Фосфор
Фо́сфор (P) — хімічний елемент 5-ї групи (згідно із застарілою класифікацією — головної підгрупи п'ятої групи) третього періоду періодичної системи; неметал; має атомний номер 15. Один з поширених елементів земної кори: його зміст становить 0,08-0,09% її маси. Концентрація у морській воді 0,07 мг/л[1]. У вільному стані не зустрічається через високу хімічну активність. Утворює близько 190 мінералів, найважливішими з яких є апатит Ca 5 (PO 4 ) 3 (F, Cl, OH), фосфорит та інші. Фосфор міститься у всіх частинах зелених рослин, ще більше його в плодах і насінні (див. фосфоліпіди). Міститься в тканинах тварин, входить до складу білків та інших найважливіших органічних сполук (АТФ, ДНК), є біогенним елементом.
Зміст |
Історія [ред.]
Фосфор відкритий гамбурзьким алхіміком Геннігом Брандом у 1669 році. Подібно до інших алхіміків, Бранд намагався відшукати еліксир життя або філософський камінь, а отримав речовину, яка світиться. Тим відкриттям Бранд не збагатився і продав спосіб отримання Даніелю Крафту (Johann Daniel Kraft), який заробив на цьому маєток. Трохи пізніше фосфор був отриманий іншим німецьким хіміком — Йоганном Кункелем. Незалежно від Бранда і Кункеля фосфор був отриманий Робертом Бойлем, який описав його в статті «Спосіб приготування фосфору з людської сечі», датованій 14 жовтня 1680 та опублікованій у 1693 році. Удосконалений спосіб отримання фосфору був опублікований в 1743 році Андреасом Маргграфом. Існують дані, що фосфор вміли отримувати ще арабські алхіміки в XII ст.
Те, що фосфор — проста речовина, довів Антуан Лавуазьє.
Походження назви [ред.]
У 1669 р. німецький алхімік Генніг Бранд при нагріванні суміші білого піску і випаруваної сечі отримав речовину, що світилася в темряві, названу спочатку «холодним вогнем», а пізніше фосфором, від грец. φως-φορος — світлоносний.
Поширення в природі [ред.]
Фосфор досить поширений елемент (0,08% маси земної кори). В природі він зустрічається винятково у зв'язаному стані. Найважливішими природними сполуками фосфору є мінерали фосфорит Са3(PO4)2 і апатит, який у своєму складі містить, крім Са3(PO4)2, CaP2 або CaCl2. Багаті родовища апатиту є на Кольському півострові, а також у південному Казахстані (гори Каратау), на Уралі, в Естонії, Ленінградській і Московській областях, в Україні і в інших місцях. Фосфор є також постійною складовою частиною живих організмів — рослин і тварин. Особливо значні його кількості містяться в кістках тварин (і людини) у вигляді фосфату кальцію Са3(PO4)2. Крім того, фосфор входить до складу нуклеінових кислот та білків.
Фізичні властивості [ред.]
У вільному стані фосфор буває в кількох алотропічних модифікаціях. Найбільше значення мають так звані білий і червоний фосфор.
Білий фосфор являє собою безбарвну воскоподібну речовину з жовтуватим відтінком, через що його називають також жовтим фосфором. Утворюється при швидкому охолодженні пари фосфору. Його густина 1,82 г/см³. Температура плавлення 44,1°С, температура кипіння 280°С. У воді практично не розчиняється, але добре розчиняється в сірковуглеці CS2. Білий фосфор надзвичайно отруйний — на шкірі залишає хворобливі опіки. Доза його в 0,1 г — смертельна для людини. Тому працювати з ним слід дуже обережно. На повітрі білий фосфор легко окислюється. При цьому частина хімічної енергії перетворюється в світло. Тому білий фосфор у темряві світиться. Білий фосфор — легкозаймиста речовина. Температура його займання 40°С, а в дуже роздрібненому стані він самозаймається на повітрі навіть при звичайній температурі. Тому білий фосфор зберігають під водою.
Червоний фосфор являє собою порошкоподібну речовину червоно-бурого кольору. Утворюється при тривалому нагріванні білого фосфору в герметично закритому посуді при температурі близько 250°С. Червоний фосфор не отруйний і в сірковуглеці не розчиняється. Густина його 2,20 г/см³. Запалюється червоний фосфор лише при температурі 240°С. При нагріванні він не плавиться, а переходить безпосередньо з твердого в газоподібний стан (сублімує). При охолодженні пари фосфору переходять у білий фосфор.
Чорний фосфор — речовина, схожа на графіт, має шарувату будову. Він масний на дотик, з металічним блиском, виявляє властивості напівпровідників. Утворюється також з білого фосфору при тривалому нагріванні (200ºС) під великим тиском (1220 МПа). мда
Хімічні властивості [ред.]
