10 веселих і цікавих фактів про фосфор

Фосфор є елементом 15 у таблиці Менделєєва з символом елемента P. Оскільки він дуже хімічно реактивний, фосфор ніколи не зустрічається у вільному вигляді в природі, але ви зустрічаєте цей елемент у сполуках і у своєму тілі. Ось 10 цікавих фактів про фосфор:

Короткі факти: Фосфор

• Назва елемента: Фосфор
• Символ елемента: P
• Атомний номер: 15
• Класифікація: Група 15; пніктоген; Неметал
• Зовнішній вигляд: Зовнішній вигляд залежить від алотропа. Фосфор є твердою речовиною при кімнатній температурі. Він може бути білим, жовтим, червоним, фіолетовим або чорним.
• Електронна конфігурація: [Ne] 3s2 3p3
• Відкриття: визнано як елемент Антуаном Лавуазьє (1777), але офіційно відкрито Геннігом Брандом (1669).

Цікаві факти про фосфор

1. Фосфор був відкритий у 1669 році Геннігом Брандом у Німеччині. Марка виділив фосфор із сечі. Це відкриття зробило Бранда першою людиною, яка виявила новий елемент . Інші елементи, такі як золото і залізо, були відомі і раніше, але ніхто не знайшов їх.
2. Бренд назвав новий елемент «холодним вогнем», оскільки він світився в темряві. Назва елемента походить від грецького слова phosphoros , що означає «носія світла». Формою фосфору, яку виявив Бренд, був білий фосфор, який реагує з киснем повітря, утворюючи зелено-біле світло. Хоча ви можете подумати, що світіння є фосфоресценцією, фосфор хемілюмінесцентний , а не фосфоресцентний. Тільки білий алотроп або форма фосфору світиться в темряві.
3. У деяких текстах фосфор називають «елементом диявола» через його моторошне світіння, схильність спалахувати, а також тому, що він був 13-м відомим елементом.
4. Як і інші неметали , чистий фосфор приймає помітно інші форми. Існує щонайменше п’ять алотропів фосфору . Крім білого фосфору, є червоний, фіолетовий і чорний фосфор. За звичайних умов найпоширенішими формами є червоний і білий фосфор.
5. Хоча властивості фосфору залежать від алотропу, вони мають спільні неметалічні характеристики. Фосфор є поганим провідником тепла та електрики, за винятком чорного фосфору. Усі види фосфору є твердими при кімнатній температурі. Біла форма (іноді її називають жовтим фосфором) нагадує віск, червона та фіолетова форми є некристалічними твердими речовинами, а чорний алотроп нагадує графіт у грифелі. Чистий елемент є реактивним настільки, що біла форма самозаймається на повітрі. Фосфор зазвичай має ступінь окислення +3 або +5.
6. Фосфор необхідний живим організмам. У середньому доросла людина містить близько 750 грамів фосфору. В організмі людини він міститься в ДНК, кістках і як іон, який використовується для скорочення м’язів і нервової провідності. Однак чистий фосфор може бути смертельно небезпечним. Білий фосфор, зокрема, пов’язаний з негативним впливом на здоров’я. Сірники , виготовлені з використанням білого фосфору, пов’язані з хворобою, відомою як фосфорна щелепа, яка спричиняє спотворення та смерть. Контакт з білим фосфором може викликати хімічні опіки. Червоний фосфор є більш безпечною альтернативою і вважається нетоксичним.
7. Природний фосфор складається з одного стабільного ізотопу фосфору-31. Відомо щонайменше 23 ізотопи елемента.
8. Основне використання фосфору – для виробництва добрив. Елемент також використовується в факелах, безпечних сірниках, світлодіодах і виробництві сталі. Фосфати використовуються в деяких миючих засобах. Червоний фосфор також є одним із хімічних речовин, які використовуються для незаконного виробництва метамфетамінів.
9. Відповідно до дослідження , опублікованого в Proceedings of the National Academies of Sciences , фосфор міг бути принесений на Землю метеоритами. Вивільнення сполук фосфору, яке спостерігалося на початку історії Землі (ще не сьогодні), сприяло створенню умов, необхідних для зародження життя. Фосфор у великій кількості міститься в земній корі в концентрації приблизно 1050 частин на мільйон за вагою.
10. Хоча, безсумнівно, можливо виділити фосфор із сечі чи кісток, сьогодні цей елемент виділяється з мінералів, що містять фосфат. Фосфор отримують із фосфату кальцію шляхом нагрівання породи в печі з утворенням парів тетрафосфору. Пари конденсуються у фосфор під водою, щоб запобігти займанню.

Джерела

• Грінвуд, NN; і Ерншоу, А. (1997). Хімія елементів (2-е видання), Оксфорд: Butterworth-Heinemann.
• Хаммонд, CR (2000). Елементи, у Довіднику з хімії та фізики (81-е видання). CRC press.​
• Мейджа, Дж.; та ін. (2016). « Атомна вага елементів 2013 (Технічний звіт IUPAC) ». Чиста та прикладна хімія . 88 (3): 265–91.
• Уест, Роберт (1984). CRC, Довідник з хімії та фізики . Бока-Ратон, Флорида: видавництво Chemical Rubber Company. стор E110.

