Фосфор известен в нескольких аллотропических модификациях: белый, красный, фиолетовый и черный. В лабораторной практике приходится встречаться с белой и красной модификациями.
Белый фосфор - твердое вещество. В обычных условиях он желтоватый, мягкий и по внешнему виду похож на воск. Он легко окисляется и воспламеняется. Белый фосфор ядовит - на коже оставляет болезненные ожоги. В продажу белый фосфор поступает в виде палочек разной длины диаметром 0,5-2 см .
Белый фосфор легко окисляется, и поэтому его хранят под водой в тщательно закупоренных сосудах из темного стекла в мало освещенных и не очень холодных помещениях (во избежание растрескивания банок из-за замерзания воды). Количество кислорода, содержащееся в воде и окисляющее фосфор, очень невелико; оно составляет 7-14 мг на литр воды.
Под воздействием света белый фосфор переходит в красный.
При медленном окислении наблюдается свечение белого фосфора, а при энергичном окислении происходит его воспламенение.
Белый фосфор берут пинцетом или металлическими щипцами; ни в коем случае нельзя дотрагиваться до него руками.
При ожоге белым фосфором промывают обожженное место раствором АgNO 3 (1:1) или КМnO 4 (1:10) и накладывают мокрую повязку, пропитанную теми же растворами или 5%-ным раствором сульфата меди, затем рану промывают водой и после разглаживания эпидермиса накладывают вазелиновую повязку с метиловым фиолетовым. При тяжелых ожогах обращаются к врачу.
Растворы нитрата серебра, перманганата калия и сульфата меди окисляют белый фосфор и тем прекращают его поражающее действие.
При отравлении белым фосфором принимают внутрь по чайной ложке 2%-ного раствора сульфата меди до появления рвоты. Затем при помощи пробы Митчерлиха на основе свечения устанавливают присутствие фосфора. Для этого к рвоте отравленного добавляют воды, подкисленной серной кислотой, и перегоняют в темноте; при содержании фосфора наблюдают свечение паров. В качестве прибора пользуются колбой Вюрца, к боковой трубке которой присоединяют холодильник Либиха, откуда перегоняемые продукты поступают в приемник. Если пары фосфора направлять в раствор нитрата серебра, то выпадает черный осадок металлического серебра, образующийся по уравнению, приведенному в опыте восстановления солей серебра белым фосфором.
Уже 0,1 г белого фосфора является смертельной дозой для взрослого человека.
Режут белый фосфор ножом или ножницами в фарфоровой ступке под водой. При пользовании водой комнатной температуры фосфор крошится. Поэтому лучше пользоваться теплой водой, но не выше 25-30°. После разрезания фосфора в теплой воде его переносят в холодную воду или охлаждают струей холодной воды.
Белый фосфор - очень огнеопасное вещество. Он воспламеняется при температуре 36-60° в зависимости от концентрации кислорода в воздухе. Поэтому при проведении опытов во избежание несчастного случая необходимо учитывать каждую его крупинку.
Высушивание белого фосфора производят быстрым прикладыванием к нему тонкой асбестовой или фильтровальной бумаги, избегая трения или надавливания.
При воспламенении фосфора его гасят песком, мокрым полотенцем или водой. Если горящий фосфор находится на листе бумаги (или асбеста), этот лист запрещается трогать, так как расплавленный горящий фосфор можно легко разлить.
Белый фосфор плавится при 44°, кипит при 281°. Плавят белый фосфор подводой, так как в соприкосновении с воздухом расплавленный фосфор воспламеняется. Сплавлением и последующим охлаждением белый фосфор можно легко извлечь из отходов. Для этого отходы белого фосфора от различных опытов, собранные в фарфоровом тигле с водой, нагревают на водяной бане. Если на поверхности расплавленного фосфора заметно образование корки, добавляют немного НNО 3 или хромовой смеси. Корка окисляется, мелкие крупинки сливаются в общую массу и после охлаждения струей холодной воды получают один кусок белого фосфора.
