ФОСФОР (Phosphorus; от греч. — светоносный), Р — хим. элемент V группы периодической системы элементов; ат. н. 15, ат. м. 30,97376. В соединениях проявляет степени окисления —3, —2, +3, +4 и + 5; из них наиболее характерны —3, +3 и +5. Состоит из стабильного изотопа 31 Р. Важнейший из искусственных — изотоп 32Р с периодом полураспада 14,22 дня. Фосфор открыл (1669)  гамбургский алхимик X. Брандт, хотя сведения о фосфоре еще в 12 в. получил араб, алхимик Алхид Бехил. В 18 в. швед, химик К. Шееле впервые указал на фосфориты как на богатый источник фосфора, предложив и методы его получения.
 
Применение применение фосфора связано с развитием спичечного производства.  Фосфор относится к весьма распространенным элементам: на него приходится 0,04% от общего числа атомов земной коры. Скопления Ф. встречаются в основном в виде апатита  Са5Х (Р04)3    (X — фтор, реже хлор или гидроксильная группа) и залежей фосфоритов, основой к-рых является Са3 (Р04)2. При конденсации пара фосфор в жидкость и ее затвердевании образуется белый (или желтый) Ф., к-рый по внешнему виду и консистенции подобен парафину и является наиболее химически активной формой элемента. Белый фосфор существует в двух кристаллических модификациях:    высокотемпературной альфа-форме (кубические кристаллы, а = 18,5 А; плотность 1,828 г/см3; tпл 44,1° С; теплоемкость 0,1776 кал/г х град; удельное электрическое сопротивление 10 11 ом-см; удельная магнитная восприимчивость 0,86 х 10 э.м.е./г; теплота сублимации 13,4 ккал/моль Р4) и низкотемпературной бета-форме (плотность 1,88 г/см3; стабильна при т-ре ниже —76,9° С и давлении 1 ат).
 
Кроме белого фосфора, известно еще несколько модификаций, напр. формы красного Ф. (красный I — аморфный; красный IV — тотра- или гексагональные кристаллы; красный V — триклинные кристаллы;  теплота  сублимации этих форм соответственно 19,7; 28,0 и 28,8 ккал/молъ Р4). Плотность красного фосфора в зависимости от метода получения 2,0 -г- 2,4 г/смя; т-ра сублимации при давлении 1 ат равна 429° С. Фиолетовый фосфор образуется при нагревании   белого  фосфора   под  давлением 500 ат; у него полимерная структура из связанных между собой группировок Р4 и Р8 и плотность 2,34 г/см3. Черный фосфор получают нагреванием белого при т-ре 220° С под давлением 12 000 ат. Он внешне похож на графит, у него слоистая структура, кристаллы  ромбической системы с периодами решетки а = 3,31 А, b = 4,38 А и с = 10,5 А; в элементарной ячейке содержится восемь атомов. Плотность черного Ф. 2,69 г/см3, плотность его аморфной разновидности 2,25 г/см3. Черный Ф. сравнительно хороший проводник: при т-ре 0° С его   электрическое   сопротивление 0,711 ом-см. Жидкий фосфор при давлении 1 ат кипит при т-ре 280,5° С; критические параметры: т-ра 695° С и давление 82,2 ат; электропроводность (т-ра 45° С) 10-7 ом-1 х см   ; диэлектрическая проницаемость при той же т-ре 3,85. Парообразный Ф. состоит из тетраэдрических молекул Р4. Фосфор легко соединяется с кислородом, галогенами, серой и мн. металлами, образуя фосфиды (Mg3P2, Са3Р2 и др.).
 
Основным сырьем для получения Ф. и его соединений служат фосфориты и апатиты. Вначале измельченную руду смешивают с коксом (восстановителем)   и   кремнеземом Si02, к-рый связывает в шлак содержащийся в руде кальций. Затем шихту загружают в закрытые электрические руднотермические печи, где при т-ре 1500° С протекает реакция:
2Са3 (Р04)2 + 6Si02 + 10С = Р4 + 6CaSi03 + 10СО
Сконденсированный из предварительно очищенного печного газа Ф. используют для получения термической фосфорной к-ты, частично он является готовой продукцией.   При   взаимодействии фосфорной к-ты с фосфоритной мукой (с добавлением известняка) получают кормовой монокальцийфосфат, а при взаимодействии  ее  с  аммиаком — диаммонийфосфат. Многотоннажнып побочный продукт этого процесса, огненножидкий шлак фосфорных печей, перерабатывают в шлаковату шлакопемзу и др. строительные материалы. При этом образуются также феррофосфор и горючий газ (80% СО). Товарная форма желтого Ф.— палочки и пластины. 
 
