Строение и свойства атомов . Следующий после азота представитель главной подгруппы V группы Периодической системы Д. И. Менделеева - элемент-неметалл фосфор Р. Атомы фосфора по сравнению с атомами азота имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, а значит, более выраженные восстановительные свойства.
Соединения со степенью окисления -3 атома фосфора встречаются реже, чем у азота (только в фосфидах - соединениях фосфора с металлами, например Са 3 Р 2 , Na 3 P). Чаще фосфор проявляет в соединениях степень окисления +5. А в его соединении с водородом - фосфине РН 3 - ковалентная связь между атомами разных элементов малополярна в силу того, что значения электроотрицательности фосфора и водорода почти одинаковы.
Фосфор - простое вещество . Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Вы уже знаете два простых вещества: белый фосфор и красный фосфор.
Белый фосфор (рис. 137, а) имеет молекулярную кристаллическую решётку, состоящую из молекул Р 4 . Он нерастворим в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде. На воздухе белый фосфор легко окисляется, а в порошкообразном состоянии даже воспламеняется.
Рис. 137.
Аллотропные модификации фосфора: а - белый фосфор; б - красный фосфор
Белый фосфор очень ядовит. Особым его свойством является способность светиться в темноте вследствие его окисления. Хранят его под водой.
Красный фосфор (рис. 137, б) представляет собой тёмно-малиновый порошок. Он не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде. На воздухе окисляется медленно и не самовоспламеняется. Неядовит и не светится в темноте.
При нагревании красного фосфора в пробирке (рис. 138), закрытой ватным тампоном, он превращается в белый фосфор. Если выдернуть тампон, то осевший на нём белый фосфор вспыхнет на воздухе. Этот опыт показывает огнеопасность белого фосфора.
Рис. 138.
Опыт, иллюстрирующий переход красного фосфора в белый
Химические свойства красного и белого фосфора близки, но белый фосфор более химически активен. Так, оба они, как и положено неметаллам, взаимодействуют с металлами, образуя фосфиды:
Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. В обоих случаях образуется оксид фосфора (V), выделяющийся в виде густого белого дыма:
4Р + 5O 2 = 2Р 2 O 5 .
Лабораторный опыт № 34
Горение фосфора на воздухе и в кислороде
С водородом фосфор непосредственно не реагирует, поэтому фосфин РН 3 можно получить только косвенным путём, например из фосфидов:
Са 3 Р 2 + 6НСl = ЗСаСl 2 + 2РН 3 .
Фосфин - это очень ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болотных блуждающих огней.
Соединения фосфора . При горении фосфора образуется, как вы уже знаете, оксид фосфора (V) Р 2 O 5 - белый гигроскопичный порошок. Это типичный кислотный оксид, обладающий всеми свойствами кислотных оксидов (вспомните какими).
Оксиду фосфора (V) соответствует фосфорная кислота Н 3 РO 4 . Она представляет собой твёрдое прозрачное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде в любых соотношениях.
Как трёхосновная кислота, Н 3 РO 4 образует три ряда солей:
- средние соли, или фосфаты (например, Са 3 (РO 4) 2), которые нерастворимы в воде, кроме фосфатов щелочных металлов;
- кислые соли - дигидрофосфаты (например, Са(Н 2 РO 4) 2), большинство из которых хорошо растворимы в воде;
- кислые соли - гидрофосфаты (например, СаНРO 4), которые малорастворимы в воде (кроме фосфатов натрия, калия и аммония), т. е. занимают промежуточное положение между фосфатами и дигидрофосфатами по растворимости.
Реактивом на растворимые фосфаты является раствор нитрата серебра, при взаимодействии с которым образуется жёлтый осадок Ag3P04 (рис. 139):
Рис. 139.
Качественная реакция на фосфат-ион
Однако в отличие от AgBr и AgI этот осадок растворяется при добавлении раствора кислоты (почему?).