Фосфор належить до головної підгрупи п'ятої групи періодичної системи Менделєєва. Порядковий номер його 15. Маючи на зовнішній електронній оболонці п'ять електронів: (15 = 2 + 8 + 5), атоми фосфору виявляють властивості окисника і, приєднуючи від атомів інших елементів три електрони, яких бракує для заповнення зовнішньої оболонки перетворюються в негативно тривалентні іони: Р0 + 3e = Р3-. Однак фосфор менш активний окисник, ніж азот, оскільки його валентні електрони віддаленіші від ядра атома і слабіше з ним зв'язані, ніж валентні електрони атомів азоту.
Разом з тим атоми фосфору можуть також втрачати свої валентні електрони, перетворюючись при цьому в позитивно заряджені іони, наприклад Р0 — 5е = Р5+. У зв'язку з більшою віддаленістю валентних електронів від ядра атома фосфор набагато легше віддає ці електрони, ніж азот. Тому металічні властивості фосфору проявляються більш виразно, ніж в азоту.
З киснем фосфор сполучається досить енергійно, особливо білий, виділяючи значну кількість тепла і утворюючи пентаоксид фосфору P2O5:
- 4P + 5O2 = 2P2O5
Фосфор досить легко реагує і з іншими неметалами, особливо з хлором, з яким він навіть при невеликому нагріванні енергійно взаємодіє з утворенням безбарвних кристалів пентахлориду фосфору PCl5:
- 2P + 5Cl2 = 2PCl5
При дуже високій температурі фосфор, подібно до азоту, може сполучатися з багатьма металами, утворюючи фосфіди:
- 2P + 3Ca = Ca3P2
З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє. Але посереднім шляхом можна одержати сполуки фосфору з воднем. Наприклад, при дії на фосфід кальцію розведеної хлоридної кислоти утворюється фосфін PH3, який за своїми властивостями нагадує аміак:
- Ca3P2+6HCl = 3CaCl2 + 2PH3↑
Сполуки [ред.]
Для фосфору характерним є ступінь окислення «+5», якому відповідають природні фосфатні мінерали. Сполуки фосфору «+3» — відновники.
- Оксиди: P2O5 (який має тетраедричну структуру P4O10), P2O3, некласичні P4Ox (x=7..9).
- Кислоти
| Ступінь окислення | Формула | Назва | Основність | Стійкі сполуки |
|---|---|---|---|---|
| +1 | H3PO2 | гіпофосфорна кислота | 1 | кислота, солі |
| +3 | H3PO3 | фосфітна кислота | 2 | кислота, солі |
| +5 | (HPO3)n | метафосфорні кислоти | n | солі(n=3,4) |
| +5 | H3PO4 | (орто)фосфорна кислота | 3 | кислота, солі |
| +5 | H4P2O7 | пірофосфорна кислота | 4 | кислота, солі |
- Галогеніди фосфору: PCl5, POCl3, PCl3 та аналогічні бурхливо взаємодіють з водою, утворюючи галогенводневі кислоти.
Отримання [ред.]
У вільному стані фосфор одержують шляхом відновлення фосфату кальцію вугілля в присутності діоксиду кремнію
- Са3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5
- P2O5 + 5C = 2P + 5CO↑
Процес відновлення проводять у спеціальних електричних печах при температурі близько 1500°С. Діоксид кремнію (пісок) додається для зниження температури реакції, витиснення фосфатного ангідриду з фосфату кальцію і видалення з печі твердих продуктів у вигляді розплавленого шлаку CaSiO3. Одержуваний фосфор виділяється в пароподібному стані, який потім охолоджують і збирають у приймачі з водою.
Застосування [ред.]
У практиці застосовується переважно червоний фосфор. Використовується він головним чином у сірниковому виробництві. В суміші з товченим склом і клеєм червоний фосфор наносять на бокові поверхні сірникових коробок. До складу головок сірників фосфор не входить. Вони виготовляються з суміші бертолетової солі KClO3, діоксиду мангану MnO2, сірки, товченого скла і клею. При терті головки сірника об бокову поверхню сірникової коробки запалюється фосфор, який підпалює головку сірника, а від головки запалюється й дерево сірника.
Біологічна роль [ред.]
Елементний фосфор майже не зустрічається в природі. Білий фосфор отруйний, а червоний — ні. Роль сполук фосфору в природі значно більша: Фосфатний зв'язок поєднує послідовні нуклеотиди в нитках ДНК та РНК. АТФ слугує головним енергетичним носієм клітин. Фосфоліпіди формують клітинні мембрани. Міцність кісток визначається наявністю в них фосфатів.
Див. також [ред.]
- Ресурси і запаси фосфору
- Фосфатний ангідрид
- Фосфати
- Фосфатні добрива
- Метафосфатна кислота
- Ортофосфатна кислота
Примітки [ред.]
- ↑ JP Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
Джерела [ред.]
- Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім.. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет — Донецьк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
- Ф. А. Деркач «Хімія» Л. 1968
- Гірничий енциклопедичний словник: в 3 т. / За ред. В. С. Білецького. — Донецьк: Східний видавничий дім, 2001—2004. ISBN 966-7804-19-4
Посилання [ред.]
 |
Цю статтю потрібно вікіфікувати, щоб привести її вигляд до стандартів Вікіпедії. (Жовтень 2009) |
