Одна з найпоширеніших простих речовин у земній корі – фосфор. У чистому вигляді немає, т.к. має високу активність і швидко входить у реакції. Входить до складу живих організмів.

Будова

Фосфор знаходиться у V групі, у третьому періоді таблиці Менделєєва. Розташований під 15 номером. Відомо шість ізотопів фосфору, отриманих штучним шляхом.

Фосфор - елемент р-родини. Атом фосфору складається з позитивно зарядженого ядра +15 і 15 негативно заряджених електронів, що розташовуються на трьох електронних оболонках. П'ять валентних електронів розташовуються на зовнішньому енергетичному рівні: 2 – на s-орбіталі, 3 – на p-орбіталі. У звичайному стані p-орбіталь залишається незавершеною, і фосфор виявляє ІІІ валентність. У збудженому стані електрони з s-орбіталі переходять на p-орбіталь, і фосфор набуває найвищої валентності - V.

Мал. 1. Будова атома фосфору.

Електронна формула фосфору - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

Фізичні властивості

Фосфор за нормальних умов постійно перебуває у одному агрегатному стані. Це тверда кристалічна речовина, нерозчинна у воді. Відносна атомна маса – 31 а.е.м., молярна маса – 30,9738 г/моль.

Фосфору властива алотропія – здатність модифікуватися. Модифікації вирізняються фізичними властивостями фосфору. Особливості видів описані у таблиці.

	t пл. , °С	t кіп. , °С	ρ, г/см 3	Характеристика
				Через домішки може мати жовтий колір. Найбільш м'яка модифікація, що ріже ножем, зі специфічним запахом. Молекула складається із чотирьох атомів (Р 4), розташованих у вигляді тетраедра. Окислюється на повітрі зі свіченням, займається при 40°С. Токсичний, має невеликі смертельні дози (0,05-0,15 г)
	593 під тиском 4,36 МПа			Виходить при нагріванні білого фосфору без повітря і під іонізуючим випромінюванням. Є полімером (P n), що складається з декількох молекул Р 4 . Чи не отруйний, не світиться. Запалюється при 210°С. Не плавиться у звичайних умовах, а відразу випаровується. З пари утворюється білий фосфор
	1000 під тиском 18·10 5 Па			Виходить при тривалому нагріванні фосфору білого при 230°С під високим тиском. Має металевий блиск. Схожий на графіт, жирний на дотик. Чи не розчиняється навіть в органічних розчинниках. Має властивості напівпровідника. Можна підпалити при попередньому прожарюванні до 500°С

Мал. 2. Модифікації фосфору.

За звичайних умов фосфор має лише три модифікації. Однак під високим тиском із чорного фосфору можна отримати металевий фосфор. Це найщільніша модифікація (3,83 г/см 3 ), яка проводить електричний струм.

Хімічні властивості

Активність знижується під час переходу від однієї модифікації до іншої. Тому активним є білий фосфор, інертним – металевий.

Фосфор вступає в реакції з багатьма простими та складними речовинами. Особливості хімічних властивостей описані у таблиці.

Реакція	Особливості	Рівняння
З киснем	У надлишку кисню утворюється оксид фосфору (V). При повільному окисленні утворюється оксид фосфору (III)	4P + 5O 2 → 2P 2 O 5; 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3
З галогенами та неметалами	Відновлює	2P + 3Cl 2 → 2PCl 3;
З металами	Окислює. Утворює фосфіди	3Mg + 2P → Mg 3 P 2
	Реагує з водяною парою, утворюючи фосфін та фосфорну кислоту. Червоний фосфор реагує при нагріванні та каталізаторі, утворюючи фосфорну кислоту.	8Р + 12Н 2 О → 5РН 3 + 3Н 3 РО 2; 2Р + 8Н 2 О → 2Н 3 РО 2 + 5Н 2
З кислотою	Зв'язується з воднем, замінюючи неметали	2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
З лугами	Утворює фосфін	4Р + 3KOH + 3Н 2 О → РН 3 + 3KH 2 PO 2

Фосфор не взаємодіє із вільним воднем.

