Как обозначается фосфор в химии. Белый фосфор, красный и черный - характеристики и применение

Фосфор – химический элемент с атомным номером 15. Располагается в V группе периодической системы Д.И. Менделеева. Химическая формула фосфора Р.

Своё название фосфор получил от греческого phosphoros, что означает "светоносный".

Фосфор довольно распространён в земной коре. Его содержание составляет 0,08-0,09% всей массы земной коры. А в морской воде фосфора содержится 0,07 мг/л.

Фосфор имеет высокую химическую активность, поэтому в свободном состоянии не встречается. Но зато он образует почти 190 минералов. Фосфор называют элементом жизни. Он содержится в зелёных растениях, животных тканях, белках и других важнейших химических соединениях.

Модификации фосфора

Известно, что некоторые химические элементы могут существовать в виде двух или более простых веществ, отличающихся своим строением и свойствами. Это явление называется аллотропией. Так вот, фосфор имеет несколько аллотропных модификаций. Все эти модификации различны по своим свойствам. Самыми распространёнными являются белый фосфор, жёлтый фосфор, красный фосфор, чёрный фосфор.

Белый фосфор – простое вещество белого цвета. Его молекулярная формула Р 4 . По внешнему виду белый фосфор похож на парафин. Он деформируется даже при небольших усилиях и легко режется ножом. В темноте заметно бледно-зелёное свечение, исходящее от фосфора. Это явление называют хемилюминесценцией.

Белый фосфор – химически активное вещество. Он легко окисляется кислородом и легко растворяется в органических растворителях. Поэтому хранят его в специальных инертных средах, которые не вступают в химические реакции. Плавится белый фосфор при температуре +44,1 °C. Белый фосфор – очень ядовитое вещество.

Жёлтый фосфор – это неочищенный белый фосфор, или белый фосфор с примесями. Температура плавления +34 °C, кипения +280 °C. Как и белый, жёлтый фосфор не растворяется в воде. На воздухе окисляется и легко воспламеняется. Ему также присуще явление хемилюминесценции.

Красный фосфор получается при нагревании белого фосфора до высоких температур. Формула красного фосфора Р n . Это полимер сложной структуры. В зависимости от условий получения цвет красного фосфора может меняться от светло-красного до тёмно-коричневого. Химически красный фосфор гораздо менее активен, чем белый. Растворяется он лишь в расплавленном свинце и висмуте. На воздухе не воспламеняется. Это может произойти только при нагревании до 240-250 о С при возгонке его в белую форму фосфора. Но он может самовоспламеняться при ударе или трении. Явление хемилюминесценции у красного фосфора не наблюдается. Он не растворяется в воде, бензоле, сероуглероде. Растворим лишь в трибромиде фосфора. При хранении на воздухе постепенно окисляется. Поэтому хранят его в закрытой герметичной таре.

Красный фосфор почти не ядовит. Поэтому именно он применяется в производстве спичек.

Чёрный фосфор внешне похож на графит. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 г. из белого фосфора при давлении в 20 тысяч атмосфер (2·10 9 Па) и температуре 200 о С. Плавится чёрный фосфор при температуре 1000 о С и давлении 18·10 5 Па. Чёрный фосфор не растворяется ни в вводе, ни в органических растворителях. Гореть он начинает только в том случае, если его раскаляют до температуры +400 о С в чистом кислороде. Чёрный фосфор обладает свойствами полупроводниковых материалов.

Химические свойства элементарного фосфора

1. Элементарный фосфор окисляется кислородом

В среде с избыточным кислородом

4Р + 5О 2 → 2Р 2 О 5

При недостатке кислорода

4Р + 3О 2 → 2Р 2 О 3

2. Взаимодействует с металлами, при нагревании образуя фосфиды

3Mg + 2P → Mg 3 P 2

3. Взаимодействует с неметаллами

2Р + 5Cl 2 → 2PCl 5

4. При температуре +500 о С взаимодействует с водяным паром

8Р +12Н 2 О → 5РН 3 + 3Н 3 РО 4

Применение фосфора

Главный потребитель фосфора – сельское хозяйство. Большое количество всего получаемого фосфора используется для производства фосфорных удобрений: фосфоритной муки, простых и двойных суперфосфатов, комплексных азотно-фосфорных удобрений. Широко используется фосфор в производстве синтетических моющих средств, фосфатных стёкол, для обработки и крашения натуральных и синтетических волокон. В медицине препараты фосфора применяются в качестве лекарственных средств.

