Фосфор и его соединения. Области применения фосфора

Среди биогенных элементов особое место следует выделить именно фосфору. Ведь без него невозможно существование таких жизненно важных соединений, как, например, АТФ или фосфолипиды, а также многие другие При этом и неорганика данного элемента весьма богата на различные молекулы. Фосфор и его соединения находят широкое применение в промышленности, являются важными участниками биологических процессов, используются в самых разных отраслях деятельности человека. Поэтому рассмотрим, что собой представляет данный элемент, каково его простое вещество и самые важные соединения.

Фосфор: общая характеристика элемента

Положение в периодической системе можно описать в нескольких пунктах.

1. Пятая группа, главная подгруппа.
2. Третий малый период.
3. Порядковый номер - 15.
4. Атомная масса - 30,974.
5. Электронная конфигурация атома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
6. Возможные степени окисления от -3 до +5.
7. Химический символ - Р, произношение в формулах "пэ". Название элемента - фосфор. Латинское название Phosphorus.

История открытия данного атома уходит своими корнями в далекий XII век. Еще в записях алхимиков встречались сведения, говорящие о получении неизвестного "светящегося" вещества. Однако официальной датой синтеза и открытия фосфора стал 1669 год. Обанкротившийся торговый купец Бранд в поисках философского камня случайно синтезировал вещество, способное издавать свечение и сгорающее ярким ослепляющим пламенем. Сделал он это путем многократного прокаливания человеческой мочи.

После него независимо друг от друга примерно одинаковыми способами данный элемент получили:

• И. Кункелем;
• Р. Бойлем;
• А. Маргграфом;
• К. Шееле;
• А. Лавуазье.

Сегодня один из самых популярных способов синтеза данного вещества - восстановление из соответствующих фосфорсодержащих минералов при высоких температурах под воздействием угарного газа и кремнезема. Процесс осуществляется в специальных печах. Фосфор и его соединения являются очень важными веществами как для живых существ, так и для множества синтезов в химической отрасли. Поэтому следует рассмотреть, что же представляет собой данный элемент как простое вещество и где в природе содержится.

Простое вещество фосфор

Сложно назвать какое-то конкретное соединение, когда речь идет о фосфоре. Это объясняется многочисленностью аллотропных видоизменений, которые имеет этот элемент. Выделяют четыре основных разновидности простого вещества фосфора.

1. Белый. Это соединение, формула которого Р 4 . Представляет собой белое летучее вещество, обладающее резким неприятным запахом чеснока. Самовозгорается на воздухе при обычной температуре. Сгорает светящимся бледно-зеленым светом. Очень ядовито и опасно для жизни. Химическая активность чрезвычайно высокая, поэтому получают его и хранят под слоем очищенной воды. Это возможно благодаря плохой растворимости в полярных растворителях. Лучше всего для этого белому фосфору подходит сероуглерод и органические вещества. При нагревании способно переходит в следующую аллотропную форму - красный фосфор. При конденсации и охлаждении паров способен формировать пласты. На ощупь жирные, мягкие, легко режущиеся ножом, белого цвета (слегка желтоватого). Температура плавления 44 0 С. Благодаря химической активности используется в синтезах. Но из-за ядовитости не имеет широкого промышленного применения.
2. Желтый. Это плохо очищенная форма белого фосфора. Является еще более ядовитой, также неприятно пахнет чесноком. Возгорается и горит ярким светящимся зеленым пламенем. Данные желтые или бурые кристаллы в воде не растворяются совсем, при полном окислении выделяют клубы белого дыма составом Р 4 О 10 .
3. Красный фосфор и его соединения являются самой распространенной и наиболее часто применяемой в промышленности модификацией данного вещества. Пастообразная красная масса, которая при повышенном давлении может переходить в форму фиолетовых кристаллов, является химически малоактивной. Это полимер, способный растворяться только в некоторых металлах и больше ни в чем. При температуре в 250 0 С возгоняется, переходя в белую модификацию. Не ядовит настолько сильно, как предыдущие формы. Однако при длительном воздействии на организм токсичен. Его используют в нанесении зажигающего покрытия на спичечные коробки. Это объясняется тем, что самовозгораться он не может, а вот при денотации и трении взрывается (зажигается).
4. Черный. По внешним данным очень напоминает графит, так же является жирным на ощупь. Это полупроводник электрического тока. Темные кристаллы, блестящие, которые не способны растворяться ни в каких растворителях вообще. Чтобы он загорелся, нужны очень высокие температуры и предварительное раскаливание.

Также интересна не так давно открытая форма фосфора - металлический. Он является проводником и имеет кубическую кристаллическую решетку.

Химические свойства

Химические свойства фосфора зависят от того, в какой форме он находится. Как уже говорилось выше, наиболее активна желтая и белая модификация. В целом же фосфор способен вступать во взаимодействие с:

• металлами, образуя фосфиды и выступая в роли окислителя;
• неметаллами, выступая в роли восстановителя и образуя летучие и нелетучие соединения разного рода;
• сильными окислителями, переходя в фосфорную кислоту;
• с концентрированными едкими щелочами по типу диспропорционирования;
• с водой при очень высокой температуре;
• с кислородом с образованием разных оксидов.