Значення

У природі фосфор зустрічається у вигляді солей та мінералів. Зокрема, входить до складу апатиту.

В організмі тварин та людини фосфор виконує структурну функцію. Його містять:

• білки;
• фосфоліпіди;
• кісткова, нервова, м'язова тканина.

Фосфор бере участь у будівництві клітинної мембрани, у метаболізмі, у механізмі скорочення м'язів. Разом із кальцієм у вигляді фосфату кальцію Са 3 (PO 4) 2 надає міцність скелету.

Фосфор бере участь у кругообігу речовин. Основне джерело фосфору - рослини, які одержують його із ґрунту. У ґрунт фосфор потрапляє внаслідок гниття. Спеціальні бактерії переробляють органічні речовини, що містять фосфор, на фосфати - неорганічні сполуки, що засвоюються рослинами.

Мал. 3. Кругообіг фосфору.

Що ми дізналися?

Фосфор - один із найважливіших елементів неорганічної хімії, що входить до складу живих організмів. Електронна конфігурація - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Має змінну валентність – III та V. Це твердий неметал, що утворює три алотропічні форми – білий, червоний та чорний фосфор. Форми відрізняються фізичними та хімічними властивостями. Найактивніший – білий фосфор, що окислюється на повітрі. Елемент реагує з киснем, металами, неметалами, галогенами, кислотами, водою та лугами. Фосфор не реагує із воднем.

Тест на тему

Оцінка доповіді

Середня оцінка: 4.6. Усього отримано оцінок: 283.

Фосфор – хімічний елемент з атомним номером 15. Розташовується у V групі періодичної системи Д.І. Менделєєва. Хімічна формула фосфору Р.

Свою назву фосфор отримав від грецького phosphoros, що означає "світлоносний".

Фосфор досить поширений у земній корі. Його зміст становить 0,08-0,09% усієї маси земної кори. На морській воді фосфору міститься 0,07 мг/л.

Фосфор має високу хімічну активність, у вільному стані немає. Але він утворює майже 190 мінералів. Фосфор називають елементом життя. Він міститься в зелених рослинах, тваринних тканинах, білках та інших найважливіших хімічних сполуках.

Модифікації фосфору

Відомо, що деякі хімічні елементи можуть існувати у вигляді двох або більш простих речовин, що відрізняються своєю будовою та властивостями. Це називається алотропией. Так ось, фосфор має кілька алотропних модифікацій. Всі ці модифікації різні за своїми властивостями. Найпоширенішими є білий фосфор, жовтий фосфор, червоний фосфор, чорний фосфор.

Білий фосфор - Проста речовина білого кольору. Його молекулярна формула Р4. На вигляд білий фосфор схожий на парафін. Він деформується навіть за невеликих зусиль і легко ріжеться ножем. У темряві помітно блідо-зелене свічення, що походить від фосфору. Це явище називають хемілюмінесценцією.

Білий фосфор – хімічно активна речовина. Він легко окислюється киснем та легко розчиняється в органічних розчинниках. Тому зберігають його у спеціальних інертних середовищах, які не вступають у хімічні реакції. Плавиться білий фосфор за температури +44,1 °C. Білий фосфор – дуже отруйна речовина.

Жовтий фосфор – це неочищений білий фосфор, або білий фосфор із домішками. Температура плавлення +34 °C, кипіння +280 °C. Як і білий, жовтий фосфор не розчиняється у воді. На повітрі окислюється і легко спалахує. Йому також властиве явище хемілюмінесценції.

