Что такое фосфор в химии

Фосфор (лат. Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 15, атомная масса 30,97376, неметалл. Природный Фосфор состоит из одного стабильного изотопа 31 Р; получен ряд искусственных радиоактивных изотопов, в том числе: 28 Р (Т_½ = 6,27 сек); 29 Р (Т_½ = 4,45 сек); 30 Р (Т_½ = 2,55 мин); 32 Р (Т_½ = 14,22 сут); 33 Р (Т_½ = 25 сут); 34 Р (Т_½ =12,5 сек). Наибольшее значение имеет 32 Р, обладающий значительной энергией β-излучения и применяемый в химических и биохимических исследованиях в качестве меченого атома.

Историческая справка. По некоторым литературным данным, способ получения Фосфора был известен еще арабским алхимикам 12 века. Но общепринятой датой открытия Фосфора считается 1669 год, когда X. Бранд (Германия) при прокаливании с песком сухого остатка от выпаривания мочи и последующей перегонкой без доступа воздуха получил светящееся в темноте вещество, названное сначала "холодным огнем", а позднее Фосфором от греч. phosphoros – светоносный. Вскоре способ получения Фосфора стал известен немецким химикам – И. Крафту, И. Кункелю; в 1682 году об этом способе было опубликовано. В 1743 году А. С. Маргграф разработал следующий способ получения Фосфора: смесь хлорида свинца с мочой выпаривалась досуха и нагревалась до прекращения выделения летучих продуктов; остаток смешивали с древесным углем в порошке и подвергали перегонке в глиняной реторте; пары Фосфора конденсировались в приемнике с водой. Наиболее простой метод получения Фосфора прокаливанием костяной золы с углем был предложен лишь в 1771 году К. Шееле. Элементарную природу Фосфора установил А. Лавуазье. Во 2-й половине 19 века возникло промышленное производство Фосфора из фосфоритов в ретортных печах; в начале 20 века они были заменены электрическими печами.

Распространение Фосфора в природе. Среднее содержание Фосфора в земной коре (кларк) – 9,3·10 -2 % по массе; в средних горных породах 1,6·10 -1 , в основных породах 1,4·10 -1 , меньше в гранитах и других кислых изверженных породах – 7·10 -2 и еще меньше в ультраосновных породах (мантии) – 1,7·10 2 %; в осадочных горных породах от 1,7·10 -2 (песчаники) до 4·10 -2 % (карбонатные породы). Фосфор принимает участие в магматических процессах и энергично мигрирует в биосфере. С обоими процессами связаны его крупные накопления, образующие промышленные месторождения апатитов и фосфоритов. Фосфор – исключительно важный биогенный элемент, он накапливается многими организмами. С биогенной миграцией связаны многие процессы концентрации Фосфора в земной коре. Из вод Фосфор легко осаждается в виде нерастворимых минералов или захватывается живым веществом. Поэтому в морской воде лишь 7·10 -6 % Фосфора. Известно около 180 минералов Фосфора, в основном – это различные фосфаты, из которых наиболее распространены фосфаты кальция.

Физические свойства Фосфора. Элементарный Фосфор существует в виде нескольких аллотропических модификаций, главные из которых – белая, красная и черная.

Белый Фосфор – воскообразное, прозрачное вещество с характерным запахом, образуется при конденсации паров Фосфора. Белый Фосфор в присутствии примесей – следов красного Фосфора, мышьяка, железа и т. п. – окрашен в желтый цвет, поэтому товарный белый Фосфор называется желтым. Существуют две формы белого Фосфора: α- и β-форма. α-модификация представляет собой кристаллы кубической системы (а =18,5 Å); плотность 1,828 г/см 3 , t_пл 44,1 °С, t_кип 280,5 °С, теплота плавления 2,5 кДж/моль Р₄ (0,6 ккал/молъ Р₄), теплота испарения 58,6 кДж/моль Р₄(14,0 ккал/молъ P₄), давление пара при 25 °С 5,7 н/м 2 (0,043 мм рт. ст.). Коэффициент линейного расширения в интервале температур от 0 до 44 °С равен 12,4·10 -4 , теплопроводность 0,56 вт/(м·К) [1,1346·10 -3 кал/(см·сек·°С)] при 25 °С. По электрическим свойствам α-белый Фосфор близок к диэлектрикам: ширина запрещенной зоны около 2,1 эв, удельное электросопротивление 1,54·10 11 ом·см, диамагнитен, удельная магнитная восприимчивость -0,86·10 -6 . Твердость по Бринеллю 6 Мн/м 2 (0,6 кгс/мм 2 ). α-Форма белого Фосфора хорошо растворяется в сероуглероде, хуже – в жидком аммиаке, бензоле, четыреххлористом углероде и др. При -76,9 °С и давлении 0,1 Мн/м 2 (1 кгс/см 2 ) α-форма переходит в низкотемпературную β-форму (плотность 1,88 г/см 3 ). С повышением давления до 1200 Мн/м 2 (12000 кгс/см 2 ) переход происходит при 64,5 °С. β-Форма – кристаллы с двойным лучепреломлением. Белый Фосфор ядовит: на воздухе при температуре около 40 °С самовоспламеняется, поэтому его следует хранить под водой (растворимость в воде при 25 °С 3,3·10 -4 %). Нагреванием белого Фосфора без доступа воздуха при 250-300 °С в течение нескольких часов получают красный Фосфор. Переход экзотермичен, ускоряется ультрафиолетовыми лучами, а также примесями (иод, натрий, селен). Обычный товарный красный Фосфор практически полностью аморфен; имеет цвет от темно-коричневого до фиолетового. При длительном нагревании необратимо может переходить в одну из кристаллических форм (триклинную, кубическую и другие) с различными свойствами: плотностью от 2,0 до 2,4 г/см 3 , t_пл от 585 до 610 °С при давлении в несколько десятков атмосфер, температурой возгонки от 416 до 423 °С, удельным электросопротивлением от 10 9 до 10 14 ом·см. Красный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240-250 °С, но самовоспламеняется при трении или ударе; нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде Фосфора. При температуре возгонки красный Фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый Фосфор.