Лабораторный опыт № 35
Распознавание фосфатов
В природе фосфор в свободном виде не встречается - только в виде соединений. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфориты и апатиты. Основную их массу составляет фосфат кальция Са 3 (РO 4) 2 , из которого и получают в промышленности фосфор.
Биологическое значение фосфора . Фосфор является составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребёнку требуются одинаковые количества фосфора и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной ткани, крови, молоке. В растениях фосфор входит в состав белков.
Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ - аденозинтрифосфорная кислота, которая служит основным источником энергии для внутриклеточных процессов, а также нуклеиновые кислоты - ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: печени, мышцах, мозге. Недаром знаменитый минералог, один из основоположников науки геохимии, академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли».
Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворённых в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают его с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе (рис. 140).
Рис. 140.
Круговорот фосфора в природе
Применение фосфора и его соединений . Красный фосфор используют для производства спичек, фосфорной кислоты, которая, в свою очередь, идёт на производство фосфорных удобрений и кормовых добавок для животноводства. Кроме того, фосфор применяют для получения ядохимикатов (вспомните баллончики с дихлофосом, хлорофосом и др.) (рис. 141).
Рис. 141.
Фосфор и его соединения используют для производства:
1 - спичек; 2 - фосфорной кислоты; 3 - фосфорных удобрений; 4 - кормовых добавок для животных; 5 - ядохимикатов
Открытие фосфора . Фосфор открыт немецким алхимиком Г. Брандом в 1669 г., а своё название получил за способность светиться в темноте (в пер. с греч. фосфор - светоносный).
Новые слова и понятия
- Аллотропия фосфора: белый фосфор, красный фосфор.
- Свойства фосфора: образование фосфидов, фосфина, оксида фосфора (V).
- Фосфорная кислота и три ряда её солей: фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты.
- Биологическое значение фосфора (фосфат кальция, АТФ, ДНК и РНК).
- Применение фосфора и его соединений.
Задания для самостоятельной работы
Фосфор и его соединения
Введение
Глава I. Фосфор как элемент и как простое вещество
1.1. Фосфор в природе
1.2. Физические свойства
1.3. Химические свойства
1.4. Получение
1.5. Применение
Глава II. Соединения фосфора
2.1. Оксиды
2.2. Кислоты и их соли
2.3. Фосфин
Глава III. Фосфорные удобрения
Заключение
Библиографический список
Введение
Фосфор (лат. Phosphorus) P – химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Рассмотрим строение атома фосфора. На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов. Графически это выглядит так:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0
В 1699 г. гамбургский алхимик X. Бранд в поисках «философского камня», якобы способного превратить неблагородные металлы в золото, при выпаривании мочи с углём и песком выделил белое воскообразное вещество, способное светиться.
Название «фосфор» происходит от греч. «phos» – свет и «phoros» – несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М.В. Ломоносовым.
К основным соединениям фосфора относят оксиды, кислоты и их соли (фосфаты, дигидрофосфаты, гидрофосфаты, фосфиды, фосфиты).
Очень много веществ, содержащих фосфор, содержатся в удобрениях. Такие удобрения называют фосфорными.
Глава I Фосфор как элемент и как простое вещество
1.1 Фосфор в природе
Фосфор относится к числу распространенных элементов. Общее содержание в земной коре составляет около 0,08%. Вследствие лёгкой окисляемости фосфор в природе встречается только в виде соединений. Главными минералами фосфора являются фосфориты и апатиты, из последних наиболее распространён фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 . Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове.
Фосфор – необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. Из фосфора построены молекулы АТФ – аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ – собиратель и носитель энергии). В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг фосфора, в основном в соединении с кальцием.
Фосфор содержится также в растениях.
Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31 Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора.
1.2 Физические свойства
Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций – белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены.
Белый фосфор – бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте. Его плотность 1,83 г/см 3 . Не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. Имеет характерный чесночный запах. Температура плавления 44°С, температура самовоспламенения 40°С. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его хранят под водой в темноте (на свету идёт превращение в красный фосфор). На холоде белый фосфор хрупок, при температурах выше 15°С становится мягким и режется ножом.