Червоний фосфор виходить під час нагрівання білого фосфору до високих температур. Формула червоного фосфору Рn. Це полімер складної структури. Залежно та умовами отримання колір червоного фосфору може змінюватися від світло-червоного до темно-коричневого. Хімічно червоний фосфор значно менш активний, ніж білий. Розчиняється він лише в розплавленому свинці та вісмуті. На повітрі не спалахує. Це може статися тільки при нагріванні до 240-250 про З при сублімації його в білу форму фосфору. Але він може самозаймистий при ударі або терті. Явище хемілюмінесценції у червоного фосфору немає. Він не розчиняється у воді, бензолі, сірковуглецю. Розчинний лише у триброміді фосфору. При зберіганні у повітрі поступово окислюється. Тому зберігають його у закритій герметичній тарі.

Червоний фосфор майже отруйний. Тому саме він застосовується у виробництві сірників.

Чорний фосфор зовні схожий на графіт. Вперше чорний фосфор був отриманий в 1914 з білого фосфору при тиску в 20 тисяч атмосфер (2 · 10 9 Па) і температурі 200 про С. Плавиться чорний фосфор при температурі 1000 про С і тиску 18 · 10 5 Па. Чорний фосфор не розчиняється ні у введенні, ні в органічних розчинниках. Горіти він починає лише в тому випадку, якщо його розжарюють до температури +400 про С у чистому кисні. Чорний фосфор має властивості напівпровідникових матеріалів.

Хімічні властивості елементарного фосфору

1. Елементарний фосфор окислюється киснем

У середовищі з надлишковим киснем

4Р + 5О 2 → 2Р 2 Про 5

При нестачі кисню

4Р + 3О 2 → 2Р 2 О 3

2. Взаємодіє з металами, при нагріванні утворюючи фосфіди

3Mg + 2P → Mg 3 P 2

3. Взаємодіє з неметалами

2Р + 5Cl 2 → 2PCl 5

4. При температурі +500 о С взаємодіє з водяною парою

8Р +12Н 2 О → 5РН 3 + 3Н 3 РО 4

Застосування фосфору

Головний споживач фосфору – сільське господарство. Велика кількість всього одержуваного фосфору використовується для виробництва фосфорних добрив: фосфоритного борошна, простих та подвійних суперфосфатів, комплексних азотно-фосфорних добрив. Широко використовується фосфор у виробництві синтетичних миючих засобів, фосфатних стекол, для обробки та фарбування натуральних та синтетичних волокон. У медицині препарати фосфору застосовуються як лікарські засоби.

Вступ

Фосфор (лат. Phosphorus) P – хімічний елемент V групи періодичної системи Менделєєва атомний номер 15, атомна маса 30,973762 (4). Розглянемо будову атома фосфору. На зовнішньому енергетичному рівні атома фосфору є п'ять електронів. Графічно це виглядає так:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0

1699 р. гамбурзький алхімік X. Бранд у пошуках «філософського каменю», нібито здатного перетворити неблагородні метали на золото, при випаровуванні сечі з вугіллям і піском виділив білу воскоподібну речовину, здатну світитися.

Назва «фосфор» походить від грец. "phos" - світло і "phoros" - несе. У Росії її термін «фосфор» запроваджено 1746 р. М.В. Ломоносовим.

До основних сполук фосфору відносять оксиди, кислоти та їх солі (фосфати, дигідрофосфати, гідрофосфати, фосфіди, фосфіти).

Дуже багато речовин, що містять фосфор, містяться у добривах. Такі добрива називають фосфорними.

Фосфор як елемент і як проста речовина

Фосфор у природі

Фосфор належить до поширених елементів. Загальний вміст у земній корі становить близько 0,08%. Внаслідок легкої окислюваності фосфор у природі зустрічається лише у вигляді сполук. Головними мінералами фосфору є фосфорити та апатити, з останніх найбільш поширений фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 * CaF 2 . Фосфорити широко поширені на Уралі, Поволжі, Сибіру, ​​Казахстані, Естонії, Білорусі. Найбільші поклади апатитів знаходяться на Кольському півострові.