Фізичні властивості і знаходження фосфору в природі

Фосфор утворює різні прості речовини (алотропні модифікації).

Білий фосфор – це речовина складу P4. М’який, безбарвний, отруйний, має характерний часниковий запах. Молекулярна кристалічна решітка, а отже, невисока температура плавлення (44 ° С), висока летючість. Дуже реакційноздатен, самозаймається на повітрі.

Червоний фосфор – це модифікація з атомної кристалічною решіткою. Формула червоного фосфору Pn, це полімер зі складною структурою. Тверда речовина без запаху, червоно-бурого кольору, не отруйна. Це набагато більш стійка модифікація, ніж білий фосфор. У темряві не світиться. Утворюється з білого фосфору при t = 250-300оС без доступу повітря.

Чорний фосфор – то найбільш стабільна термодинамічно і хімічно найменш активна форма елементарного фосфору. Чорний фосфор – це чорна речовина з металевим блиском, жирне на дотик і дуже схоже на графіт, повністю нерозчинний у воді або органічних розчинниках.

Відомі також такі модифікації, як жовтий фосфор і металевий фосфор. Жовтий фосфор – це неочищений білий фосфор. При дуже високому тиску фосфор переходить в нову модифікацію – металевий фосфор, який дуже добре проводить електричний струм.

У природі фосфор зустрічається тільки у вигляді сполук. В основному це апатити (наприклад, Ca3 (PO4) 2), фосфорити та ін. Фосфор входить до складу найважливіших біологічних сполук – фосфоліпідів.

Фосфор: будова атома, хімічні та фізичні властивості

Фосфор — (Р) – елемент va групи, яку складають також азот, сурма, миш’як, вісмут. Назва, що походить від грецьких слів, означає в перекладі «той, що несе світло».

У природі фосфор зустрічається тільки в зв’язаному вигляді. Основні мінерали, що містять фосфор: Апатити – хлорапатит 3ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 або фторапатит 3ca3 (PO4)2*Ca(F)2 і фосфорит 3ca3(PO4)2*Ca (OH)2. Вміст у земній корі- приблизно 0,12%.

Фосфор є життєво важливим елементом. Його біологічну роль складно переоцінити, адже він входить до складу таких важливих сполук, як білки і аденозинтрифосфат (АТФ), міститься в тканинах тварин (наприклад, фосфорні сполуки відповідають за скорочення м’язової тканини, а що міститься в кістках фосфат кальцію забезпечує міцність скелета), міститься він також і в тканинах рослин.

Історія відкриття

Відкрити фосфор в хімії вдалося в другій половині XVII століття.

Чудотворний носій світла (лат. phosphorus mirabilis), як було названо речовина, виходило з людської сечі, кип’ятіння якої призводило до отримання з рідкої субстанції воскоподобного світиться в темряві речовини.

Загальна характеристика елемента

Фізичні властивості фосфору загальна електронна конфігурація валентного рівня атомів елементів va групи ns2np3. Відповідно до будови зовнішнього рівня в з’єднання елементи цієї групи входять в ступенях окислення + 3 або +5 (головна, особливо стійка ступінь окислення фосфору), проте фосфор може мати і інші ступені окислення, наприклад, негативну -3 або + 1.

Електронна конфігурація атома фосфору 1s22s22p63s23p3. Радіус атома 0,130 нм, електронегативність 2,1, відносна атомна (молярна) маса 31.

Фізична властивість

Фосфор у вигляді простої речовини існує у вигляді алотропних модифікацій. Найбільш стійкими алотропними модифікаціями фосфору є так звані білий, чорний і червоний фосфор.

Білий (формулу можна записати як P4)

Молекулярна кристалічна решітка речовини складається з чотирьохатомних тетраедричних молекул. Хімічний зв’язок в молекулах білого фосфору – ковалентний неполярний.

Основні властивості даного надзвичайно активної речовини:

• Швидке окислення на повітрі з проявом хемілюмінесценції (здатності світитися в темряві в результаті хімічної реакції),
• нерозчинність у воді,
• перехід у червоний P при нагріванні до 250-300 ° C у безповітряному середовищі,
• перехід в чорний P при температурі 200°C і високому тиску,
• розчинність в органічних розчинниках, наприклад, CS2.

Білий P є найсильнішим смертельною отрутою.

Жовтий

Жовтим називають неочищений білий фосфор. Це отруйна і пожежонебезпечна речовина.

Червоний

Речовина, що представляє собою велику кількість атомів P, які пов’язані в ланцюзі складної структури, є так званим неорганічним полімером.

Властивості червоного фосфору різко відрізняються від властивостей білого p: не має властивості хемілюмінесценції, розчинити його вдається лише в деяких розплавлених металах.