Молекулы белого фосфора имеют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы Р 4 , имеющие форму тетраэдра.
Каждый атом фосфора связан тремя σ-связями с другими тремя атомами.
Белый фосфор ядовит и даёт труднозаживающие ожоги.
Красный фосфор – порошкообразное вещество тёмно-красного цвета без запаха, в воде и сероуглероде не растворяется, не светится. Температура воспламенения 260°С, плотность 2,3 г/см 3 . Красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, отличающихся цветом (от алого до фиолетового). Свойства красного фосфора зависят от условий его получения. Не ядовит.
Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Плотность 2,7 г/см 3 .
Красный и чёрный фосфоры имеют атомную кристаллическую решётку.
1.3 Химические свойства
Фосфор – неметалл. В соединениях он обычно проявляет степень окисления +5, реже – +3 и –3 (только в фосфидах).
Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.
I. Взаимодействие с простыми веществами.
1. Взаимодействие с галогенами:
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (хлорид фосфора (III)),
PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (хлорид фосфора (V)).
2. Взаимодействие с нематаллами:
2P + 3S = P 2 S 3 (сульфид фосфора (III).
3. Взаимодействие с металлами:
2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (фосфид кальция).
4. Взаимодействие с кислородом:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).
II. Взаимодействие со сложными веществами.
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.
1.4 Получение
Фосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2
6CaSiO 3 + P 4 + 10CO.Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор.
При нагревании до 250-300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.
Чёрный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).
1.5 Применение
Красный фосфор применяется при изготовлении спичек (см. рисунок). Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль KClO 3 . От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли.
KCl + .
Образующийся кислород способствует воспламенению головки спички.
Фосфор используют в металлургии. Он применяется для получения проводников и входит в состав некоторых металлических материалов, например оловянных бронз.
Также фосфор используют при производстве фосфорной кислоты и ядохимикатов (дихлофос, хлорофос и др.).
Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.
Глава II . Соединения фосфора
2.1 Оксиды
Фосфор образует несколько оксидов. Важнейшими из них являются оксид фосфора (V) P 4 O 10 и оксид фосфора (III) P 4 O 6 . Часто их формулы пишут в упрощённом виде – P 2 O 5 и P 2 O 3 . В структуре этих оксидов сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.
Оксид фосфора (III) P 4 O 6 – воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 22,5°С и превращающаяся при этом в бесцветную жидкость. Ядовит.
При растворении в холодной воде образует фосфористую кислоту:
P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3 ,
а при реакции со щелочами – соответствующие соли (фосфиты).
Сильный восстановитель. При взаимодействии с кислородом окисляется до Р 4 О 10 .
Оксид фосфора (III) получается окислением белого фосфора при недостатке кислорода.
Оксид фосфора (V) P 4 O 10 – белый кристаллический порошок. Температура возгонки 36°С. Имеет несколько модификаций, одна из которых (так называемая летучая) имеет состав Р 4 О 10 . Кристаллическая решётка этой модификации слагается из молекул Р 4 О 10 , связанных между собой слабыми межмолекулярными силами, легко разрывающимися при нагревании. Отсюда и летучесть этой разновидности. Другие модификации полимерны. Они образованы бесконечными слоями тетраэдров РО 4 .
При взаимодействии Р 4 О 10 с водой образуется фосфорная кислота:
P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4 .
Будучи кислотным оксидом, Р 4 О 10 вступает в реакции с основными оксидами и гидроксидами.
Образуется при высокотемпературном окислении фосфора в избытке кислорода (сухого воздуха).
Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в лабораторной и промышленной технике в качестве осушающего и дегидратируюшего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием её ангидрида:
4HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2Cl 2 O 7 .
2.2 Кислоты и их соли
а) Фосфористая кислота H 3 PO 3 . Безводная фосфористая кислота Н 3 РО 3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см 3 , плавящиеся при 74°С.