Фосфор – необхідний елемент живих організмів. Він присутній у кістках, м'язах, у мозковій тканині та нервах. З фосфору побудовано молекули АТФ - аденозинтрифосфорної кислоти (АТФ - збирач та носій енергії). В організмі дорослої людини міститься в середньому близько 4,5 кг фосфору, переважно у поєднанні з кальцієм.

Фосфор міститься також у рослинах.

Природний фосфор складається лише з одного стабільного ізотопу 31 Р. У наші дні відомі шість радіоактивних ізотопів фосфору.

Фізичні властивості

Фосфор має кілька алотропних модифікацій – білий, червоний, чорний, коричневий, фіолетовий фосфор та ін. Перші три з названих найбільш вивчені.

Білий фосфор- безбарвна, з жовтуватим відтінком кристалічна речовина, що світиться у темряві. Його густина 1,83 г/см 3 . Не розчиняється у воді, добре розчиняється у сірковуглецю. Має характерний часниковий запах. Температура плавлення 44°С, температура займання 40°С. Щоб захистити білий фосфор від окислення, його зберігають під водою у темряві (на світлі йде перетворення на червоний фосфор). На холоді білий фосфор крихкий, при температурах вище 15°С стає м'яким і ріжеться ножем.

Молекули білого фосфору мають кристалічну решітку, у вузлах якої знаходяться молекули Р ​​4 мають форму тетраедра.

Кожен атом фосфору пов'язаний трьома зв'язками з іншими трьома атомами.

Білий фосфор отруйний і дає опіки, що важко загоюються.

Червоний фосфор- порошкоподібна речовина темно-червоного кольору без запаху, у воді та сірковуглецю не розчиняється, не світиться. Температура займання 260 ° С, щільність 2,3 г/см 3 . Червоний фосфор є сумішшю декількох алотропних модифікацій, що відрізняються кольором (від червоного до фіолетового). Властивості червоного фосфору залежить від умов його отримання. Чи не отруйний.

Чорний фосфорна вигляд схожий на графіт, жирний на дотик, має напівпровідникові властивості. Щільність 2,7 г/см3.

Червоний і чорний фосфори мають атомні кристалічні грати.

Хімічні властивості

Фосфор – неметал. У сполуках він зазвичай виявляє ступінь окиснення +5, рідше - +3 і -3 (тільки у фосфідах).

Реакції з білим фосфором ідуть легше, ніж із червоним.

I. Взаємодія із простими речовинами.

1. Взаємодія з галогенами:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (хлорид фосфору (III)),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (хлорид фосфору (V)).

2. Взаємодія з нематалами:

2P + 3S = P 2 S 3 (сульфід фосфору (III).

3. Взаємодія з металами:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (фосфід кальцію).

4. Взаємодія з киснем:

4P + 5O2 = 2P2O5 (оксид фосфору (V), фосфорний ангідрид).

ІІ. Взаємодія із складними речовинами.

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO^.

Отримання

Фосфор отримують з подрібнених фосфоритів і апатитів, останні змішуються з вугіллям і піском і прожарюються в печах при 1500°С:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 6CaSiO 3 + P 4 ^ + 10CO^.

Фосфор виділяється у вигляді пари, що конденсуються в приймачі під водою, при цьому утворюється білий фосфор.

При нагріванні до 250-300 ° С без доступу повітря білий фосфор перетворюється на червоний.

Чорний фосфор виходить при тривалому нагріванні білого фосфору при дуже великому тиску (200 ° С та 1200 МПа).

Застосування

Червоний фосфор застосовується для виготовлення сірників (див. малюнок). Він входить до складу суміші, що наноситься на бічну поверхню сірникової коробки. Основним компонентом складу головки сірника є бертолетова сіль KClO 3 . Від тертя головки сірника про намазування коробки частинки фосфору на повітрі спалахують. В результаті реакції окислення фосфору виділяється тепло, що веде до розкладання бертолетової солі.

Кисень, що утворюється, сприяє запаленню головки сірника.

