Химия - это просто

Популярно о химии

· Что такое химия
· Периодическая таблица

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

· Водород
· Бор
· Углерод
· Азот
· Кислород
· Алюминий
· Кремний
· Фосфор
· Сера
· Хлор
· Хром
· Марганец
· Железо
· Медь
· Цинк
· Серебро
· Золото
· Ртуть

ОБЩАЯ ХИМИЯ

ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Фосфор (P)

• Обозначение - P (Phosphorus);
• Период - III;
• Группа - 15 (Va);
• Атомная масса - 30,973761;
• Атомный номер - 15;
• Радиус атома = 128 пм;
• Ковалентный радиус = 106 пм;
• Распределение электронов - 1s²2s²2p⁶3s²3p³;
• t плавления = 44,14°C;
• t кипения = 280°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 2,19/2,06;
• Степень окисления: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Плотность (н. у.) = 1,82 г/см³ (белый фосфор);
• Молярный объем = 17,0 см³/моль.

Соединения фосфора:

• Фосфин
• Оксиды фосфора
• Кислоты фосфора
• Соли фосфорной кислоты
• Фосфорные удобрения

Фосфор (несущий свет) впервые был получен арабским алхимиком Ахад Бехилем в 12 веке. Из европейских ученых первым открыл фосфор немец Хенниг Брант в 1669 г., во время проведения опытов с человеческой мочой в попытках извлечь из нее золото (ученый полагал, что золотистый цвет мочи вызван присутствием частичек золота). Несколько позже фосфор был получен И. Кункелем и Р. Бойлем - последний описал его в своей статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи» (14.10.1680; работа была опубликована в 1693 г.). Позже Лавуазье доказал, что фосфор является простым веществом.

Содержание фосфора в земной коре составляет 0,08% по массе - это один из самых распространенных химических элементов на нашей планете. По причине своей высокой активности, фосфор в свободном состоянии в природе не встречается, но входит в состав почти 200 минералов, самыми распространенными из которых являются апатит Ca₅(PO₄)₃(OH) и фосфорит Ca₃(PO₄)₂.

Фосфор играет немаловажную роль в жизни животных, растений и человека - он входит в состав такого биологического соединения, как фосфолипид, также присутствует в белковых и других таких важнейших органических соединениях, как ДНК и АТФ.

Фосфор в Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева, стоит под номером "15", относится к 15(Va) группе (См. Атомы 15(Va) группы).

Рис. Строение атома фосфора.

Атом фосфора содержит 15 электронов, и имеет схожую с азотом электронную конфигурацию внешнего валентного уровня (3s²3p³), но у фосфора по сравнению с азотом менее выражены неметаллические свойства, что объясняется наличием свободной d-орбитали, большим радиусом атома и меньшей энергией ионизации.

Вступая в реакции с другими химическими элементами, атом фосфора может проявлять степень окисления от +5 до -3 (наиболее характерна степень окисления +5, остальные встречаются достаточно редко).

• +5 - оксид фосфора P₂O₅(V); фосфорная кислота (H₃PO₄); фосфаты, галогениды, сульфиды фосфора V (соли фосфорной кислоты);
• +3 - P₂O₃(III); фосфористая кислота (H₃PO₃); фосфиты, галогениды, сульфиды фосфора III (соли фосфористой кислоты);
• 0 - P;
• -3 - фосфин PH₃; фосфиды металлов.

В основном (невозбужденном) состоянии у атома фосфора на внешнем энергетическом уровне находится два спаренных электрона на s-подуровне + 3 неспаренных электрона на p-орбиталях (d-орбиталь свободна). В возбужденном состоянии один электрон с s-подуровня переходит на d-орбиталь, что расширяет валентные возможности атома фосфора.

Рис. Переход атома фосфора в возбужденное состояние.

P₂

Два атома фосфора объединяются в молекулу P₂ при температуре порядка 1000°C.

При более низких температурах фосфор существует в четырехатомных молекулах P₄, а также в более устойчивых полимерных молекулах P_∞.

