Фосфор к чему относится

Фосфор (P, Phosphorus)

История фосфора

Фосфор открыл в 1669 году алхимик из Гамбурга Хенниг Бранд, который проводил опыты с выпариванием человеческой мочи, пытаясь получить философский камень. Вещество, образовавшееся после многочисленных манипуляций, оказалось похожим на воск, необыкновенно ярко, с мерцанием, горело. Новому веществу было дано название phosphorus mirabilis (от латинского чудотворный носитель огня). Несколькими годами позже фосфор получил Иоганн Кункель, а также, независимо от двух первых учёных, Р. Бойлем.

Общая характеристика фосфора

Фосфор является элементом XV группы III периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 15 и атомной массой 30,974. Принятое обозначение – Р.

Нахождение в природе

Фосфор содержится в морской воде и земной коре в основном в виде минералов, которых около 190 (самые важные – апатит и фосфорит). Входит в состав всех частей зелёных растений, белков, ДНК.

Физические и химические свойства

фосфор является неметаллом с высокой химической активностью, в свободном виде практически не встречается. Известны четыре модификации фосфора – красный, белый, чёрный и металлический.

Суточная потребность в фосфоре

Для нормального функционирования организм взрослого человека должен получать 1,0-2,0 г фосфора в сутки. Для детей и подростков норма составляет 1,5-2,5 г, для беременных и кормящих женщин возрастает до 3,0-3,8 г (calorizator). Суточная потребность в фосфоре увеличивается во время регулярных спортивных тренировок и при физических нагрузках.

Продукты питания богатые фосфором

Признаки нехватки фосфора

Недостаточное количество фосфора в организме характеризуется усталостью и слабостью, может сопровождаться потерей аппетита и внимания, частыми простудными заболеваниями, тревогой и чувством страха.

Признаки избытка фосфора

Признаками избытка фосфора в организме служат кровотечения и кровоизлияния, развивается анемия, возникает почечнокаменная болезнь.

Полезные свойства фосфора и его влияние на организм

Фосфор обеспечивает нормальные рост костной и зубной тканей организма, поддерживает их в здоровом состоянии, также участвует в синтезе белка, играет важную роль в обмене жиров, белков и углеводов. Без фосфора не могут функционировать мышцы, и не происходит умственная деятельность.

Усвояемость фосфора

При приёме минеральных комплексов стоит помнить о наилучшем балансе фосфора и кальция (3:2), а также о том, что чрезмерное количество магния и железа замедляет процесс усвоения фосфора.

Применение фосфора в жизни

Фосфор широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве, прежде всего из-за его горючести. Его используют в производстве топлива, спичек, взрывчатых веществ, фосфорных удобрений и защиты поверхностей металлов от коррозии.

Источник

Фосфор. Химия фосфора и его соединений

Фосфор

Положение в периодической системе химических элементов

Фосфор расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение фосфора

Электронная конфигурация фосфора в основном состоянии :

Атом фосфора содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом фосфора может образовывать 3 связи по обменному механизму. Однако, в отличие от азота, за счет вакантной 3d орбитали атом фосфора может переходить в возбужденное энергетическое состояние.

Электронная конфигурация фосфора в возбужденном состоянии:

При этом один электрон из неподеленной электронной пары на 3s-орбитали переходит на переходит на 3d-орбиталь. Для атома фосфора в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность V.

Таким образом, максимальная валентность фосфора в соединениях равна V (в отличие от азота). Также характерная валентность фосфора в соединениях — III.

Физические свойства и нахождение в природе

Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Белый фосфор — это вещество состава P₄. Мягкий, бесцветный, ядовитый, имеет характерный чесночный запах. Молекулярная кристаллическая решетка, а следовательно, невысокая температура плавления (44°С), высокая летучесть. Очень реакционно способен, самовоспламеняется на воздухе.

Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде. Спустя некоторое время, когда сероуглерод испаряется, фосфор воспламеняет бумагу (процесс лег в основу различных фокусов с самовозгоранием или получением огня из ничего):

Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.

Черный фосфор – то наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Чёрный фосфор — это чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, полностью нерастворимое в воде или органических растворителях.

В природе фосфор встречается только в виде соединений. В основном это апатиты (например, Ca₃(PO₄)₂), фосфориты и др. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений —фосфолипидов.

Соединения фосфора

Типичные соединения фосфора:

Способы получения фосфора

4HPO₃ + 10C → P₄ + 2H₂O + 10 CO

3. Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образу

ются оксиды – ангидриды соответствующих кислот :

Горение белого фосфора:

Горение красного фосфора:

1.2. При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой PHal₃ и PHal₅:

Фосфор реагирует с бромом:

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.