Структурная формула:
.При нагревании безводной Н 3 РО 3 происходит реакция диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления):
4H 3 PO 3 = PH 3 + 3H 3 PO 4 .
Соли фосфористой кислоты – фосфиты . Например, K 3 PO 3 (фосфит калия) или Mg 3 (PO 3) 2 (фосфит магния).
Фосфористую кислоту Н 3 РО 3 получают растворением в воде оксида фосфора (III) или гидролизом хлорида фосфора (III) РCl 3:
РCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl.
б) Фосфорная кислота (ортофосфорная кислота ) H 3 PO 4 .
Безводная фосфорная кислота представляет собой светлые прозрачные кристаллы, при комнатной температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42,35°С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций.
Лесостепные почвы
характеризуются содержанием в гумусовом веществе в количестве 1,78-2,46 %.Мощные черноземы
содержат в гумусовом веществе 0,81-1,25 %.Обыкновенные черноземы
содержат в гумусовом веществе 0,90-1,27 %.Выщелоченных черноземы
содержат в гумусовом веществе 1,10-1,43 %.Темно-каштановые почвы содержат
в гумусовом веществе 0,97-1,30 %.Роль в растении
Биохимические функции
Окисленные соединения фосфора необходимы всем живым организмам. Ни одна живая клетка не сможет существовать без них.
В растениях фосфор содержится в органических и минеральных соединениях. При этом, содержание минеральных соединений составляет от 5 до 15 %, органических - 85-95 %. Минеральные соединения представлены калиевыми, кальциевыми, аммонийными и магниевыми солями ортофосфорной кислоты. Минеральный фосфор растений - запасное вещество, резерв для синтеза фосфорсодержащих органических соединений. Он увеличивает буферность клеточного сока, поддерживает тургор клетки и другие не менее важные процессы.
Органические соединения - нуклеиновые кислоты, аденозинфосфаты, сахарофосфаты, нуклеопротеиды и фосфатопротеиды, фосфатиды, фитин.
На первом месте по важности для жизнедеятельности растений стоят нуклеиновые кислоты (РНК и ДНК) и аденозинфосфаты (АТФ и АДФ). Данные соединения участвуют во многих процессах жизнедеятельности растительного организма: синтезе белков, энергетическом обмене, передаче наследственных свойств.
Нуклеиновые кислоты
Аденозинфосфаты
Особая роль фосфора в жизни растений заключается в участии в энергетическом обмене растительной клетки. Главная роль в данном процессе принадлежит аденозинфосфатам. В их составе присутствуют остатки фосфорной кислоты, связанные макроэргическими связями. При гидролизе они способны выделять значительное количество энергии.
Они представляют собой своеобразный аккумулятор энергии, поставляя ее по мере необходимости для осуществления всех процессов в клетке.
Различают аденозинмонофосфат (АМФ), аденозиндифосфат (АДФ) и аденозинтрифосфат (АТФ). Последний по запасам энергии значительно превосходит два первых и занимает ведущую роль в энергетическом обмене. Он состоит из аденина (пуринового основания) и сахара (рибозы), а также трех остатков ортофосфорной кислоты. Синтез АТФ осуществляется в растениях в процессе дыхания.
Фосфатиды
Фосфатиды, или фосфолипиды - сложные эфиры глицерина, высокомолекулярных жирных кислот и фосфорной кислоты. Они входят в состав фосфолипидных мембран, регулируют проницаемость клеточных органелл и плазмалеммы для различных веществ.
Цитоплазма всех растительных клеток содержит представителя группы фосфатидов лецитин. Это производное диглицеридфосфорной кислоты, жироподобное вещество, имеющее в составе 1,37 % .