Остатки фосфора ни в коем случае нельзя бросать в раковину, так как, скопляясь в изгибах колена сточных труб, он может причинить ожоги ремонтным рабочим.
Опыт. Плавление и переохлаждение расплавленного белого фосфора. В пробирку с водой кладут кусочек белого фосфора величиной с горошину. Пробирку помещают в стакан, почти доверху наполненный водой, и укрепляют в вертикальном положении в зажиме штатива. Стакан слегка нагревают и при помощи термометра определяют температуру воды в пробирке, при которой плавится фосфор. После окончания плавления пробирку переносят в стакан с холодной водой и наблюдают застывание фосфора. Если пробирка находится в неподвижном состоянии, то при температуре ниже 44° (вплоть до 30°) белый фосфор остается в жидком состоянии.
Жидкое состояние белого фосфора, охлажденного ниже температуры его плавления, представляет собой состояние переохлаждения.
После окончания опыта, чтобы легче извлечь фосфор, его снова расплавляют и погружают пробирку отверстием вверх в наклонном положении в сосуд с холодной водой.
Опыт. Прикрепление кусочка белого фосфора к концу проволоки. Для плавления и застывания белого фосфора пользуются маленьким фарфоровым тиглем с фосфором и водой; его помещают в стакан с теплой, а затем с холодной водой. Проволоку для этой цели берут железную или медную длиной 25-30 см и диаметром 0,1-0,3 см . При погружении проволоки в застывающий фосфор он легко прикрепляется к ней. В отсутствие тигля пользуются пробиркой. Однако из-за недостаточно ровной поверхности пробирки иногда приходится ее разбивать, чтобы извлечь фосфор. Для удаления белого фосфора с проволоки ее погружают в стакан с теплой водой.
Опыт. Определение удельного веса фосфора. При 10° удельный вес фосфора равен 1,83. Опыт позволяет убедиться, что белый фосфор тяжелее воды и легче концентрированной Н 2 SO 4 .
При введении небольшого кусочка белого фосфора в пробирку с водой и концентрированной Н 2 SO 4 (уд. вес 1,84) наблюдают, что фосфор в воде тонет, но плавает на поверхности кислоты, расплавляясь за счет тепла, выделяемого при растворении концентрированной Н 2 SO 4 в воде.
Для наливания концентрированной Н 2 SO 4 в пробирку с водой пользуются воронкой с длинной и узкой шейкой, доходящей до конца пробирки. Наливать кислоту и вынимать воронку из пробирки следует осторожно, чтобы не вызвать перемешивания жидкостей.
По окончании опыта содержимое пробирки перемешивают стеклянной палочкой и охлаждают извне струей холодной воды до тех пор, пока не застынет фосфор, чтобы можно было его извлечь из пробирки.
При пользовании красным фосфором наблюдают, что он тонет не только в воде, но и в концентрированной Н 2 SO 4 , так как его удельный вес (2,35) больше удельного веса как воды, так и концентрированной серной кислоты.
БЕЛЫЙ ФОСФОР, СВЕЧЕНИЕ
Из-за медленного окисления, протекающего даже при обычной температуре, белый фосфор светится в темноте (отсюда и название «светоносный»). Вокруг кусочка фосфора в темноте появляется зеленоватое светящееся облачко, которое при колебании фосфора приводится в волнообразное движение.
Фосфоресценция (свечение фосфора) объясняется медленным окислением кислородом воздуха паров фосфора до фосфористого и фосфорного ангидрида с выделением света, но без выделения тепла. При этом выделяется озон, а воздух вокруг ионизируется (см. опыт, показывающий медленное горение белого фосфора).
Фосфоресценция зависит от температуры и концентрации кислорода. При 10° и нормальном давлении фосфоресценция протекает слабо, а в отсутствие воздуха не происходит вовсе.
Вещества, реагирующие с озоном (Н 2 S, SO 2 , Сl 2 , NН 3 , С 2 Н 4 , скипидарное масло), ослабляют или вовсе прекращают фосфоресценцию.