Химические свойства фосфора сходны с таковыми у азота. ведь он и входит в группу пниктогенов. Однако активность на несколько порядков выше, благодаря разнообразию аллотропных видоизменений.

Нахождение в природе

Как биогенный элемент, фосфор является очень распространенным. Его процентное содержание в земной коре составляет 0,09%. Это достаточно большой показатель. Где встречается этот атом в природе? Можно назвать несколько основных мест:

• зеленая часть растений, их семена и плоды;
• животные ткани (мышцы, кости, зубная эмаль, многие важные органические соединения);
• земная кора;
• почва;
• горные породы и минералы;
• морская вода.

При этом можно говорить только о связанных формах, но не о простом веществе. Ведь он крайне активен, и это не позволяет ему быть свободным. Среди минералов самыми богатыми на фосфор являются:

• инглишит;
• фторапаптит;
• сванбергит;
• фосфорит и другие.

Биологическое значение данного элемента переоценить невозможно. Ведь он входит в состав таких соединений, как:

• белки;
• фосфолипиды;
• фосфопротеиды;
• ферменты.

То есть всех тех, которые являются жизненно важными и из которых строится в целом весь организм. Суточная норма для обычного взрослого человека около 2 грамм.

Фосфор и его соединения

Как очень активный, данный элемент образует множество различных веществ. Ведь он формирует и фосфиды, и сам выступает как восстановитель. Благодаря этому сложно назвать элемент, который был бы инертен при реакции с ним. А поэтому формулы соединений фосфора крайне разнообразны. Можно привести несколько классов веществ, в образовании которых он активный участник.

1. Бинарные соединения - оксиды, фосфиды, летучее водородное соединение, сульфид, нитрид и прочие. Например: Р 2 О 5 , PCL 3 , P 2 S 3 , PH 3 и прочие.
2. Сложные вещества: соли всех типов (средние, кислые, основные, двойные, комплексные), кислоты. Пример: Н 3 РО 4 , Na 3 PO 4 , H 4 P 2 O 6 , Ca(H 2 PO 4) 2 , (NH 4) 2 HPO 4 и другие.
3. Кислородсодержащие органические соединения: белки, фосфолипиды, АТФ, ДНК, РНК и прочие.

Большинство обозначенных типов веществ имеют важное промышленное и биологическое значение. Применение фосфора и его соединений возможно и в медицинских целях, и для изготовления вполне обыденных бытовых предметов.

Соединения с металлами

Бинарные соединения фосфора с металлами и менее электроотрицательными неметаллами имеют название фосфиды. Это солеподобные вещества, которые обладают крайней неустойчивостью при воздействии разных агентов. Быстрое разложение (гидролиз) вызывает даже обычная вода.

Кроме того, под действием неконцентрированных кислот происходит также распад вещества на соответствующие продукты. Например, если говорить о гидролизе фосфида кальция, то продуктами станут гидроксид металла и фосфин:

Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

А подвергая фосфид разложению под действием минеральной кислоты, мы получим соответствующую соль и фосфин:

Ca 3 P 2 + 6HCL = 3CaCL 2 + 2PH 3

В целом ценность рассматриваемых соединений как раз в том, что в результате образуется водородное соединение фосфора, свойства которого рассмотрим ниже.

Летучие вещества на основе фосфора

Таких можно выделить два основных:

• белый фосфор;
• фосфин.

О первом мы уже упоминали выше и характеристики приводили. Сказали, что это белый густой дым, сильно ядовитый, неприятно пахнущий и самовоспламеняющийся при обычных условиях.

А вот что такое фосфин? Это самое распространенное и известное летучее вещество, в состав которого входит рассматриваемый элемент. Оно бинарное, и второй участник - водород. Формула водородного соединения фосфора - РН 3 , название фосфин.

Свойства этого вещества можно описать так.

1. Летучий бесцветный газ.
2. Очень ядовитый.
3. Обладает запахом гнилой рыбы.
4. С водой не взаимодействует и очень плохо в ней растворяется. Хорошо растворим в органике.
5. При обычных условиях очень химически активен.
6. Самовоспламеняется на воздухе.
7. Образуется при разложении фосфидов металлов.

Другое название - фосфан. С ним связаны истории из самой древности. Все дело в которые иногда люди видели и видят сейчас на кладбищах, болотах. Шарообразные или свечеподобные огоньки, которые возникают то здесь, то там, создавая впечатление движения, считались плохим предзнаменованием и их очень боялись суеверные люди. Причиной этого явления, по современным взглядам некоторых ученых, можно считать самовозгорание фосфина, который образуется естественным путем при разложении органических остатков, как растительных, так и животных. Газ выходит наружу и, соприкасаясь с кислородом воздуха, загорается. Цвет и размер пламени может варьироваться. Чаще всего, это зеленоватые яркие огоньки.

Очевидно, что все летучие соединения фосфора - ядовитые вещества, которые легко обнаружить по резкому неприятному запаху. Этот признак помогает избежать отравления и неприятных последствий.