На повітрі, аж до температури 240-250°з, не запалюється, але здатний до самозаймання при терті або ударі. У воді, бензолі, сірковуглеці та інших речовинах ця речовина не розчиняється, але розчинний в триброміді фосфору, окислюється на повітрі. Не отруйний. У присутності вологи повітря поступово окислюється, утворюючи оксид.

Також, як і білий, переходить при нагріванні до 200°C і під дуже високим тиском в чорний P.

Чорний

Речовина являє собою також неорганічний полімер, що має шарувату атомну кристалічну решітку і є найбільш стійкою модифікацією.

Чорний p-речовина за зовнішнім виглядом нагадує графіт. Абсолютно нерозчинний у воді і органічних розчинниках. Підпалити його можна, тільки розжаривши до 400°C в атмосфері чистого кисню. Чорний P проводить електричний струм.

Таблиця властивостей фосфору

Хімічна властивість

Фосфор, будучи типовим неметалом, реагує з киснем, галогенами, сіркою, металами, окислюються азотною кислотою. У реакціях він може проявляти себе як окислювачем, так і відновником.

Горіння

Взаємодія з киснем білого p призводить до утворення оксидів Р2О3 (оксид фосфору 3) і Р2О5 (оксид фосфору 5), причому перший утворюється при нестачі кисню, а другий – при надлишку:

Взаємодія з металами

Взаємодія з металами призводить до утворення фосфідів, в яких P знаходиться в ступені окислення -3, тобто в цьому випадку він виступає в ролі окислювача.

• з магнієм: 3Mg + 2P = Mg3P2
• з натрієм: 3NA + P = Na3P
• з кальцієм: 3Ca + 2P = Ca3P2
• з цинком: 3ZN + 2P = Zn3P2

Взаємодія з неметалами

З більш електронегативними неметалами P взаємодіє як відновник, віддаючи електрони і переходячи в позитивні ступені окислення.

При взаємодії з хлором утворюються хлориди:

• 2р + 3Cl2 = 2pcl3 – при нестачі Cl2
• 2р + 5Cl2 = 2pcl5 – при надлишку Cl2

Однак з йодом можливе утворення тільки одного йодиду:

З іншими галогенами можливе утворення сполук 3-х і 5-ти валентного р в залежності від співвідношення реагентів. При реакції з сіркою або фтором також утворюються два ряди сульфідів і фторидів:

• 2Р + 3S = P2S3
• 2Р + 5S = P2S5
• Р + 3F = PF3
• Р + 5F = PF5

Взаємодія з кислотами

3P + 5HNO3 (розб.) + H2O = 3H3PO4 + 5NO↑

P + 5HNO3 (конц.) = H3PO4 + 5NO2↑ + H2O

2P + 5H2SO4 (конц.) = 2H3PO4 + 5SO2↑ + H2O

З іншими кислотами P не взаємодіє.

Взаємодія з гідроксидами

Білий фосфор здатний реагувати при нагріванні з водними розчинами лугів:

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3↑ + 3KH2PO2

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3↑ + 3Ba(H2PO2)

В результаті взаємодії утворюється летюча водневе з’єднання — фосфін (РН3), в якому ступінь окислення фосфору=-3 і солі фосфорноватистоъ кислоти (Н3РО2) — гіпофосфіти, в яких Р знаходиться в нехарактерного ступеня окислення +1.

Сполуки фосфору

Розглянемо характеристики сполук фосфору:

• Активний елемент фосфорфосфін-РН3-газ при кімнатній температурі, але вже при невеликому підвищенні температури розкладається. Розчинний в органічних розчинниках, але мало розчинний у воді. За хімічними властивостями – відновник. Отруйний. Практичного значення ця речовина не має.
• Оксиди – найбільш стабільним оксидом є фосфорний ангідрид — оксид фосфору V (P2O5). Кристалічна речовина є дуже гігроскопічним і активно використовується як осушуючий агент. Залежно від умов при взаємодії з водою утворює або метафосфорну (НРО3), або ортофосфорну (Н3РО4), або пірофосфорну (н4р2о7) кислоти. Оксид фосфору III нестійкий. Взаємодія з водою призводить до утворення фосфорноватистоъ кислоти (Н3РО3).
• Кислоти поділяють на фосфорні (містять атом фосфору в ступені окислення +5) – ортофосфорна (Н3РО4), пірофосфорна (н4р2о7), метафосфорна (НРО3) і нижчі фосфорнокислі кислоти – фосфориста (н3ро3), фосфорноватістая (н3ро2).
• Галогеніди – хлориди фосфору-широко використовувані речовини в органічному синтезі в якості хлоруючих агентів.

Спосіб отримання

У промисловості р отримують з природних ортофосфатыв при температурі 800-1000 ° з без доступу повітря із застосуванням коксу і піску:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO↑ + 2P↑

Отриманий пар конденсується при охолодженні в білий р.

У лабораторії для отримання р особливої чистоти використовують фосфін і тірхлорид фосфору:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Галузь застосування

В основному фосфор витрачається для виробництва ортофосфорної кислоти, яку використовують в органічному синтезі, в медицині, а також для отримання миючих засобів, з її солей отримують добрива.

h2po3 – такого з’єднання немає