Фосфор (Р) - элемент VA группы, которую составляют также азот, сурьма, мышьяк, висмут. Название, происходящее от греческих слов, означает в переводе «несущий свет».

В природе фосфор встречается только в связанном виде. Основные минералы, содержащие фосфор: апатиты - хлорапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 или фторапатит 3Ca3(PO4)2*Ca (F)2 и фосфорит 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Содержание в земной коре - примерно 0,12 массовых %.

Фосфор является жизненно важным элементом. Его биологическую роль сложно переоценить, ведь он входит в состав таких важных соединений, как белки и аденозинтрифосфат (АТФ), содержится в тканях животных (например, фосфорные соединения отвечают за сокращения мышечной ткани, а содержащийся в костях фосфат кальция обеспечивает прочность скелета), содержится он также и в тканях растений.

История открытия

Открыть фосфор в химии удалось во второй половине XVII века. Чудотворный носитель света (лат. phosphorus mirabilis), как было названо вещество, получалось из человеческой мочи, кипячение которой приводило к получению из жидкой субстанции воскоподобного светящегося в темноте вещества.

Общая характеристика элемента

Общая электронная конфигурация валентного уровня атомов элементов VA группы ns 2 np 3 . В соответствии со строением внешнего уровня в соединения элементы этой группы входят в степенях окисления +3 или +5 (главная, особенно устойчивая степень окисления фосфора), однако фосфор может иметь и другие степени окисления, например, отрицательную -3 или +1.

Электронная конфигурация атома фосфора 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Радиус атома 0,130 нм, электроотрицательность 2,1, относительная атомная (молярная) масса 31.

Физические свойства

Фосфор в виде простого вещества существует в виде аллотропных модификаций. Самыми устойчивыми аллотропными модификациями фосфора являются так называемые белый, чёрный и красный фосфор.

• Белый (формулу можно записать как P4)

Молекулярная кристаллическая решётка вещества состоит из четырёхатомных тетраэдрических молекул. Химическая связь в молекулах белого фосфора - ковалентная неполярная.

Основные свойства данного чрезвычайно активного вещества:

Белый P является сильнейшим смертельным ядом.

• Жёлтый

Жёлтым называют неочищенный белый фосфор. Это ядовитое и пожароопасное вещество.

• Красный (Рn)

Вещество, представляющее собой большое количество атомов P, которые связаны в цепи сложной структуры, является так называемым неорганическим полимером.

Свойства красного фосфора резко отличаются от свойств белого P: не обладает свойством хемилюминесценции, растворить его удаётся лишь в некоторых расплавленных металлах.

На воздухе, вплоть до температуры 240-250°С, не воспламеняется, но способен к самовоспламенению при трении или ударе. В воде, бензоле, сероуглероде и других веществах это вещество не растворяется, но растворим в трибромиде фосфора, окисляется на воздухе. Не ядовит. В присутствии влаги воздуха постепенно окисляется, образуя оксид.

Также, как и белый, переходит при нагревании до 200°C и под очень высоким давлением в чёрный P.

• Чёрный (Рn)

Вещество представляет собой также неорганический полимер, имеющий слоистую атомную кристаллическую решётку и является наиболее устойчивой модификацией.

Чёрный P - вещество по внешнему виду напоминающее графит. Совершенно нерастворим в воде и органических растворителях. Поджечь его можно, только раскалив до 400°C в атмосфере чистого кислорода. Чёрный P проводит электрический ток.

Таблица физических свойств

Химические свойства

Фосфор, являясь типичным неметаллом, реагирует с кислородом, галогенами, серой, металлами, окисляются азотной кислотой. В реакциях он может проявлять себя как окислителем, так и восстановителем.

• горение

Взаимодействие с кислородом белого P приводит к образованию оксидов Р2О3 (оксид фосфора 3) и Р2О5 (оксид фосфора 5), причём первый образуется при недостатке кислорода, а второй - при избытке:

4Р + 3О2 = 2Р2О3

4Р + 5О2 = 2Р2О5

• взаимодействие с металлами

Взаимодействие с металлами приводит к образованию фосфидов, в которых P находится в степени окисления -3, то есть в этом случае он выступает в роли окислителя.