Соединения с неметаллами

Если фосфор ведет себя как восстановитель, то следует говорить о бинарных соединениях с неметаллами. Чаще всего именно они оказываются более электроотрицательными. Так, можно выделить несколько типов веществ подобного рода:

• соединение фосфора и серы - сульфид фосфора P 2 S 3 ;
• хлорид фосфора III, V;
• оксиды и ангидрид;
• бромид и йодид и прочие.

Химия фосфора и его соединений разнообразна, поэтому сложно обозначить самые важные из них. Если же говорить конкретно о веществах, которые образуются их фосфора и неметаллов, то наибольшее значение имеют оксиды и хлориды разного состава. Они используются в химических синтезах как водоотнимающие средства, как катализаторы и так далее.

Так, одним из самых сильных осушающих средств является высший - Р 2 О 5 . Он настолько сильно притягивает воду, что при прямом контакте с ней происходит бурная реакция с сильным шумовым сопровождением. Само по себе вещество представляет собой белую снегообразную массу, по агрегатному состоянию ближе к аморфному.

Известно, что органическая химия по численности соединений намного превосходит неорганическую. Это объясняется явлением изомерии и способностью атомов углерода формировать различного строения цепочки атомов, замыкаясь друг с другом. Естественно, есть определенный порядок, то есть классификация, которой подчиняется вся органическая химия. Классы соединений разные, однако, нас интересует один конкретный, напрямую связанный с рассматриваемым элементом. Это с фосфором. К ним относятся:

• коферменты - НАДФ, АТФ, ФМН, пиридоксальфосфат и другие;
• белки;
• нуклеиновые кислоты, так как остаток фосфорной кислоты входит в состав нуклеотида;
• фосфолипиды и фосфопротеиды;
• ферменты и катализаторы.

Вид иона, в котором фосфор участвует в образовании молекулы данных соединений, следующий - РО 4 3- , то есть это кислотный остаток фосфорной кислоты. В состав некоторых белков он входит в виде свободного атома или простого иона.

Для нормальной жизнедеятельности каждого живого организма данный элемент и образуемые им органические соединения крайне важны и необходимы. Ведь без белковых молекул невозможно построение ни одной структурной части тела. А ДНК и РНК - главные носители и передатчики наследственной информации. В общем, все соединения должны присутствовать в обязательном порядке.

Применение фосфора в промышленности

Применение фосфора и его соединений в промышленности можно охарактеризовать в нескольких пунктах.

1. Используют в производстве спичек, взрывчатых соединений, зажигательных бомб, некоторых видов топлива, смазочных материалов.
2. Как поглотитель газов, а также при изготовлении ламп накаливания.
3. Для защиты металлов от коррозии.
4. В сельском хозяйстве в качестве удобрений почвы.
5. Как средство для умягчения воды.
6. В химических синтезах при производстве разных веществ.

Роль в живых организмах сводится к участию в процессах образования зубной эмали и костей. Участие в реакциях ана- и катаболизма, а также поддержание буферности внутренней среды клетки и биологических жидкостей. Является основой в синтезе ДНК, РНК, фосфолипидов.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Фосфор образует несколько аллотропических изменений: белый, красный и черный фосфор.

Белый, красный и черный фосфор

Белый фосфор представляет собой одну из аллотропных модификаций химического элемента фосфора (рис. 1). Он состоит из молекул P 4 . Метастабильный, при комнатной температуре мягкий как воск (режется ножом), на холоду - хрупкий. Плавится и кипит без разложения, летучий при слабом нагревании, перегоняется с водяным паром. Медленно окисляется на воздухе (цепная реакция с участием радикалов, хемилюминесценция), при слабом нагревании воспламеняется в присутствии кислорода. Хорошо растворяется в сероуглероде, аммиаке, оксиде серы (IV), плохо - в тетрахлориде углерода. Не растворяется в воде, хорошо сохраняется под слоем воды.

Рис. 1. Белый фосфор. Внешний вид.

Красный фосфор представляет собой наиболее термодинамически стабильную аллотропную модификацию элементарного фосфора. В обычных условиях представляет порошок различных оттенков (от пурпурно-красного до фиолетового) (рис. 2). Цвет определяется способом получения и степенью дробления вещества. Имеет металлический блеск. При нагревании возгоняется. Окисляется на воздухе. Не растворяется в воде и сероуглерода. Химическая активность красного фосфора значительно меньше, чем белого и черного. Растворяется в расплаве свинца, из которого кристаллизуется фиолетовый фосфор (фосфор Гитторфа).При охлаждении паров красного фосфора получается белый фосфор.

Рис. 2. Красный фосфор. Внешний вид.

Черный фосфор образуется из белого путем его нагревания под высоким давлением при 200-220 o C. По внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь. Плотность - 2,7 г/см 3 . Полупроводник.

Химическая формула фосфора

Химическая формула белого фосфора - P 4 . Она показывает, что в составе молекулы этого вещества находится четыре атома фосфора (Ar = 31 а.е.м.). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу белого фосфора:

Mr(P 4) = 2×Ar(P) = 4×31 = 124.

Красный фосфор имеет формулу Р n и представляет собой полимер со сложной структурой.

Структурная (графическая) формула фосфора

Структурная (графическая) формула фосфора является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы.