Аллотропные модификации фосфора:

• Белый фосфор - чрезвычайно ядовитое (летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05—0,15 г) воскоподобное вещество с запахом чеснока, без цвета, люминисцирующее в темноте (процесс медленного окисления в P₄O₆); высокая реакционная способность белого фосфора объясняется некрепкими связями Р-Р (у белого фосфора молекулярная кристаллическая решетка с формулой P₄, в узлах которой расположены атомы фосфора), которые достаточно легко разрываются, в результате чего белый фосфор при нагревании или в процессе длительного хранения переходит в более устойчивые полимерные модификации: красный и черный фосфор. По этим причинам белый фосфор хранят без доступа воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.
• Желтый фосфор - огнеопасное, сильно ядовитое вещество, в воде не растворяется, легко окисляется на воздухе и самовозгорается, при этом горит ярко-зеленым ослепительным пламенем с выделением густого белого дыма.
• Красный фосфор - полимерное, нерастворимое в воде вещество со сложной структурой, обладающее наименее реакционной способностью. Красный фосфор широко применяется в промышленном производстве, т. к. не так сильной ядовит. Поскольку на открытом воздухе красный фосфор, впитывая влагу, постепенно окисляется с образованием гигроскопичного оксида ("отсыревает"), образует вязкую фосфорную кислоту, поэтому, красный фосфор хранится в герметически закрытой таре. В случае отмокания красный фосфор очищают от остатков фосфорной кислоты путем промывания водой, затем высушивают и используют по назначению.
• Черный фосфор - жирное на ощупь графитоподобное вещество серо-черного цвета, обладающее полупроводниковыми свойствами - наиболее устойчивая модификация фосфора со средней реакционной способностью.
• Металлический фосфор получают из черного фосфора под высоким давлением. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Химические свойства фосфора

Из всех аллотропных модификаций фосфора самой активной является белый фосфор (P₄). Зачастую в уравнении химических реакций пишут просто P, а не P₄. Поскольку, фосфор, как и азот, имеет много вариантов степеней окисления, то в одних реакциях он является окислителем, в других - восстановителем, в зависимости от веществ, с которыми он взаимодействует.

Окислительные свойства фосфор проявляет в реакциях с металлами, которые протекают при нагревании с образованием фосфидов:
3Mg + 2P = Mg₃P₂.

Фосфор является восстановителем в реакциях:

• с более электроотрицательными неметаллами (кислородом, серой, галогенами):
  • соединения фосфора (III) образуются при недостатке окислителя
    4P + 3O₂ = 2P₂O₃
  • соединения фосфора (V) - при избытке: кислорода (воздуха)
    4P + 5O₂ = 2P₂O₅
• с галогенами и серой фосфор образует галогениды и сульфид 3-х или 5-ти валентного фосфора, в зависимости от соотношения реагентов, которые берутся в недостатке или избытке:
  • 2P+3Cl₂(нед.) = 2PCl₃ - хлорид фосфора (III)
  • 2P+3S(нед.) = P₂S₃ - сульфид фосфора (III)
  • 2P+5Cl2(изб.) = 2PCl₅ - хлорид фосфора (V)
  • 2P+5S(изб.) = P₂S₅ - сульфид фосфора (V)
• с концентрированной серной кислотой:
  2P+5H₂SO₄ = 2H₃PO₄+5SO₂↑+2H₂O
• с конецнтрированной азотной кислотой:
  P+5HNO₃ = H₃PO₄+5NO₂↑+H₂O
• с разбавленной азотной кислотой:
  3P+5HNO₃+2H₂O = 3H₃PO₄+5NO↑

Фосфор выступает одновременно и окислителем, и восстановителем в реакциях диспропорционирования с водными растворами щелочей при нагревании, образуя (кроме фосфина) гипофосфиты (соли фосфорноватистой кислоты), в которых проявляет нехарактерную для себя степень окисления +1:
4P⁰+3KOH+3H₂O = P^-3H₃↑+3KH₂P⁺¹O₂

НАДО ЗАПОМНИТЬ: с другими кислотами, кроме указанных выше реакций, фосфор не реагирует.

Получение и применение фосфора

Промышленным способом фосфор получают путем его восстановления коксом из фосфоритов (фторапататиов), в состав которых входит фосфат кальция, прокаливая в электропечах при температуре 1600°C с добавлением кварцевого песка:
Ca₃(PO₄)₂ + 5C + 3SiO₂ = 3CaSiO₃ + 2P + 5CO.

На первом этапе реакции под действием высокой температуры оксид кремния (IV) вытесняет оксид фосфора (V) из фосфата:
Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ = 3CaSiO₃ + P₂O₅.

Затем оксид фосфора (V) восстанавливается углём до свободного фосфора:
P₂O₅+5C = 2P+5CO.

Применение фосфора:

• производство удобрений;
• ядохимикатов;
• спичек;
• моющих средств;
• красок;
• полупроводников.