с магнием: 3Mg + 2P = Mg3P2

с натрием: 3Na + P = Na3P

с кальцием: 3Ca + 2P = Ca3P2

с цинком: 3Zn + 2P = Zn3P2

• взаимодействие с неметаллами

С более электроотрицательными неметаллами P взаимодействует как восстановитель, отдавая электроны и переходя в положительные степени окисления.

При взаимодействии с хлором образуются хлориды:

2Р + 3Cl2 = 2PCl3 — при недостатке Cl2

2Р + 5Cl2 = 2PCl5 — при избытке Cl2

Однако с йодом возможно образование только одного йодида:

2Р + 3I2 = 2PI3

С другими галогенами возможно образование соединений 3-х и 5-ти валентного Р в зависимости от соотношения реагентов. При реакции с серой или фтором также образуются два ряда сульфидов и фторидов:

• взаимодействие с кислотами

3P + 5HNO3(разб.) + H2O = 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3(конц.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O

2P + 5H2SO4(конц.) = 2H3PO4 + 5SO2 + H2O

С другими кислотами P не взаимодействует.

• взаимодействие с гидроксидами

Белый фосфор способен реагировать при нагревании с водными растворами щелочей:

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)

В результате взаимодействия образуется летучее водородное соединение - фосфин (РН3), в котором степень окисления фосфора=-3 и соли фосфорноватистой кислоты (Н3РО2) - гипофосфиты, в которых Р находится в нехарактерной степени окисления +1.

Соединения фосфора

Рассмотрим характеристики соединений фосфора:

Способ получения

В промышленности Р получают из природных ортофосфатов при температуре 800–1000°С без доступа воздуха с применением кокса и песка:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO + 2P

Получающийся пар конденсируется при охлаждении в белый Р.

В лаборатории для получения Р особой чистоты используют фосфин и тирхлорид фосфора:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Области применения

В основном Р расходуется для производства ортофосфорной кислоты, которую используют в органическом синтезе, в медицине, а также для получения моющих средств, из её солей получают удобрения.

h2po3-такого соединения нет

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 (от греч. phosphoros - светоносный; лат. Phosphorus) - элемент периодической системы химических элементов таблицы Менделеева , один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08-0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH) фосфорит Ca 3 (PO 4) 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, ДНК), является элементом жизни.

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятных запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.
Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком - Иоганном Кункелем.
Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.
Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.
Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в.
То, что фосфор - простое вещество, доказал Лавуазье.

Происхождение названия

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

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P4 + 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.

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 - белый, красный, черный 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.

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 Р 4 . При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р 4 = 2Р 2 . При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Фосфор

ФО́СФОР -а; м. [от греч. phōsphoros - светоносный] Химический элемент (P), играющий важную роль в жизнедеятельности животных и растений (содержится в некоторых минералах, в костях животных, в животных и растительных тканях). Красный ф. Чёрный ф. В рыбе много фосфора. Ф. нужен для укрепления костей. Белый ф. (легковоспламеняющееся и светящееся в темноте вещество). Море светится, сияет фосфором (светится ночью зеленоватым светом из-за обилия микроорганизмов).

◁ Фо́сфорный (см.).

фо́сфор

(лат. Phosphorus), химический элемент V группы периодической системы. Назван от греч. phōsphóros - светоносный. Образует несколько модификаций - белый фосфор (плотность 1,828 г/см 3 , t пл 44,14°C), красный фосфор (плотность 2,31 г/см 3 , t пл 593°C), и др. Белый фосфор легко самовоспламеняется, светится в темноте (отсюда название), ядовит; красный менее активен химически, ядовит. Добывают из апатитов и фосфоритов. Главный потребитель - сельское хозяйство (фосфорные удобрения); применяется в спичечном производстве, металлургии (раскислитель и компонент некоторых сплавов), в органическом синтезе и др. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных.