Структурная формула белого фосфора имеет вид:

Структурная формула полимера красного фосфора имеет вид:

Электронная формула

Электронная формула, показывающая распределение электронов в атоме по энергетическим подуровням показана ниже:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Она также показывает, что фосфор относится к элементам р-семейства, а также число валентных электронов — на внешнем энергетическом уровне находится 5 электронов (3s 2 3p 3).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Определите молекулярную формулу соли с молярной массой менее 300, в которой массовые доли азота, водорода, хрома и кислорода составляют 11,11%; 3,17%; 41,27% и 44,44% соответственно.
Решение	Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле: ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Обозначим число атомов азота в молекуле через «х», число атомов водорода через «у», число атомов хрома за «z» и число атомов кислорода за «k». Найдем соответствующие относительные атомные массы элементов железа и кислорода (значения относительных атомных масс, взятые из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел). Ar(N) = 14; Ar(H) = 1; Ar(Cr) = 52; Ar(O) = 16. Процентное содержание элементов разделим на соответствующие относительные атомные массы. Таким образом мы найдем соотношения между числом атомов в молекуле соединения: x:y:z:k = m(N)/Ar(N) : m(H)/Ar(H) : m(Cr)/Ar(Cr) : m(O)/Ar(O); x:y:z:k= 11,11/14:3,17/1:41,27/52: 44,44/16; x:y:z:k= 0,79: 3,17: 0,79: 2,78 = 1: 4: 1: 3,5 = 2: 8: 2: 7. Значит простейшая формула соединения азота, водорода, хрома и кислорода имеет вид N 2 H 8 Cr 2 O 7 или (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Это дихромат аммония.
Ответ	(NH 4) 2 Cr 2 O 7

ПРИМЕР 2

Задание	В результате сгорания кислородсодержащего органического соединения в избытке воздуха собрано 1,584 г углекислого газа и 0,972 мл воды. Плотность пара этого соединения по воздуху равна 1,5865. Выведите химическую формулу соединения, если она содержит два одноименных радикала.
Решение	Составим схему реакции сгорания органического соединения обозначив количество атомов углерода, водорода и кислорода за «x», «у»и «z» соответственно: C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Определим массы элементов, входящих в состав этого вещества. Значения относительных атомных масс, взятые из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел: Ar(C) = 12 а.е.м., Ar(H) = 1 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = /M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); m(H) =. Рассчитаем молярные массы углекислого газа и воды. Как известно, молярная масса молекулы равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 г/моль; M(H 2 O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 г/моль. m(C) = /12 = 0,432 г; m(H) = = 0,108 г. Значение молярной массы органического вещества можно определить при помощи его плотности по воздуху: M substance = M air × D air; M substance = 29 × 1,5862 = 46 г/моль. Найдем число атомов углерода и водорода в соединении: x:y = m(C)/Ar(C) : m(H)/Ar(H); x:y = 0,432/12:0,108/1; x:y = 0,036: 0,108 = 1: 3. Значит простейшая формула углеводородного радикала этого соединения имеет вид CH 3 и молярную массу 15 г/моль . Это означает, что на кислород приходится , что невозможно. Учитывая условие задачи про два одноименных радикала 2×М(CH 3) = 2×15 = 30 г/моль, получаем, что на кислород приходится , т.е. органическое кислородсодержащее соединение имеет вид CH 3 -O-CH 3 . Это ацетон (диметилкетон).
Ответ	CH 3 -O-CH 3

СТРОЕНИЕ АТОМА ФОСФОРА

Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса A r (P) = 31 .

Р +15) 2) 8) 5

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 , фосфор: p – элемент, неметалл

Тренажёр №1. "Характеристика фосфора по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева"

Валентные возможности фосфора шире, чем у атома азота, так как в атоме фосфора имеются свободные d -орбитали. Поэтому может произойти распаривание 3S 2 – электронов и один из них может перейти на 3d – орбиталь. В этом случае на третьем энергетическом уровне фосфора окажется пять неспаренных электронов и фосфор сможет проявлять валентность V .

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллот ропных видоизменений: белый , красный и чёрный фосфор

"Свечение белого фосфора в темноте"

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 3Са 3 (РО 4) 3 ·CaF 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. Суточная потребность человека в фосфоре 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

ТОКСИКОЛОГИЯ 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.

ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА

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

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P 4 + 10CO + 6CaSiO 3 .

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

4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

Окислитель	Восстановитель
1. С металлами - окислитель, образует фосфиды : 2P + 3Ca → Ca 3 P 2 Опыт "Получение фосфида кальция" 2P + 3Mg → Mg 3 P 2 . Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4 (р- р)= 2PH 3 + 3MgSO 4 Опыт "Гидролиз фосфида кальция" Свойства фосфина - PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4 . PH 3 + HI = PH 4 I	1. Фосфор легко окисляется кислородом: "Горение фосфора" "Горение белого фосфора под водой" "Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора" 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 (с избытком кислорода), 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).
	2. С неметаллами - восстановитель: 2P + 3S → P 2 S 3 , 2P + 3Cl 2 → 2PCl 3 . ! Не взаимодействует с водородом .
	3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO; 2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.
	4. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2 O 5

ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА

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

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, 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. Так же красный фосфор используется при производстве взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив.