Превращение химической энергии в световую называется «хеми-люминесценцией».
Опыт. Наблюдение свечения белого фосфора. Если наблюдать в темноте за кусочком белого фосфора, находящегося в стакане и не полностью покрытого водой, то заметно зеленоватое свечение. В этом случае влажный фосфор медленно окисляется, но не воспламеняется, так как температура воды ниже точки воспламенения белого фосфора.
Свечение белого фосфора можно наблюдать после того, как кусочек белого фосфора непродолжительное время побудет на воздухе. Если в колбу на стеклянную вату положить несколько кусочков белого фосфора и наполнить колбу углекислым газом, опустив конец отводной трубки на дно колбы под стеклянную вату, а затем колбу слегка нагреть, опустив ее в сосуд с теплой водой, то в темноте можно наблюдать образование холодного бледного зеленоватого пламени (можно безопасно внести в него руку).
Образование холодного пламени объясняется тем, что выходящий из колбы углекислый газ увлекает пары фосфора, которые начинают окисляться при соприкосновении с воздухом у отверстия колбы. В колбе белый фосфор не воспламеняется, ибо находится в атмосфере углекислого газа. По окончании опыта колбу наполняют водой.
При описании опыта получения белого фосфора в атмосфере водорода или углекислого газа уже упоминалось, что проведение этих опытов в темноте позволяет наблюдать свечение белого фосфора.
Если фосфорным мелом сделать надпись на стене, листе картона или бумаги, то благодаря фосфоресценции надпись длительное время остается заметной в темноте.
Такую надпись нельзя делать на классной доске, так как после этого к ней не пристает обыкновенный мел и доску приходится мыть бензином или другим растворителем стеарина.
Фосфорный мел получают растворением жидкого белого фосфора в расплавленном стеарине или парафине. Для этого в пробирку к одной весовой части сухого белого фосфора добавляют приблизительно две весовые части стеарина (кусочков свечи) или парафина, закрывают пробирку ватой, чтобы предохранить от поступления кислорода, и нагревают при непрерывном взбалтывании. После окончания плавления пробирку охлаждают струей холодной воды, затем разбивают пробирку и извлекают застывшую массу.
Фосфорный мел хранят под водой. При пользовании кусочек такого мела обертывают мокрой бумагой.
Фосфорный мел можно также получить внесением небольших кусочков просушенного белого фосфора в расплавленный в фарфоровой чашке парафин (стеарин). Если при внесении фосфора парафин воспламенится, его гасят, накрывая чашку куском картона или асбеста.
После некоторого охлаждения раствор фосфора в парафине разливают в сухие и чистые пробирки и охлаждают струей холодной воды до тех пор, пока он не застынет в твердую массу.
После этого разбивают пробирки, извлекают мел и хранят его под водой.
РАСТВОРИМОСТЬ БЕЛОГО ФОСФОРА
В воде белый фосфор труднорастворим, слабо растворяется в спирте, эфире, бензоле, ксилоле, йодистом метиле и глицерине; хорошо растворяется в сероуглероде, хлористой сере, треххлористом и трех-бромистом фосфоре, четыреххлористом углероде.
Опыт. Растворение белого фосфора в сероуглероде. Сероуглерод - бесцветная, очень летучая, легко воспламеняющаяся, ядовитая жидкость. Поэтому при работе с ней избегают вдыхать ее пары и выключают все газовые горелки.
Три-четыре кусочка белого фосфора величиной с горошину растворяют при легком взбалтывании в стакане с 10-15 мл сероуглерода.
Если небольшой листок фильтровальной бумаги смочить этим раствором и подержать на воздухе, бумага через некоторое время воспламеняется. Это происходит потому, что сероуглерод быстро испаряется, а оставшийся на бумаге тонко измельченный белый фосфор быстро окисляется при обычной температуре и воспламеняется вследствие выделяющегося при окислении тепла. (Известно, что температура воспламенения различных веществ зависит от степени их измельчения.) Бывает, что бумага не воспламеняется, а только обугливается. Бумагу, смоченную раствором фосфора в сероуглероде, держат на воздухе при помощи металлических щипцов.