Сахарофосфаты
Сахарофосфаты, или фосфорные эфиры сахаров, присутствуют во всех тканях растений. Известно более десятка соединений данного типа. Они выполняют важную роль в процессах дыхания и фотосинтеза в растениях. Образование сахарофосфатов носит название фосфорилирование. Содержание сахарофосфатов в растении, в зависимости от возраста и условий питания, варьирует от 0,1 до 1,0 % сухой массы.
Фитин
Фитин - это кальциево-магниевая соль инозитфосфорной кислоты, содержит 27,5 % . Он занимает первое место по содержанию в растениях среди других фосфорсодержащих соединений. Фитин присутствует в молодых органах и тканях растений, особенно много его в семенах, где он служит запасным веществом и используется проростками в процессе прорастания.
Основные функции фосфора
Большая часть фосфора присутствует в репродуктивных органах и молодых частях растений. Фосфор отвечает за ускорение формирования корневых систем растений. Основное количество фосфора потребляется в первые фазы развития и роста. Фосфорные соединения обладают способностью легко передвигаться из старых тканей в молодые и использоваться повторно (реутилизироваться).
Введение
Фосфор (лат. Phosphorus) P - химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Рассмотрим строение атома фосфора. На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов. Графически это выглядит так:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0
В 1699 г. гамбургский алхимик X. Бранд в поисках «философского камня», якобы способного превратить неблагородные металлы в золото, при выпаривании мочи с углём и песком выделил белое воскообразное вещество, способное светиться.
Название «фосфор» происходит от греч. «phos» - свет и «phoros» - несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М.В. Ломоносовым.
К основным соединениям фосфора относят оксиды, кислоты и их соли (фосфаты, дигидрофосфаты, гидрофосфаты, фосфиды, фосфиты).
Очень много веществ, содержащих фосфор, содержатся в удобрениях. Такие удобрения называют фосфорными.
Фосфор как элемент и как простое вещество
Фосфор в природе
Фосфор относится к числу распространенных элементов. Общее содержание в земной коре составляет около 0,08%. Вследствие лёгкой окисляемости фосфор в природе встречается только в виде соединений. Главными минералами фосфора являются фосфориты и апатиты, из последних наиболее распространён фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 * CaF 2 . Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове.
Фосфор - необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. Из фосфора построены молекулы АТФ - аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ - собиратель и носитель энергии). В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг фосфора, в основном в соединении с кальцием.
Фосфор содержится также в растениях.
Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31 Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора.
Физические свойства
Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций - белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены.
Белый фосфор - бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте. Его плотность 1,83 г/см 3 . Не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. Имеет характерный чесночный запах. Температура плавления 44°С, температура самовоспламенения 40°С. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его хранят под водой в темноте (на свету идёт превращение в красный фосфор). На холоде белый фосфор хрупок, при температурах выше 15°С становится мягким и режется ножом.
Молекулы белого фосфора имеют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы Р 4 , имеющие форму тетраэдра.
Каждый атом фосфора связан тремя?-связями с другими тремя атомами.
Белый фосфор ядовит и даёт труднозаживающие ожоги.
Красный фосфор - порошкообразное вещество тёмно-красного цвета без запаха, в воде и сероуглероде не растворяется, не светится. Температура воспламенения 260°С, плотность 2,3 г/см 3 . Красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, отличающихся цветом (от алого до фиолетового). Свойства красного фосфора зависят от условий его получения. Не ядовит.
Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Плотность 2,7 г/см 3 .
Красный и чёрный фосфоры имеют атомную кристаллическую решётку.
Химические свойства
Фосфор - неметалл. В соединениях он обычно проявляет степень окисления +5, реже - +3 и -3 (только в фосфидах).
Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.
I. Взаимодействие с простыми веществами.
1. Взаимодействие с галогенами:
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (хлорид фосфора (III)),
PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (хлорид фосфора (V)).
2. Взаимодействие с нематаллами:
2P + 3S = P 2 S 3 (сульфид фосфора (III).
3. Взаимодействие с металлами:
2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (фосфид кальция).
4. Взаимодействие с кислородом:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).