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, и др.

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется 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.
Происходит реакция:
P + KClO 3 = KCl + P 2 O 5
Расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и восстановитель, процессы окисления и восстановления.

№2. Осуществите превращения по схеме:
P -> Ca 3 P 2 -> PH 3 -> P 2 O 5
Для последней реакции PH 3 -> P 2 O 5 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

№3. Осуществите превращения по схеме:
Ca 3 (PO 4 ) 2 -> P -> P 2 O 5

Считается, что фосфор - это светящийся в темноте минерал, ядовитый и огнеопасный. Но это только часть правды об этом удивительном элементе. Фосфор бывает и иным, с прямо противоположными свойствами.

Что такое красный фосфор?

Фосфор может существовать в нескольких вариантах (аллотропических формах), которые сильно отличаются своими физическими и химическими свойствами. Причиной этого являются различия в строении. Например, кристаллическая решетка белого фосфора молекулярная, а решетка красного фосфора - атомная. Благодаря ей он медленно реагирует с другими веществами , стабилен на воздухе в обычных условиях (белый фосфор на воздухе воспламеняется). Всего у фосфора найдено более двадцати модификаций, четыре из которых стабильны (белый, красный, черный и металлический фосфор), остальные - нестабильны.

Красный фосфор представляет собой очень интересное вещество, естественный неорганический полимер с формулой (Р 4)n и весьма сложной структурой из пирамидально связанных атомов.

Свойства красного фосфора в некоторой степени зависят от условий его получения. Изменяя температуру, свет и катализаторы, можно создавать виды красного фосфора с прогнозируемыми свойствами.

Первооткрывателем красного фосфора является австриец А.Шрёттер, который получил его, нагревая запаянную ампулу с белым фосфором и угарным газом при температуре +500 °С.

Свойства красного фосфора

Красный фосфор получают методом продолжительного нагревания белого фосфора при высоких температурах (250-300 °С) без доступа воздуха. Цвет вещества варьируется от пурпурно-красного до фиолетового.

Красный фосфор, в отличие от своего более известного «собрата», белого фосфора, является твердым веществом, не люминесцирует, практически ни в чем не растворим (ни в воде, ни в органических растворителях, ни в сероуглероде). Он не ядовит, самовоспламеняется на воздухе только при температуре +240-260 °С (на самом деле воспламеняется не сам красный фосфор, а его пары, которые после охлаждения превращаются в белый огнеопасный фосфор).

Плотность красного фосфора выше, чем у белого и равна 2,0 – 2,4 г/см3 (в зависимости от конкретной модификации).

На воздухе красный фосфор поглощает влагу, окисляется, превращаясь в оксид; продолжая впитывать влагу, переходит в густую фосфорную кислоту («отмокает»). Ввиду этого, реактив следует герметично укупоривать, лишая доступа к воздушной влаге. При нагревании красный фосфор не плавится, а возгоняется (испаряется). После конденсации пары вещества превращаются в белый фосфор.

Применение красного фосфора

Красный фосфор практически не токсичен и гораздо безопаснее в работе и хранении, чем белый фосфор. Поэтому в промышленном производстве фосфидов, фосфоросодержащих удобрений, разных производных фосфорной кислоты чаще всего используют красный фосфор.

Сам красный фосфор в основном применяется для изготовления спичек. Он входит в «тёрочную» смесь, которую наносят на коробок. Также его используют в смазочных материалах, в зажигательных составах, топливе, в производстве ламп накаливания.

Не знаете, где купить красный фосфор?

Купить красный фосфор и различные другие химреактивы можно в одном из крупнейших магазинов оборудования для лабораторий , «ПраймКемикалсГрупп». У нас доступные цены и удобная доставка по Москве и области, а квалифицированные менеджеры помогут сделать выбор.

ФОСФОР , P, элемент V группы периодической системы; атомный вес 31,03; изотопы фосфора не найдены. В соединениях фосфор бывает трех- и пятивалентным. Его высшее соединение с водородом РН 3 ; с кислородом он дает окислы Р 2 О 3 , Р 2 О 4 и Р 2 О 5 . По валентности и типу соединений фосфор напоминает азот, но по свойствам (как фосфора, так и его соединений) совершенно отличен от азота. распространен в природе и встречается почти во всех горных породах в виде включений кристалликов минерала апатита. Фосфор встречается в виде скоплений минералов фосфоритов и апатитов. Апатиты редко залегают большими массами, и колоссальные залежи этого минерала в Хибинской тундре в СССР являются исключением. Фосфориты известны в Георгии, Флориде, Каролине Северной и Южной, в Тенесси, Алжире, Тунисе, на некоторых островах Великого океана. СССР чрезвычайно богат фосфоритами, залежи которых известны в Московской обл., на Урале, в Казахстане, на Украине, в Чувашской республике, в Подолии, на Северном Кавказе и пр. Такие минералы, как вивианит Fe 3 (PО 4) 2 ·8Н 2 О и бирюза (Аl 2 O 3) 2 Р 2 O 5 ·5Н 2 O, представляют собой водные соли фосфорной кислоты. Фосфор является непременной составной, частью тканей живых организмов. Белки, содержащие фосфор, и лецитин входят в состав мускулов, нервов и мозга. Кости содержат фосфор в виде трикальциевой соли фосфорной кислоты.