Опыт проводят осторожно, чтобы капли раствора фосфора в сероуглероде не попали на пол, на стол, на одежду или на руки.
При попадании раствора на руку ее быстро моют водой с мылом, а затем раствором КМnO 4 (чтобы окислить попавшие на руки частицы белого фосфора).
Оставшийся после опытов раствор фосфора в сероуглероде в лаборатории не хранят, так как он легко может воспламениться.
ПРЕВРАЩЕНИЕ БЕЛОГО ФОСФОРА В КРАСНЫЙ
Белый фосфор превращается в красный по уравнению:
Р (белый) = Р (красный) + 4 ккал .
Установка для получения белого фосфора из красного: пробирка-реактор 1, трубка 2, по которой в пробирку-реактор поступает углекислый газ, газоотводная трубка 3, по которой пары белого фосфора вместе с углекислым газом выходят из пробирки и охлаждаются водой
Процесс превращения белого фосфора в красный значительно ускоряется при нагревании, под действием света и в присутствии следов иода (1 г иода на 400 г белого фосфора). Иод, соединяясь с фосфором, образует йодистый фосфор, в котором белый фосфор растворяется и быстро превращается в красный с выделением тепла.
Красный фосфор получают при длительном нагревании белого фосфора в замкнутом сосуде в присутствии следов иода до 280-340°
При длительном хранении белого фосфора на свету он постепенно превращается в красный.
Опыт. Получение небольшого количества красного фосфора из белого. В закрытую на одном конце стеклянную трубку длиной 10-12 см и диаметром 0,6-0,8 см вводят кусочек белого фосфора величиной с пшеничное зерно и очень маленький кристаллик иода. Трубку запаивают и подвешивают в воздушной бане над подносом с песком, затем нагревают до 280-340° и наблюдают превращение белого фосфора в красный.
Частичное превращение белого фосфора в красный можно также наблюдать при слабом нагревании пробирки с небольшим кусочком белого фосфора и очень маленьким кристалликом иода. Перед началом нагревания пробирку закрывают тампоном из стеклянной (асбестовой или обычной) ваты и подставляют под пробирку поднос с песком. Пробирку нагревают в течение 10-15 минут (не доводя фосфор до кипения) и наблюдают превращение белого фосфора в красный.
Оставшийся в пробирке белый фосфор можно удалить нагреванием с концентрированным раствором щелочи или сжиганием.
Превращение белого фосфора в красный можно также наблюдать при нагревании в пробирке небольшого кусочка фосфора в атмосфере углекислого газа до температуры ниже кипения.
ГОРЕНИЕ БЕЛОГО ФОСФОРА
При горении белого фосфора образуется фосфорный ангидрид:
Р 4 + 5O 2 = 2Р 2 O 5 + 2 x 358,4 ккал .
Можно наблюдать горение фосфора на воздухе (медленное и быстрое) и под водой.
Опыт. Медленное горение белого фосфора и состав воздуха. Этот опыт не был описан как способ получения азота, так как он не позволяет полностью связать кислород, содержащийся в воздухе.
Медленное окисление белого фосфора кислородом воздуха происходит в две стадии; на первой стадии образуются фосфористый ангидрид и озон по уравнениям:
2Р + 2O 2 = Р 2 O 3 + O, O + O 2 = O 3 .
Во второй стадии фосфористый ангидрид окисляется до фосфорного ангидрида.
Медленное окисление белого фосфора сопровождается свечением и ионизацией окружающего воздуха.
Опыт, показывающий медленное горение белого фосфора, должен продолжаться не менее трех часов. Необходимый для опыта прибор изображен на рис.
