фосфор это:

(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 Са3 (РО4 ) 3. апатиты (см. АПАТИТЫ ) (фторапатит 3Са3 (РО4 ) 3 ·СаF2. или, Ca5 (PO 4 )3 F), монацит (см. МОНАЦИТ ) , бирюза (см. БИРЮЗА ). Фосфор входит в состав всех живых организмов.

Производство фосфора осуществляется электротермическим восстановлением его из фосфоритов и апатитов при 1400—1600°C коксом в присутствии кремнезема:

Выделяющиеся пары Р4 далее обрабатывают перегретым водяным паром для получения термической фосфорной кислоты Н3 РО4.

При десублимации паров Р4 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 Р4. 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 Р4. Диэлектрик. Растворяется в этиловом спирте, бензоле, сероуглероде CS2.

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 Р4. 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 P2 O5. который образует димеры Р4 О10 и тетрамеры Р8 О20. При недостатке кислорода получается P2 O3. 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 (НРО3 )n. При обработке горячей водой она превращается в трехосновную ортофосфорную кислоту средней силы Н3 РО4.

Фосфор взаимодействует с галогенами с выделением большого количества тепла. С F, Cl, Br образует тригалогениды и пентагалогениды, с I — только триодид РI3. Все галогениды фосфора легко гидролизуются до ортофосфорной Н3 РО4. фосфористой Н3 РО3 и галогеноводородной кислот:

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 РОF3. РОСl3 и РОBr3.

С водородом непосредственно в реакцию не вступает. При взаимодействии с разбавленным раствором гидроксида калия КОН образуется газообразный фосфин РН3.

Как примесь при этом образуется также дифосфин Р2 Н4. Оба фосфина имеют характерный запах тухлой рыбы.

Фосфин РН3 по химическим свойствам напоминает аммиак NH3. но менее устойчив.

Фосфор при сплавлении реагирует с металлами. С щелочноземельными образует ионные фосфиды М3 Р2 ,разлагающиеся при контакте с водой:

Со переходными металлами фосфор образует металлоподобные фосфиды Mn3 P, FeP, Ni2 P.

Фосфор входит в состав неорганических кислот. Это ортофосфорная кислота Н3 РО4 (ее соли — ортофосфаты, моногидрофосфаты, Na2 HPO4 и дигидрофосфаты, Са(Н2 РО4 )2 ); метафосфорная кислота (НРО3 )n (ее соли — метафосфаты), одноосновная фосфорноватистая кислота Н3 РО2 (ее соли — гипофосфиты, NaН2 РО2 ), двухосновная фосфористая кислота Н3 РО3 (ее соли — фосфиты, Na2 HPO3 ).

Фосфор входит в состав органических эфиров, спиртов и кислот: фосфиновых RRP(O)OH, фосфонистых RH2 PO2 и фосфоновых RP(O)(OH)2. где R и R — органические радикалы.

Белый фосфор используется при изготовлении фосфорной кислоты Н3 РО4 (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 3Са3 (РО4 )3 ·СаF2. 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.