Фосфор может быть получен в нескольких аллотропных видоизменениях. Белый фосфор (обыкновенный, желтый) - бесцветное, прозрачное стекловидное вещество или белые мелкие кристаллы; в чистом виде белый фосфор можно получить лишь в темноте в отсутствии кислорода и влаги. При фракционной перегонке или фракционной кристаллизации получается совершенно чистый фосфор, быстро желтеющий на свету. Такое пожелтение объясняется образованием на поверхности фосфора тонкой пленки красной модификации. При длительном воздействии интенсивного света на обыкновенный фосфор его можно полностью перевести в красный. При 150°С в отсутствии кислорода обыкновенный фосфор возгоняется без изменения цвета. Для белого фосфора известны две модификации - α и β; первая кристаллизуется в правильной системе (удельный вес 1,84), вторая (обыкновенный фосфор) - в гексагональной (удельный вес 1,88). Переход α-фосфора в β-фосфор происходит при следующих условиях:

Твердость фосфора по Моосу 0,5. Пластичность его увеличивается с повышением температуры. Расплавленный фосфор с трудом смачивает стекло; поверхностное натяжение 35,56 D/см при 132,1°С и 43,09 D/см при 78,3°С. Соответствующие удельные веса фосфора равны 1,665 и 1,714. Сжимаемость обыкновенного фосфора между 100 и 500 atm равна 0,0000199 см 2 /кг. Коэффициент расширения обыкновенного фосфора от 0°С до 40° = 0,000125, а объем его при 44°С в 1,017 раза превышает объем при 0°С. Теплоемкость белого фосфора (0-51°С) 0,183 cal/г; теплота плавления 5,03 cal/г. Вес 1 л паров фосфора 2,805 г (Вильямсон). Молярный вес его в пределах температур от 313°С до красного каления колеблется от 128 до 119,8. Следовательно строение его молекулы в этом интервале отвечает Р 4 . При высоких температурах он частично диссоциирует на Р 2 . В растворе его молекула отвечает формуле Р 4 ; температура плавления обыкновенного фосфора 44,5°С; он медленно возгоняется при 40°С, испаряется при нормальной температуре. Давление паров обыкновенного твердого фосфора при 5°С - 0,03 мм, при 40°С - 0,50 мм. Растворимость фосфора в воде: 0,0003 г на 100 г воды при 15°С. Различные растворители растворяют приблизительно фосфор (в 100 ч. растворителя): сероуглерод 25, бензин 1,5, миндальное масло 1,00, концентрированная уксусная кислота 1,00, эфир 0,45, этиловый спирт (удельный вес 0,822) 0,25, глицерин 0,17 ч. Водород хорошо поглощается фосфором, особенно при электрическом разряде. Водород способен реагировать с фосфором in statu nascendi; выделившийся газ этой способностью уже не обладает. Фтор реагирует при обычной температуре с фосфором без воспламенения, образуя при избытке фосфора PF 3 и при избытке фтора PF 5 . Фосфор энергично соединяется с кислородом, образуя в зависимости от количества реагентов фосфористый или фосфорный ангидрид. Гидрохинон, сахар, глицерин, мышьяковистокислый натр замедляют реакцию окисления фосфора. Соединяясь с кислородом воздуха, фосфор воспламеняется, поэтому хранить его нужно под водой. Температуpa воспламенения фосфора в воздухе, в кислороде или в воздухе, разбавленном равным объемом углекислоты, 45,0-45,2°С. Воспламенению обычного фосфора способствует разрежение воздуха и мешает сжатие. Присутствие в атмосфере озона и влаги повышает температуру воспламенения. В атмосфере сероуглерода температура воспламенения фосфора 87°С, скипидара - 18°; фосфор может быть нагрет без воспламенения до 205°С, если он находится в покое; самое легкое помешивание вызывает воспламенение уже при 45°С. Обычный фосфор воспламеняется в течение 20 сек., будучи приведен в соприкосновение с чистым амальгамированным алюминием. Азот поглощается фосфором, но не реагирует с ним. Белый фосфор светится в темноте при соприкосновении с кислородом воздуха. Интенсивность свечения зависит от концентрации кислорода. В чистом кислороде ниже 27°С фосфор не светится и не окисляется. Белый фосфор ядовит и доза в 0,15 г смертельна. В виду способности фосфора растворяться в жирах, при отравлении им совершенно недопустимы жирная пища и молоко как способствующие лучшему всасыванию фосфора в организм.