В расширенный у отверстия цилиндр, почти наполненный водой, опускают в перевернутом положении градуированную трубку с закрытым концом, содержащую около 10 мл воды. Длина трубки 70 см , диаметр 1,5-2 см . После опускания градуированной трубки отводят от отверстия трубки палец, приводят воду в трубке и цилиндре к одинаковому уровню и отмечают объем воздуха, содержащегося в трубке. Не поднимая трубки выше уровня воды в цилиндре (чтобы не впустить дополнительное количество воздуха), вводят в воздушное пространство трубки закрепленный на конце проволоки кусочек белого фосфора.
Через три-четыре часа или даже через два-три дня отмечают поднятие воды в трубке.
По окончании опыта вынимают из трубки проволоку с фосфором (не поднимая трубки выше уровня воды в цилиндре), приводят воду в трубке и цилиндре к одинаковому уровню и отмечают объем воздуха, оставшийся после медленного окисления белого фосфора.
Опыт показывает, что в результате связывания фосфором кислорода объем воздуха уменьшился на одну пятую, что соответствует содержанию кислорода в воздухе.
Опыт. Быстрое горение белого фосфора. Ввиду того что при реакции соединения фосфора с кислородом выделяется большое количество тепла, на воздухе белый фосфор самовоспламеняется и сгорает ярким желтовато-белым пламенем, образуя фосфорный ангидрид - твердое белое вещество, очень энергично соединяющееся с водой.
Ранее уже упоминалось о том, что белый фосфор воспламеняется при 36-60°. Чтобы наблюдать за его самовоспламенением и сгоранием, кусочек белого фосфора кладут на лист асбеста и прикрывают стеклянным колоколом или большой воронкой, на шейку которой надевают пробирку.
Фосфор легко можно поджечь стеклянной палочкой, нагретой в горячей воде.
Опыт. Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора. На один конец медной пластинки (длиной 25 см , шириной 2,5 см и толщиной 1 мм ) кладут небольшой кусочек просушенного белого фосфора, на другой конец насыпают небольшую кучку красного фосфора. Пластинку кладут на треножник и одновременно к обоим концам пластинки подносят приблизительно одинаково горящие газовые горелки.
Белый фосфор воспламеняется немедленно, а красный только тогда, когда его температура достигнет приблизительно 240°.
Опыт. Воспламенение белого фосфора под водой. Пробирку с водой, в которой находится несколько небольших кусочков белого фосфора, опускают в стакан с горячей водой. Когда вода в пробирке нагреется до 30-50°, в нее по трубке начинают пропускать ток кислорода. Фосфор воспламеняется и сгорает, разбрасывая яркие искры.
Если опыт проводится в самом стакане (без пробирки), стакан помещают на треножник, установленный на подносе с песком.
ВОССТАНОВЛЕНИЕ СОЛЕЙ СЕРЕБРА И МЕДИ БЕЛЫМ ФОСФОРОМ
Опыт. При внесении кусочка белого фосфора в пробирку с раствором нитрата серебра наблюдают выпадение осадка металлического серебра (белый фосфор является энергичным восстановителем):
Р + 5AgNO 3 + 4Н 2 O = Н 3 РO 4 + 5Ag + 5HNO 3 .
Если белый фосфор внести в пробирку с раствором сульфата меди, то выпадает металлическая медь:
2Р + 5CuSO 4 + 8Н 2 O = 2Н 3 РO 4 + 5H 2 SO 4 + 5Cu.
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
Фосфор является довольно распространенным химическим элементом на нашей планете. Его название переводится как «светоносный», потому что в чистом виде он ярко светится в темноте. Открыт этот элемент был совершенно случайно, алхимиком Хеннингом Брандом, когда тот пытался извлечь золото из мочи. Так фосфор стал первым элементом, который алхимики смогли добыть с помощью своих экспериментов.
Характеристика фосфора
Он химически очень активен, поэтому в природе его можно встретить только в виде минералов - соединений с другими элементами, которых насчитывается 190 видов. Важнейшее соединение - это фосфат кальция Сейчас известно много разновидностей апатитов, самым распространённым из которых является фторапатит. Из апатитов различных видов слагаются осадочные горные породы - фосфориты.