Еще пример : натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:

P + 3Na → Na₃P

1.5. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует.

2. Со сложными веществами фосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями фосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.

Серная кислота также окисляет фосфор:

Реакция красного фосфора с бертолетовой солью. Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.

2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.

Или с гидроксидом кальция:

Фосфин

Строение молекулы и физические свойства

Фосфин PH₃ – это бинарное соединение водорода с фосфором, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, фосфин газ, с неприятным запахом, бесцветный, мало растворимый в воде, химически нестойкий и ядовитый. Водородные связи между молекулами фосфина не образуются. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Химические свойства фосфина

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Серная кислота также окисляет фосфин:

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

2PH₃ + 2PCl₃ → 4P + 6HCl

Фосфиды

Способы получения фосфидов

Фосфор взаимодействует с натрием:

P + 3Na → Na₃P

Химические свойства фосфидов

1. Фосфиды легко разлагаются водой или кислотами с образованием фосфина.

Фосфид магния разлагается соляной кислотой:

Оксиды фосфора

Оксид фосфора (III)

Получить оксид фосфора (III) можно окислением фосфора при недостатке кислорода :

Химические свойства оксида фосфора (III):

Оксид фосфора (III) очень ядовит и неустойчив. Для P₂O₃ (P₄O₆) характерны два типа реакций.

1. Поскольку фосфор в оксиде фосфора (III) проявляет промежуточную степень окисления, то он принимает участие в окислительно-восстановительных процессах, повышая либо понижая степень окисления атома фосфора. Характерны для P₂O₃ реакции диспропорционирования.

2. При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет свойства восстановителя.

3. С другой стороны Р₂О₃ проявляет свойства кислотного оксида (ангидрид фосфористой кислоты), взаимодействуя с водой с образованием фосфористой кислоты:

а со щелочами – с образованием солей (фосфитов):

Оксид фосфора (V)

Оксид фосфора (V) – это кислотный оксид. В нормальных условиях образует белые кристаллы. В парах состоит из молекул P₄О₁₀. Очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Способы получения. Оксид фосфора (V) получают сжиганием фосфора в избытке кислорода.

Химические свойства.

1. Оксид фосфора (V) – очень гигроскопичное вещество, которое используется для осушения газов. Обладая высоким сродством к воде, оксид фосфора (V) дегидратирует до ангидридов неорганические и органические кислоты.

В зависимости от количества воды и от других условий образуются мета-фосфорная, орто-фосфорная или пиро-фосфорная кислота:

Видеоопыт взаимодействия оксида фосфора с водой можно посмотреть здесь.

Еще пример : оксид фосфора взаимодействует с оксидом бария (при сплавлении):

Фосфорная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Фосфор в степени окисления +5 образует несколько кислот: орто-фосфорную H₃PO₄, мета-фосфорную HPO₃, пиро-фосфорную H₄P₂O₇.

Фосфорная кислота H₃PO₄ – это кислота средней силы, трехосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях фосфорная кислота – твердое вещество, хорошо растворимое в воде и гигроскопичное.

Валентность фосфора в фосфорной кислоте равна V.

При температуре выше +213 °C орто-фосфорная кислота переходит в пирофосфорную H₄P₂O₇.

При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде образуется метафосфорная кислота HPO₃, представляющая собой прозрачную стекловидную массу.

Способы получения

Наибольшее практическое значение из фосфорных кислот имеет орто-фосфорная кислота.

1. Получить орто-фосфорную кислоту можно взаимодействием оксида фосфора (V) с водой:

Промышленный способ получения фосфорной кислоты обработка фосфорита концентрированной серной кислотой:

3. Фосфорную кислоту также можно получить жестким окислением соединений фосфора в водном растворе в присутствии кислот.

Химические свойства

1. Фосфорная кислота частично и ступенчато диссоциирует в водном растворе.

HPO₄ 2– ⇄ H + + PO₄ 3–

2. Фосфорная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Еще пример : при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроксидом калия образуются фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:

3. Фосфорная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.). Также фосфорная кислота вступает в обменные реакции с солями.

4. При нагревании H₃PO₄ до 200°С происходит отщепление от нее молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H₂P₂O₇:

5. Фосфорная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:

7. Качественная реакция на фосфат-ионы и фосфорную кислоту — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется ярко-желтый осадок фосфата серебра:

Видеоопыт взаимодействия фосфата натрия и нитрата серебра в растворе (качественная реакция на фосфат-ион) можно посмотреть здесь.