ФОСФОР

ФО́СФОР (лат. - Phosphopus), Р (читается «пэ»), химический элемент с атомным номером 15, атомная масса 30,973762. Расположен в группе VA в 3 периоде периодической системы. Имеет один стабильный нуклид 31 Р. Конфигурация внешнего электронного слоя 3s 2 р 3 . В соединениях проявляет степени окисления от –3 до +5. Валентности от III до V. Самая устойчивая степень окисления в соединениях +5.
Радиус нейтрального атома P 0,134 нм, радиус ионов: Р 3- 0,186 нм, Р 3+ 0,044 нм (координационное число 6) и Р 5+ - 0,017 нм (координационное число 4) и 0,038 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома P равны 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 и 65 эВ. Сродство к электрону 0,6 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 2,10. Неметалл.
История открытия
Первым в свободном состоянии фосфор получил в 1669 гамбургский алхимик Х. Бранд (есть сведения, что аналогичное по свойствам вещество было получено еще в 12 веке арабским алхимиком Бехилем). В поисках философского камня (см. ЭЛИКСИР) он прокалил в закрытом сосуде сухой остаток от выпаривания мочи с речным песком и древесным углем. После прокаливания сосуд c реагентами начал светиться в темноте белым светом (это светился фосфор, восстановленный из его соединений, содержащихся в моче).
В 1680 светящийся в темноте фосфор (от греческого «фосфорос» - светоносный) получил англичанин Р. Бойль. (см. БОЙЛЬ Роберт) В последующие годы было установлено, что фосфор содержится не только в моче, но и в тканях головного мозга, в костях скелета. Наиболее простой метод получения фосфора прокаливанием костяной золы с углем был предложен в 1771 К. Шееле (см. ШЕЕЛЕ Карл Вильгельм) . Элементарную природу фосфора установил в конце 18 века А. Л. Лавуазье. (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран)
Нахождение в природе
Содержание в земной коре 0,105% по массе, что значительно превосходит содержание, например, азота (см. АЗОТ) . В морской воде 0,07 мг/л. В свободном виде в природе фосфор не встречается, но он входит в состав 200 различных минералов. Наиболее известны фосфорит (см. ФОСФОРИТЫ) кальция Са 3 (РО 4) 3 , апатиты (см. АПАТИТЫ) (фторапатит 3Са 3 (РО 4) 3 ·СаF 2 , или, Ca 5 (PO 4) 3 F), монацит (см. МОНАЦИТ) , бирюза (см. БИРЮЗА) . Фосфор входит в состав всех живых организмов.
Получение
Производство фосфора осуществляется электротермическим восстановлением его из фосфоритов и апатитов при 1400-1600°C коксом в присутствии кремнезема:
2Са 3 (РО 4) 2 + 6SiO 2 + 10C = P 4 + 6CaSiO 3 + 10CO
4Са 5 (РО 4) 3 F +21SiO 2 +30C = 3P 4 + 20CaSiO 3 + 30CO + SiF 4
Выделяющиеся пары Р 4 далее обрабатывают перегретым водяным паром для получения термической фосфорной кислоты Н 3 РО 4:
Р 4 + 14Н 2 О = 4Н 3 РО 4 + 8Н 2
При десублимации паров Р 4 образуется белый фосфор. Его перерабатывают в красный фосфор нагреванием без доступа воздуха при температуре 200-300°C в реакторах, снабженных шнековым измельчителем реакционной массы.
Особенности строения аллотропных модификаций и их физические свойства
Элементарный фосфор существует в нескольких аллотропных модификациях, главные из которых: белая (фосфор III), красная (фосфор II) и черная (фосфор I).
Белый фосфор - воскообразное, прозрачное вещество, с характерным запахом. Состоит из тетраэдрических молекул Р 4 , которые могут свободно вращаться. Белый фосфор обладает кубической кристаллической решеткой молекулярного типа, параметр ячейки а = 1,851 нм. Плотность 1,828 кг/дм 3 . Температура плавления 44,14°C, температура кипения 287°C. Существует две формы белого фосфора: a-модификация, с кубической кристаллической решеткой, при –76,9°C переходит в b-модификацию, кристаллическая решетка которой не установлена и отсутствует свободное вращение молекул Р 4 . Диэлектрик. Растворяется в этиловом спирте, бензоле, сероуглероде CS 2 .
Нагревая белый фосфор без доступа воздуха при 250-300°C получают красный фосфор. Примеси натрия, иода и селена и УФ-лучи ускоряют переход одной модификации в другую.
Красный фосфор аморфен, имеет цвет от алого до темно-коричневого и фиолетового. Существует несколько кристаллических форм с различными свойствами. Кристаллический красный фосфор (фосфор Гитторфа) получают охлаждая насыщенный при температуре 600°C раствор красного фосфора в расплавленном свинце. Он обладает моноклинной решеткой, параметры элементарной ячейки а = 1,02 нм, в = 0,936 нм, с = 2,51 нм, угол b 118,8°. Плотность красного фосфора 2,0-2,4 кг/дм 3 . Диэлектрик. При нагревании красный фосфор испаряется в виде молекул Р 4 , конденсация которых приводит к образованию белого фосфора.