Для живых организмов фосфор имеет очень важное значение, поскольку входит в состав как растительного, так и животного белка в виде различных соединений.
В растениях этот элемент содержится преимущественно в белках семени, а в организмах животных - в различных белках крови, молока, клетках мозговой и Большое количество фосфора содержится в виде фосфата кальция в костях позвоночных животных.
Фосфор существует в трех аллотропных модификациях: белый фосфор, красный и черный. Давайте рассмотрим их подробнее.
Белый фосфор можно получить, если быстро охладить его пары. Тогда образуется твердое кристаллическое вещество, которое в чистом виде абсолютно бесцветно и прозрачно. Белый фосфор, предназначенный для продажи, обычно окрашен в слегка желтоватый цвет и по своему внешнему виду очень напоминает воск. В холоде это вещество становится хрупким, а при температуре выше 15 градусов приобретает мягкость, и его можно легко разрезать ножом.
В воде белый фосфор не растворяется, но зато хорошо поддается органическим растворителям. На воздухе он очень быстро окисляется (начинает гореть) и при этом светится в темноте. Собственно, представления о светящейся субстанции и детективные рассказы о связаны именно с белым фосфором. Он является сильным ядом, который смертельно действует даже в малых дозах.
Красный фосфор - это твердое вещество темно-красного цвета, которое по своим свойствам разительно отличается от описанного выше. Окисляется на воздухе он очень медленно, в темноте не светится, загорается только при нагревании, в органических растворителях его растворить невозможно, и он не является ядовитым. При сильном нагревании, при котором отсутствует доступ воздуха, он, не плавясь, превращается в пар, из которого при охлаждении и получается белый фосфор. При горении обоих элементов образуется оксид фосфора, что доказывает наличие в их составе одного и того же элемента. Иначе говоря, они образованы одним элементом - фосфором - и являются его аллотропными модификациями.
Черный фосфор получают из белого при 200 градусах Цельсия под высоким давлением. Он имеет слоистую структуру, металлический блеск и внешне похож на графит. Из всех твердых видов данного вещества он наименее активный.
В Парижской библиотеке хранится манускрипт по алхимии, в котором описано открытие фосфора . Если верить документу, выделить элемент в чистом виде впервые удалось Алхид Бахилу.
Он жил в 12-ом веке. Фосфор мужчина получил, перегоняя мочу с известью и . Алхимик назвал светящееся вещество эскарбуклем. Современное имя элементу дал Хеннинг Бранд.
Он соединил греческие слова «свет» и «несу». Немец выделил белый фосфор в 1669-ом году, задокументировав свою заслугу, выступив перед ученым сообществом.
Хеннинг Бранд, как и Алхид Бахил, воспользовался выпаренной мочой, но нагревал ее с белым песком. В 17-ом веке, да и в 12-ом, свечение полученного вещества казалось чудом. У современников на физические свойства фосфора иной взгляд.
Физические и химические свойства фосфора
Элемент фосфор светится из-за процессов окисления. Взаимодействие с кислородом проходит быстро, возможно самовоспламенение.
Скорое и обильное высвобождение химической энергии приводит к ее переходу в энергию света. Процесс проходит даже при комнатной температуре.
Вот и секрет сияния фосфора. Кислород проще всего реагирует с белой модификацией элемента. Ее можно перепутать с воском, свечным парафином. Плавится вещество уже при 44-х градусах Цельсия.
Свойства фосфора белого цвета отличаются от свойств других модификаций элемента. Они, к примеру, не токсичны.
Бесцветный же фосфор ядовит, нерастворим в воде. Ей, как правило, и блокируют окисление порошка. Не вступая в реакцию с водой, белый фосфор легко растворяется органике, к примеру, сероуглероде.
В первой модификации вещество фосфор наименее плотное. На кубический метр приходится лишь 1 800 граммов. При этом, смертельной дозой для человека является всего 0,1 грамм.