Фосфористая кислота

Фосфористая кислота H₃PO₃ — это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Получение фосфористой кислоты.

Фосфористую кислоту можно получить гидролизом галогенидов фосфора (III).

Фосфористую кислоту можно получить также взаимодействием оксида фосфора (III) с водой:

Химические свойства.

1. Фосфористая кислота H₃PO₃ в водном растворе — двухосновная кислота средней силы. Взаимодействует с основаниями с образованием солей-фосфитов.

Еще пример : фосфористая кислота окисляется соединениями ртути (II):

Соли фосфорной кислоты — фосфаты

Фосфорная кислота образует разные типы солей: средние – фосфаты, кислые – гидрофосфаты, дигидрофосфаты.

1. Качественная реакция на фосфаты — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется желтый осадок фосфата серебра.

2. Нерастворимые фосфаты растворяются под действием сильных кислот, либо под действием фосфорной кислоты.

Фосфат кальция растворяется под действием серной кислоты:

3. За счет фосфора со степенью окисления +5 фосфаты проявляют слабые окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Фосфат кальция также восстанавливается алюминием при сплавлении:

Под действием едкого кали гидрофосфат калия образует более среднюю соль — фосфат калия:

Источник

Фосфор

Содержание

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннингом Брандом в 1669 г. 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 г. немецкий алхимик 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:

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

Физические свойства

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

Красный фосфор, или также называемый фиолетовым фосфором, это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен А. Шреттером при нагревании белого фосфора при 500°С в атмосфере «угарного газа» (СО) в запаянной стеклянной ампуле в 1847 году в Швеции. Красный фосфор имеет формулу Р4 и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, ему присущи оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии присущ темно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже чем у белого, и присуща исключительно малая растворимость в растворителях. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так например немецкий ученый-физик И.В.Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенныено небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). На воздухе он 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 и в этом отношении он полностью соответствует например для применения его при производстве спичек. Плотность красного фосфора также выше чем у белого и достигает 2400 кг/м 3 в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги окисляется и ему присуще явление «отмокания», поэтому его хранят в герметичной таре и при отмокании промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по-назначению.

Черный фосфор – это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые черный фосфор был получен П.У.Бриджменом из белого фосфора в 1914 году в виде черных блестящих кристаллов имеющих высокую (2690 кг/м3) плотность. Для проведения синтеза черного фосфора Бриджмен применил давление в 2·10 9 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200° С. Начало быстрого перехода лежит в области 13000 атмосфер и температуре около 230°С. Черный фосфор представляет собой черное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь черный фосфор можно только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400°С. Удивительным свойством черного фосфора является его способность проводить электрический ток и свойства полупроводника. Температура плавления черного фосфора 1000°С под давлением 18 · 10 5 Па.

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 черному 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:

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

с металлами – окислитель, образует фосфиды:

с неметаллами – восстановитель:

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой:

Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:

Взаимодействие со щелочами:

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

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

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности.

Элементарный фосфор

Пожалуй одним из первых свойств 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 редко применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Соединения фосфора в сельском хозяйстве

Промышленность

Биологическая роль соединений фосфора

Токсикология элементарного фосфора

См. также

Ссылки

af:Fosfor ar:فسفور ast:Fósforu az:Fosfor bg:Фосфор bs:Fosfor ca:Fòsfor co:Fosfaru cs:Fosfor cy:Ffosfforws da:Fosfor de:Phosphor el:Φωσφόρος en:Phosphorus eo:Fosforo es:Fósforo (elemento) et:Fosfor fa:فسفر fi:Fosfori fr:Phosphore gl:Fósforo (elemento) he:זרחן hr:Fosfor hu:Foszfor hy:Ֆոսֆոր id:Fosfor io:Fosfo is:Fosfór it:Fosforo ja:リン jbo:sackycmu ko:인 la:Phosphorus lb:Phosphor lt:Fosforas lv:Fosfors mi:Pūtūtae-whetū mk:Фосфор ml:ഫോസ്ഫറസ് nds:Phosphor nl:Fosfor nn:Fosfor no:Fosfor nov:Fosfore oc:Fosfòr pl:Fosfor pt:Fósforo ro:Fosfor sh:Fosfor simple:Phosphorus sk:Fosfor sl:Fosfor sq:Fosfori sr:Фосфор sv:Fosfor tg:Фосфор th:ฟอสฟอรัส tr:Fosfor ug:Fosfor uk:Фосфор uz:Fosfor vi:Phốtpho zh:磷

Источник