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 ns2np3. 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 1s22s22p63s23p3. 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:
быстрое окисление на воздухе с проявлением хемилюминесценции (способности светиться в темноте в результате химической реакции),- нерастворимость в воде,
- переход в красный P при нагревании до 250−300°С в безвоздушной среде,
- переход в чёрный P при температуре 200°C и высоком давлении,
- растворимость в органических растворителях, например, CS2.
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
| Белый/жёлтый | Красный | Чёрный | |
| Агрегатное состояние | Твёрдое кристаллическое вещество | Твёрдое вещество, порошок | Твёрдое кристаллическое вещество |
| Растворимость в воде | нерастворим | нерастворим | нерастворим |
| Плотность, г/см3 | 1,8 | 2,2 | 2,7 |
| Температура плавления, °С | 44 | 260 | 280 |
| Токсичность | сильный яд | не ядовит | не ядовит |
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:
2Р + 3S = P2S3
2Р + 5S = P2S5
Р + 3F = PF3
Р + 5F = PF5
- 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:
Фосфин РН3 — газ при комнатной температуре, но уже при небольшом повышении температуры разлагается. Растворим в органических растворителях, но мало растворим в воде. По химическим свойствам — восстановитель. Ядовит. Практического значения это вещество не имеет.- Оксиды наиболее стабильным оксидом является фосфорный ангидрид — оксид фосфора V (P2O5). Кристаллическое вещество является очень гигроскопичным и активно используется как осушающий агент. В зависимости от условий при взаимодействии с водой образует либо метафосфорную (НРО3), либо ортофосфорную (Н3РО4), либо пирофосфорную (Н4Р2О7) кислоты. Оксид фосфора III неустойчив. Взаимодействие с водой приводит к образованию фосфорноватистой кислоты (Н3РО3).
- Кислоты разделяют на фосфорные (содержащие атом фосфора в степени окисления +5) ортофосфорная (Н3РО4), пирофосфорная (Н4Р2О7), метафосфорная (НРО3) и низшие фосфорнокислые кислоты фосфористая (Н3РО3), фосфорноватистая (Н3РО2).
- Галогениды хлориды фосфора — широко используемые вещества в органическом синтезе в качестве хлорирующих агентов.
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