Продолжительным нагреванием желтого фосфора в замкнутом объеме до т-р 280 -т- 340е С получают более устойчивую при норм, условиях форму — красный фосфор. Основную массу Ф. используют для получения термической фосфорной к-ты — сжиганием его в башнях до фосфорного ангидрида Р205 с последующим охлаждением и гидратацией до ортофосфорной к-ты (73 -г- 75% Р205) и термической    полифосфатной    кислоты (77 -г- 86% Р2Об). Расширяется произ-во более дешевой экстракционной фосфорной к-ты — важнейшего сырья для произ-ва минер, удобрений. Соединения фосфора служат основой многих моющих средств и детергентов. В металлургии фосфор применяют (в составе феррофосфора) для произ-ва фосфористых чугунов; он входит в состав др. сплавов, в частности фосфористых  бронз. Поверхностная обработка стальных изделий — фосфатирование — обеспечивает   дешевую и эффективную защиту их от коррозии. Фосфор входит в состав многих инсектицидов и пестицидов, а также в состав наиболее сильно действующих боевых отравляющих веществ (табуна, зарина). См. также Фосфорсодержащие сплавы.
 
Распространение в природе . Природный фосфор представляет собой стабильный изотоп ³¹P  . Искусственно получены радиоактивные изотопы  ³ºP и  ³²P последний имеет период полураспада 14,3 дня и иногда используется как индикатор для изучения фосфорного обмена .
В литосфере фосфора сравнительно немного ( 0,08 масс. % ) .Он рассеян в природе и редко скапливается в больших количествах , так же он непременная составная часть растительных и животных белков , у растений сосредоточен в семенах и плодах , у животных — в нервной ткани , мышцах и скелете . В человеческом  организме содержится примерно 1,5 кг фосфора , из них 1,4 кг в костях , 130 г в мышцах и 12 г в нервной ткани .
В следствие большой активности свободный фосфор в природе не встречается , распространён только в виде фосфат — ионов PO4³ˉ
Важнейшие минеральные соединения фосфораапатит , которому отвечает формула Ca5(PO4)3(F,Cl ) .При этом различают фторапатит 3Ca3(PO4)2 • CaF2 , хлорапатит 3Ca3(PO4)2 • CaCl2 и гидроксиапатит 3Ca3(PO4)2 • Ca(OH)2 .
Избыточные катионы кальция , а также фторид — и хлорид — ионы размещаются в пустых промежутках кристаллической решётки ортофосфата кальция , сообщая апатиту особую компактность и твёрдость . Встречается фосфор также в виде фосфорита Ca3( PO4 )2 .
Хотя большие скопления апатита редки , кристаллы его пронизывают важнейшие горные породы ( гранит , гнейсы и т.п ) и служат первоисточником фосфорных соединений в природе . При выветривании горных пород кристаллы апатита попадают в почву , разлагаются почвенными кислотами и корневыми выделениями растений . Далее фосфор усваивается растениями и таким образом вовлекается в биохимический круговорот .
Накопители фосфора растения , а животные только заимствуют его у растений .
Фосфор — анионы входят в состав сложных органических полимерных соединений — нуклеиновых кислот , которые содержатся в живых организмах и принимают участие в процессах передачи наследственных признаков живой клетки .
 
Получение и свойства .
В переводе с греческого слово фосфор означает ( светоносец ) . Это название получил за свойства светиться в темноте .
Фосфор получают из фосфорита или апатита . Восстановителем фосфора со степенью окисления +5 из его соединений служит углерод , но чтобы образовавшийся фосфор не взаимодействовал с кальцием , прибавляют двуокись двуокись кремния .
Если изобразить фосфорит Ca3( PO4 )2 в виде оксидов 3CaO • P2O5, то процесс получения фосфора выглядит следующим образом : сначала оксид кремния ( IV ) взаимодействует с оксидом кальция , образуя легкоплавкий шлак силиката кальция :
 
