Фосфор

Фосфор (P) – химический элемент с атомным номером 15, а также простое вещество образовано атомами этого элемента, который имеет несколько различных аллотропных форм.
Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хенниг Брандо в 1669 году. Подобно другим алхимиков, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень, а получил вещество, которое светится. Тем открытием Брандо не обогатился и продал способ получения Даниэлю Крафту (Johann Daniel Kraft), заработавший на этом поместье. Чуть позже фосфор был получен другим немецким химиком – Иоганном Кункель. Независимо от Бранда и Кункель фосфор был получен Робертом Бойлем, который описал его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 и опубликованной в 1693 году. Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграф. Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в.
То, что фосфор – простое вещество, доказал Антуан Лавуазье.
В 1669 г. немецкий алхимик Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил вещество, светилась в темноте, названную сначала «холодным огнем», а позже фосфором, от греч.- светоносный.
Фосфор достаточно распространенный элемент (0,08% массы земной коры). В природе он встречается исключительно в связанном состоянии. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфорит Са 3 (PO 4) 2 и апатит, который в своем составе содержит, кроме Са 3 (PO 4) 2, СаP 2 или CaCl 2. Богатые месторождения апатита есть на Кольском полуострове, а также в южном Казахстане (горы Каратау, на Урале, в Эстонии, Ленинградской и Московской областях, на Украине и в других местах. Фосфор является также постоянной составной частью живых организмов – растений и животных. Особенно значительные его количества содержатся в костях животных (и человека) в виде фосфата кальция Са 3 (PO 4) 2. Кроме того, фосфор входит в состав белковых веществ.
Белый фосфор с желтым оттенком на срезе под слоем воды. В свободном состоянии фосфор бывает в нескольких аллотропических модификациях. Наибольшее значение имеют так называемые белый и красный фосфор.
Белый фосфор представляет собой бесцветную воскообразные вещество с желтоватым оттенком, отчего его называют также желтым фосфором. Образуется при быстром охлаждении паров фосфора. Плотность его 1,82 г / см 3. Температура плавления 44,1 ° С, температура кипения 280 ° С. В воде практически не растворяется, но хорошо растворяется в сероуглероде CS 2. Белый фосфор чрезвычайно ядовит – на коже оставляет болезненные ожоги. Доза его в 0,1 г – смертельная для человека. Поэтому работать с ним следует очень осторожно. На воздухе белый фосфор легко окисляется. При этом часть химической энергии превращается в свет. Поэтому белый фосфор в темноте светится. Белый фосфор – легковоспламеняющееся вещество. Температура его воспламенения 40 ° С, а в очень размельченном состоянии он самовоспламеняется на воздухе даже при обычной температуре. Поэтому белый фосфор хранят под водой.
Красный с левой и фиолетовый фосфор с правой стороны Красный фосфор представляет собой порошкообразное вещество красно-бурого цвета. Образуется при длительном нагревании белого фосфора в герметично закрытой посуде при температуре около 250 ° С. Красный фосфор не ядовит и в сероуглероде не растворяется. Плотность его 2,20 г / см 3. Зажигается красный фосфор лишь при температуре 240 ° С. При нагревании он не плавится, а переходит непосредственно из твердого в газообразное состояние (сублимирует). При охлаждении пары фосфора переходят в белый фосфор.
Черный фосфор – вещество, похожее на графит, имеет слоистое строение. Он жирный на ощупь, с металлическим блеском, проявляет свойства полупроводников. Образуется также из белого фосфора при длительном нагревании (200 С) под большим давлением (1220 МПа).
Фосфор относится к главной подгруппы пятой группы периодической системы Менделеева. Порядковый номер его 15. Имея на внешней электронной оболочке пять электронов: (15 = 2 + 8 + 5), атомы фосфора проявляют свойства окислителя и, присоединяя от атомов других элементов три электрона, недостающих для заполнения внешней оболочки превращаются в отрицательно трехвалентные ионы: Р 0 + 3e = Р 3 -. Однако фосфор менее активен окислитель, чем азот, поскольку его валентные электроны более удаленные от ядра атома и слабее с ним связаны, чем валентные электроны атомов азота.
Вместе с тем атомы фосфора могут терять свои валентные электроны, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы, например Р 0 – пятый = Р 5 +. В связи с большей удаленностью валентных электронов от ядра атома фосфор гораздо легче отдает эти электроны, чем азот. Поэтому металлические свойства фосфора проявляются более отчетливо, чем у азота.
С кислородом фосфор соединяется довольно энергично, особенно белый, выделяя большое количество тепла и образуя гемипен-таоксид фосфора P 2 O 5:
Фосфор довольно легко реагирует и с другими металлами, особенно с хлором, с которым он даже при небольшом нагревании энергично взаимодействует с образованием бесцветных кристаллов пентахлоридом фосфора PCl 5:
При очень высокой температуре фосфор, подобно азота, может сочетаться со многими металлами, образуя фосфиды:
С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует. Но посредственным путем можно получить соединения фосфора с водородом. Например, при воздействии на фосфид кальция разведенной соляной кислоты образуется фосфин PH 3, который по своим свойствам напоминает аммиак:
Для фосфора характерным является степень окисления "+5", которому соответствуют природные фосфатные минералы. Соединения фосфора "+3" – восстановители.
В свободном состоянии фосфор получают путем восстановления фосфата кальция углем в присутствии диоксида кремния
Процесс восстановления проводят в специальных электрических печах при температуре около 1500 ° С. Диоксид кремния (песок) добавляется для снижения температуры реакции, вытеснение фосфатного ангидрида из фосфата кальция и удаления из печи твердых продуктов в виде расплавленного шлака CaSiO 3. Получаемый фосфор выделяется в парообразном состоянии, затем охлаждают и собирают в приемнике с водой.
В практике применяется преимущественно красный фосфор. Используется он главным образом в спичечном производстве. В смеси с толченым стеклом и клеем красный фосфор наносят на боковые поверхности спичечных коробков. В состав головок спичек фосфор не входит. Они изготавливаются из смеси бертолетовой соли KClO 3, диоксида марганца MnO 2, серы, толченого стекла и клея. При трении головки спички о боковую поверхность спичечной коробки зажигается фосфор поджигает головку спички, а от головки воспламеняется и дерево спички.
Элементный фосфор почти не встречается в природе. Белый фосфор ядовит, а красный – нет. Роль соединений фосфора в природе значительно больше: Фосфатный связь соединяет последовательные нуклеотиды в нитях ДНК и РНК. АТФ служит главным энергетическим нoсием клеток. Фосфолипиды формируют клеточные мембраны. Прочность костей определяется наличие в них фосфатов.