44 | 260 | 280 |
| Токсичність | сильна отрута | не отруйний | не отруйний |
Хімічні властивості
Фосфор, будучи типовим неметаллом, реагує з киснем, галогенами, сіркою, металами, окислюється азотною кислотою. В реакціях він може проявляти себе як окислювачем, так і відновником.
- горіння
Взаємодія з киснем білого P призводить до утворення оксидів Р2О3 (оксид фосфору 3) і Р2О5 (оксид фосфору 5), причому перший утворюється при нестачі кисню, а другий — при надлишку:
4Р + 3О2 = 2Р2О3
4Р + 5О2 = 2Р2О5
- взаємодія з металами
Взаємодія з металами призводить до утворення фосфидов, в яких P знаходиться в ступені окислення -3, тобто в цьому випадку він виступає в ролі окислювача.
з магнієм: 3Mg + 2P = Mg3P2
з натрієм: 3Na + P = Na3P
з кальцієм: 3Ca + 2P = Ca3P2
з цинком: 3Zn + 2P = Zn3P2
- взаємодія з неметалами
З більш электроотрицательными неметалами P взаємодіє як відновник, віддаючи електрони і переходячи в позитивні ступені окиснення.
При взаємодії з хлором утворюються хлориди:
2Р + 3Cl2 = 2PCl3 — при нестачі Cl2
2Р + 5Cl2 = 2PCl5 — при надлишку Cl2
Однак з йодом можливе утворення лише одного йодиду:
2Р + 3I2 = 2PI3
З іншими галогенами можливе утворення сполук 3-х і 5-ти валентного Р в залежності від співвідношення реагентів. При реакції з сіркою або фтором також утворюються два ряди сульфідів і фторидів:
2Р + 3S = P2S3
2Р + 5S = P2S5
Р + 3F = PF3
Р + 5F = PF5
- взаємодія з кислотами
3P + 5HNO3(разб.) + H2O = 3H3PO4 + 5NO↑
P + 5HNO3(конц.) = H3PO4 + 5NO2↑ + H2O
2P + 5H2SO4(конц.) = 2H3PO4 + 5SO2↑ + H2O
З іншими кислотами P не взаємодіє.
- взаємодія з гідроксидами
Білий фосфор здатний реагувати при нагріванні з водними розчинами лугів:
P4 + 3KOH + 3H2O = PH3↑ + 3KH2PO2
2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3↑ + 3Ba(H2PO2)
В результаті взаємодії утворюється летючий водневе з’єднання — фосфін (РН3), в якому ступінь окиснення фосфору=-3 і солі фосфорноватистой кислоти (Н3РО2) — гипофосфиты, в яких Р знаходиться в нехарактерній ступеня окислення +1.
Сполуки фосфору
Розглянемо характеристики сполук фосфору:
-
Фосфін — РН3 — газ при кімнатній температурі, але вже при невеликому підвищенні температури розкладається. Розчинний в органічних розчинниках, але мало розчинний у воді. За хімічними властивостями — відновник. Отруйний. Практичного значення ця речовина не має.
- Оксиди — найбільш стабільним оксидом є фосфорний ангідрид — оксид фосфору V (P2O5). Кристалічна речовина є дуже гігроскопічним і активно використовується як осушающий агент. В залежності від умов при взаємодії з водою утворює або метафосфорную (НРО3), або ортофосфорну (Н3РО4), або пирофосфорную (Н4Р2О7) кислоти. Оксид фосфору III нестійкий. Взаємодія з водою призводить до утворення фосфорноватистой кислоти (Н3РО3).
- Кислоти поділяють на фосфорні (містять атом фосфору в ступені окислення +5) — ортофосфорна (Н3РО4), пирофосфорная (Н4Р2О7), метафосфорная (НРО3) і нижчі фосфорнокислі кислоти — фосфориста (Н3РО3), фосфорноватистая (Н3РО2).
- Галогеніди — хлориди фосфору — широко використовуються речовини в органічному синтезі як хлорирующих агентів.
Спосіб отримання
У промисловості Р отримують з природних ортофосфатів при температурі 800-1000°С без доступу повітря із застосуванням коксу і піску:
Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO↑ + 2P↑
Виходить пара конденсується при охолодженні в білий Р.
У лабораторії для отримання Р особливої чистоти використовують фосфін і тирхлорид фосфору:
2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl
Області застосування
В основному Р витрачається для виробництва ортофосфорної кислоти, яку використовують в органічному синтезі, в медицині, а також для отримання миючих засобів, з її солей отримують добрива.
h2po3-такого поєднання немає