3CaO • P2O5 + 3SiO2 = P2O5 + 3CaSiO3
 
Затем оксид фосфора ( IV ) реагирует с углеродом и получается свободный фосфор в парообразном состоянии :
 
P2O5 + 5C = 2P + 5CO
 
Суммарное уравнение имеет вид :
 
Ca3( PO1 )2 +5C + 3SiO2 = 2P + 3CaSiO3 + 5CO
 
Смесь измельченного фосфорита с песком и углём нагревают электрической дугой в специальной печи . Пары фосфора уходят через трубу в приёмник и сгущаются под водой . Далее его очищают перегонкой .
Фосфор образует несколько аллотропических модификаций , из них важнейшие : белый , красный и чёрный фосфор .
Фосфор образует с кислородом оксиды и соответствующие им фосфорные кислоты .
 
Промышленное применение фосфора .
Некоторые соединения фосфора с металлами ( германий , индий ) используют как полупроводниковые материалы . Огромное количество фосфора расходуется в производстве пестицидов ( тиофоса , карбофоса , хлорофоса и др . )
Белым фосфором наполняют зажигательные снаряды и бомбы . При сгорании фосфора образуется густой белый дым , поэтому белый фосфором наполняют гранаты , предназначенные для получения дымовых завес .
Основной потребитель красного фосфора — спичечное производство , так как он входит в состав массы , наносимой на боковые поверхности спичечных коробок . Головки спичек — это смесь горючих веществ ( серы и других ) с хлоратом калия KClO3 .
Фосфор химически активен , в соединениях с водородом и металлами он проявляет степень окисления -3 , а в кислородных соединениях +3 и +5 .
 
Соединения фосфора с водородом .
Водородные соединения фосфора называют фосфористыми водородами ; они бывают газообразными PH3 , жидкими P2H4 и твёрдыми P12H6 .
Газообразный фосфористый водород PH3 аналогичен аммиаку и именуются фосфином . Получают его , действуя сильными кислотами на фосфиды — соединения фосфора с металлами :
 
Zn3P2 + 6HCl = 2PH3 + 3ZnCl2
 
При гидролизе фосфидов также получается фосфин :
 
Mg3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3Mg( OH )2
 
Ca3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ca( OH )2
 
Фосфин — ядовитый , бесцветный газ с чесночным запахом , горит на воздухе , образуя оксид фосфора ( V ) :
 
2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O
 
Основные свойства выражены у фосфина слабее , чем у аммиака . Подобно аммиаку фосфин соединяется с галогеноводородными кислотами , образуя соли , содержащие группу фосфония PH  . Поэтому и сами соли называют солями фосфония . Однако в отличие от солей аммония соли фосфония непрочны и в водных растворах разлагаются с выделением фосфина :
 
PH4  + H2O = PH3 + H3O
 
Среди соединений , в которых фосфин проявляет степень окисления — 3 , имеет практическое значение фосфид цинка Zn3P2 — применялся как зооцид для борьбы с мышевидными грызунами .
 
Соединения фосфора с галогенами .
Фосфор обладает свойством непосредственно соединятся со всеми галогенами .
Трихлорид фосфора PCl3 получают , пропуская хлор над расплавленным фосфором . Это бесцветная жидкость с резким запахом и температурой кипения 76°C . Соединение не очень стойко , легко гидролизуется с выделением хлороводорода и получением фосфористой кислоты :
 
PCl3 + 3H2O = 3HCl + H3PO3
 
Пентахлорид фосфора PCl5 получается при пропускании хлора через трихлорид фосфора , имеет вид твёрдой , белой кристаллической массы . Легко диссоциирует с отщеплением молекулы хлора :
 
PCl5 = PCl3 + Cl2
 
Пентахлорид фосфора не прочен , ( дымит ) на воздухе , подвергаясь гидролизу :
 
PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4
 
Хлориды фосфора используют в синтезе органических соединений . Трибромид PBr3 и трийодид фосфора PI3 служит для получения бромоводорода и йодоводорода .
 
Лит.: Некрасов Б. В. Основы общей химии, Майзель Ю. А., Земельман В. Б., Баркан А. Б. Автоматизация производств фосфора и фосфорсодержащих продуктов.

В основном с этим также ищут

АзотФосфорМышьякСурьмаВисмут

Вы читаете, статья на тему фосфор