Красный фосфор - модификация, резко отличающаяся по своим физическим и химическим свойствам от белого фосфора. Красный фосфор образуется из обыкновенного при пропускании электрического разряда через пары последнего. Нагревая раствор белого фосфора в трехбромистом фосфоре при температуре 170-190°С, можно выделить т. н. малиновую разновидность фосфора. Эта разновидность имеет коллоидное строение и является переходной между обыкновенным и красным фосфором; присутствие трехйодистого фосфора ускоряет (в 3 раза) реакцию. Нагревая обыкновенный фосфор с серой или сульфидом, а затем обрабатывая полученную смесь водным раствором щелочи или аммиака, можно также получить красный фосфор. Красный фосфор в технике получается нагреванием обычного фосфора без доступа воздуха при температуре 240-250°С; реакция сопровождается выделением тепла. Цвет красного фосфора изменяется в зависимости от температуры получения. При низких температурах он имеет малиновый оттенок, при высоких - фиолетовый или же пурпурный. Селен ускоряет переход белого фосфора в красный. Отделение примеси обыкновенного фосфора от красного производится обработкой сероуглеродом в течение 50 ч. при 250-260°С или 10%-ным раствором натровой щелочи в течение 2 ч.; возможна также промывка фосфора смесью сероуглерода и раствора хлористого кальция удельным весом 1,349-1,384. Обыкновенный фосфор при этом растворяется в сероуглероде, а красный оседает в раствор хлористого кальция. Существует предположение, что белая и красная модификации фосфора химически различны; доказательством этого положения служит то, что при смешении расплавленного желтого и красного фосфора не наблюдается перехода первого во второй. При нагревании в пределах 280-400°С пары красного фосфора частично сгущаются в т. н. металлический фосфор . При быстром охлаждении паров образуется частично красный фосфор, причем тем в большем количестве, чем выше была температура перед застыванием. Поверхность приемника действует каталитически на образование красного фосфора. Продолжительность нагревания не сказывается на процессе, но охлаждение должно происходить быстро. Существует мнение (А. Шток), что красный фосфор образуется в результате соединения диссоциированных молекул фосфора между собою или с недиссоциированными молекулами и что образование молекул Р 4 желтого фосфора относительно медленнее, чем образование молекул красного фосфора. Конденсация красного фосфора из парообразного состояния не зависит от присутствия жидкого желтого фосфора. Красный фосфор, полученный при охлаждении паров, имевших температуру 1200°С, и при давлении в 5 мм, содержит не более 1% желтого фосфора; отсюда следует, что молекулы Р 2 и Р 4 принимают участие в образовании красного фосфора. Возможно, что это образование идет по уравнению mР 2 + nP 4 = P 2 m+4 n . Имеются предположения, что расплавленный фосфор содержит молекулы Р 4 желтого фосфора и молекулы Р n красного в равновесии:

Выше температуры плавления красного фосфора (592,5°С, по другим данным 589,5°С) большинство молекул находится в виде Р 4 , так что при быстром охлаждении образуется белая разновидность, но медленное охлаждение позволяет произвести сдвиг равновесия в правую сторону, и при затвердевании выделяется красный фосфор. Удельный вес красного фосфора колеблется от 2,05 до 2,3, что заставляет рассматривать его как смесь двух модификаций. Есть предположение, что красный фосфор по кристаллическому строению моноклиничен. Сжимаемость красного фосфора (между 100-500 atm) равна 0,0000092 см 2 /кг; температура плавления красного фосфора зависит от скорости нагревания и колеблется в пределах ±0,5°С. Давление паров красного фосфора при 230°С - 0 мм, при 360°С - 0,1 мм, при 500°С - 9 atm. Красный фосфор нерастворим в сероуглероде. Полученный с выделением тепла красный фосфор содержит меньше энергии и значительно меньше активен, чем белый. Красный фосфор не ядовит, он не воспламеняется на воздухе, почему хранение его не так опасно. Красный фосфор воспламеняется от удара. Гитторф утверждает, что переход красного фосфора в желтый не наблюдается при температуре в 320°С, но последний образуется при 358°С. В запаянной трубке красный фосфор прочен при температуре от 450 до 610°С.

Кристаллический, или фиолетовый, фосфор имеет кристаллическое строение, кристаллы тригональны с осевым отношением а:с = 1:1,1308. Получается кристаллизацией из расплавленного свинца или висмута, а также нагреванием белого фосфора под давлением в 500 кг/см 2 в присутствии натрия. Нерастворим в сероуглероде; удельный вес фиолетового фосфора 2,34; он возгоняется при 690,9°С; температура плавления 589,5°С при давлении 43,1 atm.

Черный фосфор (Р. Bridgeman) получается из обыкновенного фосфора при нагревании до 216°С под давлением 89 atm. Он нерастворим в сероуглероде; воспламеняется при температуре 400°С и не воспламеняется от удара; температура перехода красного фосфора в черный 575°С; красный фосфор переходит в черный при нагревании в атмосфере водорода при 200°С и давлении 90 atm (В. Ипатьев). Техническое значение имеют только 2 модификации: белый (желтый) и красный фосфор.

Получение фосфора . Обычно приготовляют белый фосфор, который, если нужно, переводят в дальнейшем в красную модификацию. Исходным материалом для получения фосфора служат фосфориты - естественный трикальцийфосфат, лучше всего костная зола. Процесс состоит в восстановлении фосфата углем или действии алюминия на метафосфат натрия, смешанный с кремнеземом:

6NaPO 3 +3SiO 2 +10Al=3Na 2 SiO 3 +5Al 2 O 3 +6Р.