Еще ядовитее желтый фосфор . По-сути, это разновидность белого, но не очищенная. Плотность вещества та же, воспламеняемость тоже.
Температура плавления чуть ниже – 34 градуса. Закипает элемент при 280-ти по шкале Цельсия. За счет загрязнений, при горении выделяется густой дым. С водой желтый фосфор, как и белый, в реакцию не вступает.
Существует еще красный фосфор . Его впервые получили в 1847-ом году. Австрийский химик Шреттер нагрел белую модификацию элемента до 500-от градусов в атмосфере угарного газа.
Реакция проводилась в герметичной колбе. Полученный вид фосфора оказался термодинамически стабильным. Вещество растворяется разве что в некоторых расплавленных металлах.
Воспламениться атом фосфора может лишь при прогреве атмосферы до 250 градусов Цельсия. Альтернатива – активное трение, или сильный удар.
Цвет красного фосфора бывает не только алым, но и фиолетовым. Свечение отсутствует. Почти отсутствует и ядовитость. Токсичное действие красной модификации элемента минимально. Поэтому, именно алый фосфор широко используют в промышленности.
Предпоследняя модификация элемента – черная. Получена в 1914-ом году, является самой стабильной. У вещества металлический блеск. Поверхность черного фосфора лоснится, похожа на .
Модификация не поддается ни одному растворителю, воспламеняется лишь в атмосфере, прогретой до 400-от градусов. Масса фосфора черного наиболее велика, как и плотность. Вещество «рождается» из белого при давлении в 13 000 атмосфер.
Если довести давление до сверхвысокого, появляется последняя, металлическая модификация элемента. Ее плотность достигает почти 4-х граммов на кубический сантиметр. Формула фосфора не меняется, но преобразуется кристаллическая решетка. Она становится кубической. Вещество начинает проводить электрический ток.
Применение фосфора
Оксид фосфора служит дымообразующим средством. Воспламеняясь, желтая модификация элемента дает густую завесу, что пригождается в оборонной промышленности.
В частности, фосфор добавляют в трассирующие пуля. Оставляя за собой дымный след, они позволяют корректировать направление, точность посылов. «Дорожка» сохраняется на протяжении километра.
В военной промышленности фосфор нашел место, так же, как воспламенитель. В этой роли элемент выступает и в мирных целя. Так, красную модификации используют при изготовлении спичек. Смазкой в них служит пара фосфор-сера , то есть, сульфид 15-го элемента .
Хлорид фосфора нужен при производстве пластификаторов. Так называют добавки, увеличивающие пластичность пластмасс и прочих полимеров. Хлорид закупают и аграрии. Они примешивают вещество к инсектицидам.
Их применяют для уничтожения вредителей на полях, в частности, насекомых. Опрыскивают посадки и пестицидами. В них присутствует уже дуэт кальций-фосфор или же фосфиды .
Если насекомых с помощью фосфорных смесей убивают, то растения – взращивают. Так, пары азот-фосфор и калий-фосфор – завсегдатаи удобрений. 15-ый элемент питает насаждения, ускоряет их развитие, повышает урожайность. Фосфор необходим и человеку.
В костях, нуклеиновых цепочках, белках, его скрыто примерно 800 граммов. Не зря же элемент был впервые добыт путем перегонки мочи. Запасы организма требуют ежедневного пополнения в размере 1,2-1,5 граммов. Они поступают с морепродуктами, бобовыми, сырами и хлебом.
Кислоты фосфора добавляют в продукты и искусственным путем. Зачем? Разбавленная фосфорная кислота служит усилителем вкуса для сиропов, мармеладов и газированных напитков. Если в составе продукта указана Е338, речь идет о соединении с участием 15-го элемента таблицы Менделеева.
Применение фосфора природа не связала с его свечением. Человек же сделал упор именно на это свойство. Так, львиная доля запасов элемента идет на производство красок. Составы для машин еще и защищают их от коррозии. Изобретены краски для и глянцевых поверхностей. Есть варианты для дерева, бетона, пластика.