Фосфор використовують у металургії. Він застосовується для отримання провідників та входить до складу деяких металевих матеріалів, наприклад, олов'яних бронз.

Також фосфор використовують при виробництві фосфорної кислоти та отрутохімікатів (дихлофос, хлорофос та ін.).

Білий фосфор використовують для створення димових завіс, оскільки при горінні утворюється білий дим.

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

У природі фосфор зустрічається лише у зв'язаному вигляді. Основні мінерали, що містять фосфор: апатити - хлорапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 або фторапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(F)2 та фосфорит 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Зміст у земній корі – приблизно 0,12 масових %.

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

Історія відкриття

Відкрити фосфор у хімії вдалося в другій половині XVII ст. Чудотворний носій світла (лат. phosphorus mirabilis), як було названо речовину, виходило з людської сечі, кип'ятіння якої призводило до отримання з рідкої субстанції воскоподібної речовини, що світиться в темряві.

Загальна характеристика елемента

Загальна електронна конфігурація валентного рівня атомів елементів групи VA ns 2 np 3 . Відповідно до будови зовнішнього рівня сполуки елементи цієї групи входять у ступенях окислення +3 або +5 (головний, особливо стійкий ступінь окислення фосфору), проте фосфор може мати й інші ступені окислення, наприклад, негативну -3 або +1.

Електронна конфігурація атома фосфору 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Радіус атома 0,130 нм, електронегативність 2,1, відносна атомна (молярна) маса 31.

Фізичні властивості

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

• Білий (формулу можна записати як P4)

Молекулярні кристалічні грати речовини складаються з чотирихатомних тетраедричних молекул. Хімічний зв'язок у молекулах білого фосфору – ковалентна неполярна.

Основні властивості цієї надзвичайно активної речовини:

Білий P є найсильнішою смертельною отрутою.

• Жовтий

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

• Червоний (Рn)

Речовина, що є великою кількістю 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 ° С, не займається, але здатний до самозаймання при терті або ударі. У воді, бензолі, сірковуглецю та інших речовинах ця речовина не розчиняється, але розчиняється у триброміді фосфору, окислюється на повітрі. Чи не отруйний. У присутності вологи повітря поступово окислюється, утворюючи оксид.

Також, як і білий, переходить при нагріванні до 200°C і дуже високий тиск у чорний P.

• Чорний (Рn)

Речовина являє собою також неорганічний полімер, що має шаруваті атомні кристалічні грати і є найбільш стійкою модифікацією.

Чорний P - речовина на вигляд нагадує графіт. Зовсім нерозчинний у воді та органічних розчинниках. Підпалити його можна лише розжаривши до 400°C в атмосфері чистого кисню. Чорний P проводить електричний струм.

Таблиця фізичних властивостей

Хімічні властивості

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

• горіння

Взаємодія з киснем білого P призводить до утворення оксидів Р2О3 (оксид фосфору 3) і Р2О5 (оксид фосфору 5), причому перший утворюється за браку кисню, а другий - при надлишку:

4Р + 3О2 = 2Р2О3

4Р + 5О2 = 2Р2О5

• взаємодія з металами

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

з магнієм: 3Mg + 2P = Mg3P2

з натрієм: 3Na + P = Na3P

з кальцієм: 3Ca + 2P = Ca3P2

з цинком: 3Zn + 2P = Zn3P2

• взаємодія з неметалами

З 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

Проте з йодом можливе утворення лише одного йодиду:

2Р + 3I2 = 2PI3

З іншими галогенами можливе утворення сполук 3-х та 5-ти валентних Р залежно від співвідношення реагентів. При реакції з сіркою або фтором також утворюються два ряди сульфідів та фторидів:

• 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 реагуватипри нагріванні з водними розчинами лугів:

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

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

В результаті взаємодії утворюється летюча воднева сполука - фосфін (РН3), в якому ступінь окислення фосфору=-3 і солі фосфорноватої кислоти (Н3РО2) - гіпофосфіти, в яких Р знаходиться в нехарактерному ступені окислення +1.