II. Взаимодействие со сложными веществами.
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO^.
Получение
Фосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 6CaSiO 3 + P 4 ^ + 10CO^.
Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор.
При нагревании до 250-300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.
Чёрный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).
Применение
Красный фосфор применяется при изготовлении спичек (см. рисунок). Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль KClO 3 . От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли.
Образующийся кислород способствует воспламенению головки спички.
Фосфор используют в металлургии. Он применяется для получения проводников и входит в состав некоторых металлических материалов, например оловянных бронз.
Также фосфор используют при производстве фосфорной кислоты и ядохимикатов (дихлофос, хлорофос и др.).
Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.
Считается, что фосфор - это светящийся в темноте минерал, ядовитый и огнеопасный. Но это только часть правды об этом удивительном элементе. Фосфор бывает и иным, с прямо противоположными свойствами.
Что такое красный фосфор?
Фосфор может существовать в нескольких вариантах (аллотропических формах), которые сильно отличаются своими физическими и химическими свойствами. Причиной этого являются различия в строении. Например, кристаллическая решетка белого фосфора молекулярная, а решетка красного фосфора - атомная. Благодаря ей он медленно реагирует с другими веществами , стабилен на воздухе в обычных условиях (белый фосфор на воздухе воспламеняется). Всего у фосфора найдено более двадцати модификаций, четыре из которых стабильны (белый, красный, черный и металлический фосфор), остальные - нестабильны.
Красный фосфор представляет собой очень интересное вещество, естественный неорганический полимер с формулой (Р 4)n и весьма сложной структурой из пирамидально связанных атомов.
Свойства красного фосфора в некоторой степени зависят от условий его получения. Изменяя температуру, свет и катализаторы, можно создавать виды красного фосфора с прогнозируемыми свойствами.
Первооткрывателем красного фосфора является австриец А.Шрёттер, который получил его, нагревая запаянную ампулу с белым фосфором и угарным газом при температуре +500 °С.
Свойства красного фосфора
Красный фосфор получают методом продолжительного нагревания белого фосфора при высоких температурах (250-300 °С) без доступа воздуха. Цвет вещества варьируется от пурпурно-красного до фиолетового.
Красный фосфор, в отличие от своего более известного «собрата», белого фосфора, является твердым веществом, не люминесцирует, практически ни в чем не растворим (ни в воде, ни в органических растворителях, ни в сероуглероде). Он не ядовит, самовоспламеняется на воздухе только при температуре +240-260 °С (на самом деле воспламеняется не сам красный фосфор, а его пары, которые после охлаждения превращаются в белый огнеопасный фосфор).
Плотность красного фосфора выше, чем у белого и равна 2,0 – 2,4 г/см3 (в зависимости от конкретной модификации).
На воздухе красный фосфор поглощает влагу, окисляется, превращаясь в оксид; продолжая впитывать влагу, переходит в густую фосфорную кислоту («отмокает»). Ввиду этого, реактив следует герметично укупоривать, лишая доступа к воздушной влаге. При нагревании красный фосфор не плавится, а возгоняется (испаряется). После конденсации пары вещества превращаются в белый фосфор.
Применение красного фосфора
Красный фосфор практически не токсичен и гораздо безопаснее 
в работе и хранении, чем белый фосфор. Поэтому в промышленном производстве фосфидов, фосфоросодержащих удобрений, разных производных фосфорной кислоты чаще всего используют красный фосфор.
Сам красный фосфор в основном применяется для изготовления спичек. Он входит в «тёрочную» смесь, которую наносят на коробок. Также его используют в смазочных материалах, в зажигательных составах, топливе, в производстве ламп накаливания.
Не знаете, где купить красный фосфор?
Купить красный фосфор и различные другие химреактивы можно в одном из крупнейших магазинов оборудования для лабораторий , «ПраймКемикалсГрупп». У нас доступные цены и удобная доставка по Москве и области, а квалифицированные менеджеры помогут сделать выбор.
