Фосфор

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Фосфор (P)
Атомний номер 15
Зовнішній вигляд
простої речовини
Білий, восковидний
Властивості атома
Атомна маса
(молярна маса)
30,973762 а.о.м. (г/моль)
Радіус атома 128 пм
Енергія іонізації
(перший електрон)
1011,2(10,48) кДж/моль (еВ)
Електронна конфігурація [Ne] 3s2 3p3
Хімічні властивості
Ковалентний радіус 106 пм
Радіус іона 35 (+5e) 212 (-3e) пм
Електронегативність
(за Полінгом)
2,19
Електродний потенціал 0
Ступені окиснення 5, 3, -3
Термодинамічні властивості
Густина (білий фосфор)1,82 г/см³
Питома теплоємність 0,757 Дж/(K моль)
Теплопровідність (0,236) Вт/(м К)
Температура плавлення 317,3 K
Теплота плавлення 2,51 кДж/моль
Температура кипіння 553 K
Теплота випаровування 49,8 кДж/моль
Молярний об'єм 17,0 см³/моль
Кристалічна ґратка
Структура ґратки кубічна
Період ґратки 7,170 Å
Відношення c/a n/a
Температура Дебая n/a K
Періодична система елементів
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
* La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Фо́сфор (P) — хімічний елемент 5-ї групи (згідно із застарілою класифікацією — головної підгрупи п'ятої групи) третього періоду періодичної системи; неметал; атомний номер 15. Ат. маса 30,97376. Один з найпоширеніших елементів земної кори: 0,08-0,09% її маси. У вільному стані не зустрічається через високу хімічну активність. У природі відомий один стабільний ізотоп – 31Р. Відомі оксиди фосфору P2O5, P2O3. Пероксид P2O6. Карбід РС3. Утворює близько 190 мінералів, найважливішими з яких є апатит Ca5(PO4)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.

Історія[ред.ред. код]

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. Цим відкриттям Бранд не збагатився і продав спосіб отримання Даніелю Крафту (Johann Daniel Kraft), який заробив на цьому маєток. Трохи згодом фосфор отримав інший німецький хімік — Йоганн Кункель. Незалежно від Бранда і Кункеля фосфор отримав Роберт Бойль, який описав його в статті «Спосіб приготування фосфору з людської сечі», датованій 14 жовтня 1680 та опублікованій 1693. Удосконалений спосіб отримання фосфору був опублікований 1743 Андреасом Маргграфом. Існують дані, що фосфор вміли отримувати арабські алхіміки у XII столітті.

Те, що фосфор — проста речовина, довів Антуан Лавуазьє.

Походження назви[ред.ред. код]

1669 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.ред. код]

Фосфор досить поширений елемент (0,08% маси земної кори). Концентрація у морській воді 0,07 мг/л[1]. 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 Російської Федерації, 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 нуклеїнових кислот та білків.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Білий фосфор з жовтим відтінком на зрізі під шаром води.

Проста речовина – фосфор. Неметал. Утворює декілька модифікацій – білий Ф. (густина 1,828, tплав 44,14оС), червоний Ф. (густина 2,3, tплав 590оС) та ін.

Легко окиснюється киснем повітря до оксидів, галогенами – до галогенідів, при сплавленні з сіркою утворює сульфіди, а при нагріванні з металами – фосфіди. Білий фосфор (в дійсності, внаслідок наявності домішок має жовтуватий відтінок і тому називається також жовтим фосфором) легко самозаймається, світиться у темряві, дуже отруйний, викликає сильні опіки; червоний фосфор (суміш декількох модифікацій, в якій переважає фіолетова) менше активний хімічно, не отруйний; чорний фосфор – найменш хімічно активний, за зовнішнім виглядом схожий на графіт, на відміну від білого і червоного фосфорів, які є ізоляторами, чорний фосфор – напівпровідник.

У вільному стані фосфор буває в кількох алотропічних модифікаціях. Найбільше значення мають так звані білий і червоний фосфор.

Білий фосфор — безбарвна воскоподібна речовина 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 °C, температура кипіння 280 °C. 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. Працювати з ним слід дуже обережно.

На повітрі білий фосфор легко окислюється. При цьому частина хімічної енергії перетворюється у світло. Тому білий фосфор у темряві світиться.

Білий фосфор — легкозаймиста речовина. Температура його займання 40 °C, а в дуже роздрібненому стані він самозаймається на повітрі навіть при звичайній температурі. Тому білий фосфор зберігають під водою.

Червоний з лівої та фіолетовий фосфор з правої сторони

Червоний фосфор — порошкоподібна речовина червоно-бурого кольору. Утворюється при тривалому нагріванні білого фосфору в герметично закритому посуді при температурі близько 250 °C. Червоний фосфор не отруйний і не розчиняється у сірковуглеці. Густина 2,20 г/см³. Запалюється червоний фосфор лише при температурі 240 °C. При нагріванні 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. Масний на дотик, з металічним блиском, має властивості напівпровідників. Утворюється також з білого фосфору при тривалому нагріванні (200 °C) під великим тиском (1220 МПа).

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Фосфор належить до п'ятої групи третього періоду періодичної системи елементів. Порядковий номер 15. Маючи на зовнішній електронній оболонці п'ять електронів: (15 = 2 + 8 + 5), атоми фосфору мають властивості окисника і, приєднуючи від атомів інших елементів три електрони, яких бракує для заповнення зовнішньої оболонки, перетворюються в негативно тривалентні йони: Р0 + 3e = Р3-. Фосфор менш активний окисник, ніж азот, оскільки його валентні електрони перебувають далі від ядра атома і слабше з ним зв'язані, ніж валентні електрони атомів азоту.

Атоми фосфору можуть також втрачати свої валентні електрони, перетворюючись при цьому в позитивно заряджені йони, 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.ред. код]

Для фосфору характерним є ступінь окислення «+5», якому відповідають природні фосфатні мінерали. Сполуки фосфору «+3» — відновники.

Oxidy fosforu

  • 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.ред. код]

У вільному стані фосфор одержують відновленням фосфату кальцію вугілля в присутності діоксиду кремнію

  • Са3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5
  • P2O5 + 5C = 2P + 5CO↑

Процес відновлення здійснюють у спеціальних електричних печах при температурі близько 1500 °C. 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.ред. код]

У практиці застосовується переважно червоний фосфор, головним чином у сірниковому виробництві. В суміші з товченим склом і клеєм червоний фосфор наносять на бічні 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 бічну поверхню сірникової коробки запалюється фосфор, який підпалює головку сірника, а від головки запалюється й дерево сірника.

Червоний фосфор застосовують в металургії як розкиснювач і компонент деяких металічних сплавів, сполуки фосфору – як добрива (суперфосфат) і в медицині. Штучний радіоактивний ізотоп 32Р – як мічений атом (Т1/2 = 14,22 доби, β-випромінювач).

Біологічна роль[ред.ред. код]

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 у них фосфатів.

Див. також[ред.ред. код]

Примітки[ред.ред. код]

  1. JP Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965

Джерела[ред.ред. код]

  • 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.ред. код]