Без 15-го элемента не обходятся многие синтетические моющие средства. В них содержится магний. Фосфор связывает его ионы.
Иначе, эффективность составов снижается. Без 15-го элемента снижается и качество некоторых сталей. Их основа – железо. Фосфор – лишь .
Добавка увеличивает прочность сплава. В низколегированных сталях фосфор нужен для облегчения их обработки и увеличении сопротивляемости коррозии.
Добыча фосфора
В таблице Менделеева фосфор 15-ый, но по распространенности на Земле – 11-ый. Вещество не редко и за пределами планеты. Так, в метеоритах содержится от 0,02 до 0,94% фосфора. Он найден и в образцах грунта, взятых с Луны.
Земные представители элемента – 200 минерал, созданные природой на его основе. В чистом виде фосфор не встречается. Даже в литосфере он представлен ортофосватом, то есть, окислен до высшей степени.
Чтобы выделить чистый элемент промышленники работают с фосфатом кальция. Его получают из фосфоритов и втораппатитов. Это 2 минерала, наиболее богатые 15-ым элементом. После реакции восстановления, остается 100-процентный фосфор.
В качестве восстановителя выступает кокс, то есть углерод. Кальций, при этом, связывают песком. Все это специалисты проделывают в электропечах. То есть, процесс выделения фосфора относится к электротермическим.
Таково получение белого или желтого фосфора. Все зависит от степени очистки. Что нужно сделать, чтобы перевести продукт в красную, черную, металлическую модификации, описано в главе «Химические и физические свойства элемента».
Цена фосфора
Есть фирмы и магазины, специализирующиеся на поставках химического сырья. Фосфор, как правило, предлагают в упаковках по 500 граммов и килограмму. За красную модификацию весом в 1 000 граммов просят около 2 000 рублей.
Белый фосфор предлагают реже и по цене примерно на 30-40% дешевле. Черная и металлическая модификации дорогостоящие и реализуются, как правило на заказ через крупные предприятия-производители.
Всё о Красном Фосфоре
ФОСФОР (от греч. phosphoros - светоносный; лат. Phosphorus) - один из самых распространённых элементов земной коры, находящийся в 3 периоде, в 5 группе главной подгруппе. 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 Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) фосфорит Ca3(PO4)2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. 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 Фосфора
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:
2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3
Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:
4HPO3 + 12C → 4P + 2H2 + 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.
Красный Фосфор
Красный Фосфор , также называемый фиолетовым фосфором, - это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.
Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии - тёмно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240-250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.
Ядовитость Красного Фосфора в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков)
Состав «ТЁРКИ»
|
Красный Фосфор |
30,8 % |
|
Трёхсернистая Сурьма |
41,8 % |
|
Железный Сурик |
12,8 % |
|
Мел |
2,6 % |
|
Белила Цинковые |
1,5 % |
|
Стекло Молотое |
3,8 % |
|
Клей Костный |
6,7 % |
Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» - промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.
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 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:
4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода)
4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода)
Взаимодействует со многими простыми веществами - галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:
с металлами - окислитель, образует фосфиды:
2P + 3Ca → Ca3P2, 2P + 3Mg → Mg3P2
фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина с неметаллами - восстановитель:
2P + 3S → P2S3, 2P + 3Cl2 → 2PCl3. Не взаимодействует с водородом.
Взаимодействие с Водой
Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:
8Р + 12Н2О = 5РН3 + 3Н3РО4 (фосфорная кислота)
Взаимодействие со Щелочами
В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:
4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2
Восстановительные Свойства
Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:
6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5
Применение
Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.
Токсикология Элементарного 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 производственных помещений - 0,03 мг/м³, временно допустимая концентрация в атмосферном воздухе - 0,0005 мг/м³, ПДК в питьевой воде - 0,0001 мг/дм³.
Загрузка...