При нагревании белого фосфора до 200-220°C под давлением 1,2 ГПа образуется кристаллический черный фосфор. Решетка построена из волокнистых слоев с пирамидальным расположением атомов. Наиболее устойчивая разновидность черного фосфора имеет орторомбическую решетку, параметры а = 0,3314 нм, в = 0,4376 нм, с = 1,0478 нм. Плотность черного фосфора 2,702 кг/дм 3 . Внешне похож на графит; полупроводник, диамагнитен. При нагревании до 560-580°C превращается в красный фосфор. Черный фосфор малоактивен, с трудом воспламеняется.
Химические свойства
Фосфор в соединениях главным образом ковалентен. Фосфор обладает свободными 3d-орбиталями, что приводит к образованию донорно-акцепторных связей. Наиболее активен белый фосфор. Он окисляется на воздухе. Окисление происходит по механизму цепных реакций и сопровождается хемолюминесценцией. При горении фосфора в избытке кислорода получается P 2 O 5 , который образует димеры Р 4 О 10 и тетрамеры Р 8 О 20 . При недостатке кислорода получается P 2 O 3 . Самовоспламеняется на воздухе за счет выделяющейся при окислении теплоты. Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, не самовоспламеняется. Черный фосфор на воздухе не окисляется.
Оксид фосфора(V) - кислотный оксид. Он реагирует с водой с выделением большого количества теплоты. При этом сначала образуется полимерная метафосфорная кислота (НРО 3) n . При обработке горячей водой она превращается в трехосновную ортофосфорную кислоту средней силы Н 3 РО 4:
Р 4 О 10 + 2Н 2 О = (НРО 3) 4 ; (НРО 3) 4 + 4Н 2 О = 4Н 3 РО 4
или Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4
Фосфор взаимодействует с галогенами с выделением большого количества тепла. С F, Cl, Br образует тригалогениды и пентагалогениды, с I - только триодид РI 3 . Все галогениды фосфора легко гидролизуются до ортофосфорной Н 3 РО 4 , фосфористой Н 3 РО 3 и галогеноводородной кислот:
РСl 5 + 4Н 2 О = Н 3 РО 4 + 5НСl
PI 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HI
Тригалогениды фосфора представляют собой трехгранную пирамиду, в основании которой расположены атомы галогенов, а в вершине находится атом фосфора. Молекула пентагалогенида представляет собой две трехгранные пирамиды, имеющие общую грань. Получены оксигалогениды фосфора РОF 3 , РОСl 3 и РОBr 3 .
С серой фосфор образует сульфиды Р 4 S 3 , Р 4 S 5 , Р 4 S 7 , Р 4 S 10 . Известны оксисульфиды фосфора: P 2 O 3 S 2 , P 2 O 2 S 3 , P 4 O 4 S 3 , P 6 O 10 S 5 , P 4 O 4 S 3 . Реагирует фосфор с Se и Te, образует соединения с Si и C (PC 3).
С водородом непосредственно в реакцию не вступает. При взаимодействии с разбавленным раствором гидроксида калия КОН образуется газообразный фосфин РН 3:
4Р + 3КОН +3Н 2 О = 3КН 2 РО 2 + РН 3
Как примесь при этом образуется также дифосфин Р 2 Н 4 . Оба фосфина имеют характерный запах тухлой рыбы.
Фосфин РН 3 по химическим свойствам напоминает аммиак NH 3 , но менее устойчив.
Фосфор при сплавлении реагирует с металлами. С щелочноземельными образует ионные фосфиды М 3 Р 2 ,разлагающиеся при контакте с водой:
Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3 ,
Са 3 Р 2 + 6Н 2 О = 3Са(ОН) 2 + 2РН 3
Со переходными металлами фосфор образует металлоподобные фосфиды Mn 3 P, FeP, Ni 2 P.
Фосфор входит в состав неорганических кислот. Это ортофосфорная кислота Н 3 РО 4 (ее соли - ортофосфаты, моногидрофосфаты, Na 2 HPO 4 и дигидрофосфаты, Са(Н 2 РО 4) 2); метафосфорная кислота (НРО 3) n (ее соли - метафосфаты), одноосновная фосфорноватистая кислота Н 3 РО 2 (ее соли - гипофосфиты, NaН 2 РО 2), двухосновная фосфористая кислота Н 3 РО 3 (ее соли - фосфиты, Na 2 HPO 3).
Фосфор входит в состав органических эфиров, спиртов и кислот: фосфиновых RRP(O)OH, фосфонистых RH 2 PO 2 и фосфоновых RP(O)(OH) 2 , где R и R - органические радикалы.
Применение
Белый фосфор используется при изготовлении фосфорной кислоты Н 3 РО 4 (для получения пищевых фосфатов и синтетических моющих средств). Применяется при изготовлении зажигательных и дымовых снарядов, бомб.
Красный фосфор используют в изготовлении минеральных удобрений, спичечном производстве. Фосфор применяется в производстве сплавов цветных металлов как раскислитель, служит легирующей добавкой. Используется в производстве магнитомягких сплавов, при получении полупроводниковых фосфидов. Соединения фосфора служат исходными веществами для производства медикаментов.
Содержание в организме
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 ·СаF 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 1-2 г. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.
Физиологическое действие
Соединения фосфора токсичны. Смертельная доза белого фосфора - 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора. 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/м 3 . Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

