Фосфор в природе
ФОСФОР (Phosphorus); ат. вес 30,975. Получение и свойства фосфора. Фосфор принадлежит к числу довольно распространенных элементов; содержание его в земной коре составляет около 0,12%. Вследствие легкой окисляемости фосфор в свободном состоянии в природе не встречается.
Из соединений фосфора самым важным является кальциевая соль фосфорной кислоты Са3(РО4)2, которая в виде минерала фосфорита образует местами большие залежи. В СССР богатейшие месторождения фосфоритов находятся в Южном Казахстане в горах Кара-Тау. Часто встречается также минерал апатит, содержащий, кроме Са3(РО4)2, еще CaF2 или СаСl2. Огромные залежи апатита были открыты в 20-х годах этого столетия на Кольском полуострове. Это месторождение по своим запасам самое большое в мире.
Фосфор, как и азот, является элементом, безусловно необходимым для всех живых существ, так как он входит в состав-различных белковых веществ как растительного, так и животного происхождения. В растениях фосфор содержится главным образом в белках семян, в животных организмах — в белках молока, крови, мозговой и нервной тканей. Кроме того, большое количество фосфора содержится в костях позвоночных животных в виде фосфата кальция Са3(РO4)2. При сжигании костей все органические вещества сгорают, и остающаяся зола состоитглавным образом из фосфата кальция.
Свободный фосфор был впервые выделен из мочи еще в XVII в. алхимиком Брандом. В настоящее время фосфор получают из фосфата кальция. Для этого фосфат кальция смешивают с песком и углем и накаливают без доступа воздуха в особых, печах с помощью электрического тока.
Чтобы понять происходящую реакцию, нужно представить фосфат кальция как соединение окиси кальции с фосфорным ангидридом (3СаО • Р2О5); песок же, как известно, представляет собой двуокись кремния, или кремневый ангидрид SiО2. При высокой температуре кремневый ангидрид вытесняет фосфорный ангидрид и, соединяясь с окисью кальция, образует кальциевую соль кремневой кислоты CaSiО3, а фосфорный ангидрид восстанавливается углем до свободного фосфора:
Р2О5 • 3СаО + 3SiО2 = 3CaSiО3 + Р2О5 Р2О5 + 5С = 2Р + 5СО
Складывая оба уравнения, получаем:
Са3(РО4)2 + 3SiО2 + 5С = 3CaSiО3 + 2Р + 5СО
Выделяющийся фосфор превращается в пары, которые сгущаются в приемнике под водой.
Фосфор образует несколько аллотропических видоизменений.
Белый фосфор получается при|быстром охлаждении паров фосфора. Это — твердое кристаллическое вещество, уд. веса 1,82. В чистом виде белый фосфор совершенно бесцветен.
и прозрачен; продажный же продукт обычно окрашен в желто-ватый цвет и по внешнему виду очень похож навоск. На холоду белый фосфор хрупок/но при температуре выше 15° становится мягким и легко режется ножом. Белый фосфор плавится при 44,2°, а при 280,5° начинает кипеть. Молекула фосфора в парах при температурах ниже 800° состоит из четырех атомов (Р4), На воздухе белый фосфор очень быстро окисляется и при этом светится в темноте. Отсюда произошло название фосфор, которое в переводе на русский язык значит «светоносный». Уже при слабом нагревании, для чего достаточно простого трения, фосфор загорается и сгорает, выделяя большое количество тепла. Фосфор может и сам собой воспламениться на воздухе вследствие выделения тепла при окислении. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его сохраняют под водой. В воде белый фосфор нерастворим; хорошо растворяется в сероуглероде.
Белый фосфор — сильный яд, даже в малых дозах действующий смертельно.
Еели белый фосфор долго нагревать без доступа воздуха при 250—300°, то он превращается в другое видоизменение фосфора, имеющее красно-фиолетовый цвет и называемое красным фосфором. Такое же превращение происходит, но только очень медленно, под действием света.
Красный фосфор по своим свойствам резко отличается от белого; он очень медленно окисляется на воздухе, не светятся в темноте, загорается только при 260°, не растворяется в сероуглероде и не ядовит. Удельный вес красного фосфора 2,20, При сильном нагревании красный фосфор, не плавясь, превращается в пары, при охлаждении которых получается белый фосфор.
Черный фосфор образуется из красного при нагревании его до 350° под давлением в несколько сот атмосфер. По виду он очень похож на графит, жирен на ощупь, хорошо проводит электрический ток и значительно тяжелее других видоизменений фосфора. Удельный вес черного фосфора 2,70, температура воспламенения 490°.
Главная область применения фосфора — спичечное производство. В настоящее время спички являются столь необходимым предметом в нашей повседневной жизни, что трудно себе представить, как могли люди обходиться без них. Между тем спички существуют только 150 лет.
Первые спички, появившиеся в 1805 г., представляли собой деревянные палочки, один конец которых был покрыт смесью бертолетовой соли с сахаром н гумиарабиком. Зажигались такие спички путем смачивания их головок концентрированной серной кислотой. Для этого палочки погружали в маленький пузырек, содержавший асбест, пропитанный серной кислотой.
Изобретение фосфорных спичек, зажигающихся при трении,., относится к 30-м годам прошлого века. Головки спичек состояли из серы, которая покрывалась смесью белого фосфора с некоторыми богатыми кислородом веществами (суриком Рb3O4 или двуокисью марганца МnO2), связанными вместе клеем. Такие спички назывались серными ив России были в употреблении до конца XIX в. Они легко воспламенялись при трении о любую поверхность, что хотя и представляло известное удобство, но делало серные спички очень огнеопасными. Кроме того, вследствие ядовитости белого фосфора, производство их причиняло большой вред здоровью рабочих спичечных фабрик. Нередко также бывали случаи отравления спичками. В настоящее время почти во всех странах выработка серных спичек прекращена ввиду замены их так называемыми безопасными спичками. Эти спички впервые начали изготовлять в Швеции, почему их иногда называют шведскими.
При изготовлении безопасных спичек применяется исключительно красный фосфор, причем он содержится не в головке спички, а в той массе, которая наносится сбоку на спичечную коробку. Головка же спички состоит из смеси горючих веществ с бертолетовой солью и соединениями, катализирующими распад этой соли (пиролюзит, Fe2О3 и др). Смесь легко воспламеняется, если потереть ее о боковую поверхность спичечной: коробки, покрытой указанной массой.
Кроме спичечного производства, фосфор применяется в военном деле. Так как при горении фосфора образуется густой белый дым, то белым фосфором снаряжают боеприпасы (артиллерийские снаряды, авиабомбы и др.), предназначенные для образования так называемых «дымовых завес». Значительное количество фосфора расходуется на производство разных фосфорорга-нических препаратов, к числу которых относятся весьма эффективные средства уничтожения насекомых-вредителей.
Свободный фосфор чрезвычайно активен. Он непосредственно соединяется со многими простыми веществами с выделением большого количества тепла. Легче всего соединяется фосфор с кислородом, затем с галогенами, серой и со многими металлами, причем в последнем случае образуются фосфиды, аналогичные нитридам, например: Са3Р2, Mg3P2 и др. Все эти свойства особенно резко проявляются у белого фосфора; красный фосфор реагирует менее энергично, черный вообще очень трудно вступает в химические взаимодействия.
Вы читаете, статья на тему Фосфор в природе