З'єднання фосфору

Розглянемо властивості сполук фосфору:

Спосіб отримання

У промисловості Р одержують із природних ортофосфатів при температурі 800–1000°С без доступу повітря із застосуванням коксу та піску:

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

Пар, що виходить, конденсується при охолодженні в білий Р.

У лабораторії для отримання Рособливої ​​чистоти використовують фосфін та тирхлорид фосфору:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Області застосування

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

h2po3-такої сполуки немає

Будова та властивості атомів. Наступний після азоту представник головної підгрупи V групи Періодичної системи Д. І. Менделєєва - елемент-неметал фосфору Р. Атоми фосфору в порівнянні з атомами азоту мають більший радіус, менше значення електронегативності, а значить, більш виражені відновлювальні властивості.

З'єднання зі ступенем окислення -3 атома фосфору зустрічаються рідше, ніж у азоту (тільки у фосфідах - сполуках фосфору з металами, наприклад, Са 3 Р 2 , Na 3 P). Найчастіше фосфор виявляє у сполуках ступінь окиснення +5. А в його з'єднанні з воднем - фосфіні РН 3 - ковалентний зв'язок між атомами різних елементів малополярна через те, що значення електронегативності фосфору і водню майже однакові.

Фосфор - проста речовина. Хімічний елемент фосфорутворює кілька алотропних модифікацій. Ви вже знаєте дві прості речовини: білий фосфор і червоний фосфор.

Білий фосфор (рис. 137 а) має молекулярну кристалічну решітку, що складається з молекул Р 4 . Він нерозчинний у воді, але добре розчиняється у сірковуглецю. На повітрі білий фосфор легко окислюється, а порошкоподібному стані навіть запалюється.

Мал. 137.
Алотропні модифікації фосфору: а – білий фосфор; б - червоний фосфор

Білий фосфор дуже отруйний. Особливою його властивістю є здатність світитися у темряві внаслідок його окиснення. Зберігають його під водою.

Червоний фосфор (рис. 137, б) є темно-малиновий порошок. Він не розчиняється ні у воді, ні у сірковуглецю. На повітрі окислюється повільно і самозаймається. Неотруйний і не світиться у темряві.

При нагріванні червоного фосфору в пробірці (рис. 138), закритій ватним тампоном, він перетворюється на білий фосфор. Якщо висмикнути тампон, то білий фосфор, що осів на ньому, спалахне на повітрі. Цей досвід свідчить про вогненебезпечність білого фосфору.

Мал. 138.
Досвід, що ілюструє перехід червоного фосфору на білий

Хімічні властивості червоного та білого фосфору близькі, але білий фосфор більш хімічно активний. Так, обидва вони, як і належить неметал, взаємодіють з металами, утворюючи фосфіди:

Білий фосфор спалахує на повітрі, а червоний горить при підпалюванні. В обох випадках утворюється оксид фосфору (V), що виділяється у вигляді густого білого диму:

4Р + 5O2 = 2Р2O5.

Лабораторний досвід №34
Горіння фосфору на повітрі та в кисні

З воднем фосфор безпосередньо не реагує, тому фосфін РН 3 можна отримати тільки непрямим шляхом, наприклад, з фосфідів:

Са 3 Р 2 + 6НСl = ЗСаСl 2 + 2РН3.

Фосфін – це дуже отруйний газ із неприємним запахом. Легко спалахує на повітрі. Це властивість фосфіну і пояснює появу болотяних блукаючих вогнів.

З'єднання фосфору. При горінні фосфору утворюється, як ви знаєте, оксид фосфору (V) Р 2 O 5 - білий гігроскопічний порошок. Це типовий кислотний оксид, що має всі властивості кислотних оксидів (згадайте якими).

Оксиду фосфору (V) відповідає фосфорна кислота Н3РО4. Вона являє собою тверду прозору кристалічну речовину, що добре розчиняється у воді в будь-яких співвідношеннях.