Смотреть что такое "фосфор" в других словарях:

- (греч., от phos свет, и phoros несущий). Простое тело, желтоватого цвета, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Чудинов А.Н., 1910. ФОСФОР греч. phosphoros, от phos, род. пад.… … Словарь иностранных слов русского языка

ФОСФОР - ФОСФОР, хим. элемент (символ Р) с ат. в. 31,02, принадлежащий к V группе и 3 ряду периодической системы Менделеева (порядковый номер 15). Ф. широко распространен в природе, но лишь в виде кислородных соединений: почва содержит его в виде солей… … Большая медицинская энциклопедия

Фосфор - представляет собой твердое вещество, мягкое и пластичное по консистенции, получаемое путем обработки природных фосфатов, смешанных с песком и углеродом, в электрической печи. Существуют две основные разновидности фосфора: а) белый фосфор,… … Официальная терминология

- (символ Р), химический элемент пятой группы периодической таблицы, впервые обнаруженный в 1669 году. Встречается в виде ФОСФАТОВ в минералах, главный источник фосфора АПАТИТ. Этот элемент применяется для изготовления ФОСФОРНОЙ КИСОЛТЫ,… … Научно-технический энциклопедический словарь

- (Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 15, атомная масса 30,97376; неметалл белого (светится на воздухе, tпл 44,14шC), красного (tпл 593шC) или черного (tпл 1000шC) цвета. Фосфор используют в… … Современная энциклопедия

- (лат. Phosphorus) Р, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 15, атомная масса 30,97376. Название от греч. phosphoros светоносный. Образует несколько модификаций Белый фосфор (плотность 1,828 г/см³, tпл… … Большой Энциклопедический словарь

Фосфор - (Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 15, атомная масса 30,97376; неметалл белого (светится на воздухе, tпл 44,14°C), красного (tпл 593°C) или черного (tпл 1000°C) цвета. Фосфор используют в… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

фосфор - а, м. phosphore m.<гр. phos свет + phoros несущий. Распространенный химический элемент, играющий большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Белый, красный, черный фосфор. БАС 1. Бывают натуральные и произведенные искусством фосфоры … Исторический словарь галлицизмов русского языка

P (лат. Phosphorus * a. phosphorus; н. Phosphor; ф. phosphore; и. fosforo), хим. элемент V группы периодич. системы Mенделеева, ат.н. 15, ат. м. 30,97376. Природный Ф. представлен одним стабильным изотопом 31P. Известно 6 искусств.… … Геологическая энциклопедия

ФОСФОР, фосфора, мн. нет, муж. (греч. phosphoros светоносный) (хим.). Химический элемент, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте вещество, находящееся в составе некоторых минералов, в костях животных, в животных и растительных тканях.… … Толковый словарь Ушакова

Ипи Луцифер Prosphorus, Lucifer), т. е. светоноситель. Название планеты Венеры как утренней звезды. Как вечерняя звезда она называлась Геспер, или Веспер, и считалась сыном Астрея и Эос, отцом Гесперид. (