Известны 2 способа фабричного получения фосфора: 1) старый способ Пеллетье, состоящий в обработке фосфата (костная мука) разбавленной серной кислотой, причем трикальцийфосфат переходит в монокальцийфосфат:

Ca 3 (PО 4) 2 +2H 2 SО 4 =2CaSО 4 +Ca(H 2 PО 4) 2 .

Раствор последнего отделяют от гипса (CaSO·2Н 2 О), выпаривают, прокаливают с углем и получают метафосфат кальция:

Са(Н 2 РО 4) 2 =2Н 2 О+Са(РО 3) 2 ,

который после сильного прокаливания дает фосфор, трикальцийфосфат и окись углерода:

ЗСа(РО 3) 2 +10С=Са 3 (РО 4) 2 +4Р+10СО.

По способу Велера исходят непосредственно из трикальцийфосфата:

2Ca 3 (PO 4) 2 +6SiO 2 +10C=6CaSiO 3 +10CO+4P.

Этот процесс требует высокой температуры и стал применяться лишь с введением в практику электрических печей. Существует также способ получения фосфора из свободной фосфорной кислоты, смешанной с углем, с помощью электрического тока. В СССР академик. Э. В. Брицке разработан способ получения фосфора в печах типа домны.

Торговый продукт всегда содержит следы мышьяка, соединения кремния и уголь. Механические загрязнения удаляют фильтрованием, а еще лучше повторной перегонкой. Превращение белого фосфора в красный производится при температуре 260°С; уменьшение давления замедляет течение реакции; освещение ускоряет процесс; так же влияют катализаторы (йод, селен).

Аналитическое определение фосфора . Пары фосфора действуют на влажную бумагу, пропитанную азотнокислым серебром, вызывая ее почернение. Чернота обусловливается образованием фосфористого и металлического серебра . Реакция протекает в 2 стадии. Реагируя с водой, фосфор образует фосфористый водород и фосфорноватистую кислоту:

Р 4 +6Н 2 О=ЗН 3 РО 2 +РН 3 .

Возникшие в результате реакции соединения действуют на нитрат серебра:

H 3 PО 2 +2 H 2 О+4 AgNО 3 =4 HNО 3 + H 3 PО 4 +4 Ag;

PH 3 +3AgNО 3 =3HNО 3 +PAg 3 .

Данная реакция применима для открытия белого фосфора лишь в отсутствии H 2 S, AsH 3 , SbH 3 , a также муравьиного альдегида и муравьиной кислоты. Открытие ядовитого фосфора (по Митчерлиху) основано на способности фосфора светиться во влажном воздухе в темноте. Измельченное вещество, в котором предполагается открыть фосфор, помещают в колбу, соединенную с холодильником. В колбу приливают столько воды, чтобы получить жидкую кашицу, и содержимое колбы нейтрализуют винной кислотой до слабо кислой реакции. При нагревании колбы в темноте ничтожное количество фосфора (несколько мг) уже вызывает свечение в холодильнике. Так как явление свечения может обусловливаться также присутствием сернистого фосфора после его разложения при нагревании, рекомендуется нагревать колбу не непосредственно, а путем пропускания в нее водяного пара. Свечение фосфора не наблюдается в присутствии следов аммиака, сероуглерода, паров спирта, эфирных масел и ненасыщенных углеводородов, поэтому перегонку не следует прекращать слишком рано. Если все же не наблюдается свечения, то фильтрат окисляют хлорной водой, выпаривая на водяной бане до небольшого объема, и делают пробу на фосфорную кислоту. Свечение фосфора можно наблюдать и в колбе, нагрев жидкость сначала до кипения, затем несколько охладив и снова нагрев до кипения; 0,0171 мг фосфора светятся очень ясно, 0,0085 мг - ясно, 0,0042 мг - слабо и 0,001 мг - сомнительно. Фосфор, восстанавливаясь за счет водорода in statu nascendi, дает фосфористый водород, который в смеси с водородом при зажигании у выхода из трубки с платиновым наконечником горит изумрудно-зеленым пламенем. Органические вещества препятствуют появлению окраски, а потому д. б. отделены. Азотная кислота легко окисляет фосфор в фосфорную кислоту:

ЗР 4 +20Н NО 3 +8Н 2 О=12Н 3 РО 4 +20 NO 3 .

Количественно фосфор определяется после окисления в фосфорную кислоту и осаждения в виде MgNH 4 PО 4 .

Применение . Фосфор есть один из элементов, без которых невозможно правильное развитие растительных и животных организмов. Существует прямая зависимость между содержанием фосфора в питательной среде и ростом растения. Фосфор наряду с азотом и калием является главнейшим питательным веществом, в котором нуждаются с.-х. растения. Будучи отчужден с поля вместе с урожаем зерна, фосфор не имеет замкнутого цикла в своем круговороте, а потому без искусственного внесения его в почву извне наблюдается истощение почв. Удобрения, содержащие фосфор, составляют самую большую группу. Фосфор применяется в военном деле в качестве дымообразующего средства и для наполнения зажигательных снарядов.