Як триосновна кислота, Н 3 РO 4 утворює три ряди солей:

• середні солі, або фосфати (наприклад, Са 3 (РO 4) 2), які нерозчинні у воді, крім фосфатів лужних металів;
• кислі солі - дигідрофосфати (наприклад, Са(Н 2 РO 4) 2), більшість з яких добре розчиняються у воді;
• кислі солі - гідрофосфати (наприклад, СаНРO 4), які малорозчинні у воді (крім фосфатів натрію, калію та амонію), тобто займають проміжне положення між фосфатами та дигідрофосфатами по розчинності.

Реактивом на розчинні фосфати є розчин нітрату срібла, при взаємодії з яким утворюється жовтий осад Ag3P04 (рис. 139):

Мал. 139.
Якісна реакція на фосфат-іон

Проте на відміну AgBr і AgI цей осад розчиняється при додаванні розчину кислоти (чому?).

Лабораторний досвід №35
Розпізнавання фосфатів

У природі фосфор у вільному вигляді не зустрічається лише у вигляді сполук. Найважливішими природними сполуками фосфору є мінерали фосфорити та апатити. Основну їх масу становить фосфат кальцію Са 3 (РO 4) 2 , з якого отримують в промисловості фосфор.

Біологічне значення фосфору. Фосфор є складовою частиною тканин організмів людини, тварин та рослин. В організмі людини більшість фосфору пов'язана з кальцієм. Для побудови скелета дитині потрібні однакові кількості фосфору та кальцію. Крім кісток, фосфор міститься у нервовій тканині, крові, молоці. У рослинах фосфор входить до складу білків.

З фосфору, що надходить в організм людини з їжею, головним чином з яйцями, м'ясом, молоком і хлібом, будується АТФ - аденозинтрифосфорна кислота, яка є основним джерелом енергії для внутрішньоклітинних процесів, а також нуклеїнові кислоти - ДНК та РНК, що здійснюють передачу спадкових властивостей організму . Найбільш інтенсивно АТФ витрачається в органах тіла, що активно працюють: печінці, м'язах, мозку. Недарма знаменитий мінералог, один із основоположників науки геохімії, академік А. Є. Ферсман назвав фосфор «елементом життя та думки».

Як було зазначено, фосфор існує в природі у вигляді сполук, що містяться у ґрунті (або розчинених у природних водах). З ґрунту фосфор витягується рослинами, а тварини отримують його з рослинною їжею. Після відмирання рослинних та тваринних організмів фосфор знову переходить у ґрунт. Так здійснюється кругообіг фосфору в природі (рис. 140).

Мал. 140.
Кругообіг фосфору в природі

Застосування фосфору та його сполук. Червоний фосфор використовують для виробництва сірників, фосфорної кислоти, яка, у свою чергу, йде на виробництво фосфорних добрив та кормових добавок для тваринництва. Крім того, фосфор застосовують для отримання отрутохімікатів (згадайте балончики з дихлофосом, хлорофосом та ін.) (рис. 141).

Мал. 141.
Фосфор та його сполуки використовують для виробництва:
1 - сірників; 2 – фосфорної кислоти; 3 – фосфорних добрив; 4 – кормових добавок для тварин; 5 - отрутохімікатів

Відкриття фосфору. Фосфор відкритий німецьким алхіміком Г. Брандом в 1669 р., а свою назву отримав за здатність світитися в темряві (в пров. з грец. фосфор - світлоносний).

Нові слова та поняття

1. Алотропія фосфору: білий, червоний фосфор.
2. Властивості фосфору: утворення фосфідів, фосфіну, оксиду фосфору (V).
3. Фосфорна кислота та три ряди її солей: фосфати, гідрофосфати та дигідрофосфати.
4. Біологічне значення фосфору (фосфат кальцію, АТФ, ДНК та РНК).
5. Застосування фосфору та його сполук.

Завдання для самостійної роботи