При нагревании белого Фосфора до 200-220 °С под давлением (1,2-1,7)·10 3 Мн/м 2 [(12-17)·10 3 кгс/см 2 ] образуется черный Фосфор. Это превращение можно осуществить без давления, но в присутствии ртути и небольшого количества кристаллов черного Фосфора (затравки) при 370 °С в течение 8 суток. Черный Фосфор представляет собой кристаллы ромбической структуры (а = 3,31 Å, b = 4,38 Å, с = 10,50 Å), решетка построена из волокнистых слоев с характерным для Фосфора пирамидальным расположением атомов, плотность 2,69 г/см 3 , t_пл около 1000 °С под давлением 1,8·10 3 Мн/м 2 (18·10 3 кгс/см 2 ). По внешнему виду черный Фосфор похож на графит; полупроводник: ширина запрещенной зоны 0,33 эв при 25 °С; имеет удельное электросопротивление 1,5 ом·см, температурный коэффициент электросопротивления 0,0077, диамагнитен, удельная магнитная восприимчивость -0,27·10 -6 . При нагревании до 560-580 °С под давлением собственных паров превращается в красный Фосфор. Черный Фосфор малоактивен, с трудом воспламеняется при поджигании, поэтому его можно безопасно подвергать механической обработке на воздухе.

Атомный радиус Фосфор 1,34 Å, ионные радиусы: Р 5+ 0,35 Å, Р 3+ 0,44 Å, Р 3- 1,86 Å.

Атомы Фосфора объединяются в двухатомные (Р₂), четырехатомные (P₄) и полимерные молекулы. Наиболее стабильны при нормальных условиях полимерные молекулы, содержащие длинные цепи связанных между собой P₄ – тетраэдров. В жидком, твердом виде (белый Фосфор) и в парах ниже 800 °С Фосфор состоит из молекул P₄. При температурах выше 800 °С молекулы P₄диссоциируют на Р₂, которые, в свою очередь, распадаются на атомы при температуре свыше 2000 °С. Только белый Фосфор состоит из молекул Р₄, все остальные модификации – полимеры.

Химические свойства Фосфора. Конфигурация внешних электронов атома Фосфор 3s 2 3p 3 ; в соединениях наиболее характерны степени окисления +5, +3, и -3. Подобно азоту, Фосфор в соединениях главным образом ковалентен. Ионных соединений, подобных фосфидам Na₃P, Са₃Р₂, очень мало. В отличие от азота, Фосфор обладает свободными 3d-орбиталями с довольно низкими энергиями, что приводит к возможности увеличения координационного числа и образованию донорно-акцепторных связей.

Фосфор химически активен, наибольшей активностью обладает белый Фосфор; красный и черный Фосфор в химических реакциях гораздо пассивнее. Окисление белого Фосфора происходит по механизму цепных реакций. Окисление Фосфора обычно сопровождается хемилюминесценцией. При горении Фосфора в избытке кислорода образуется оксид (V) Р₄O₁₀ (или Р₂О₅), при недостатке – в основном оксид (III) Р₄О₆ (или Р₂О₃). Спектроскопически доказано существование в парах P₄O₇, Р₄O₈, Р₂О₆, РО и других оксидов фосфора. Оксид Фосфора (V) получают в промышленного масштабах сжиганием элементарного Фосфора в избытке сухого воздуха. Последующая гидратация Р₄O₁₀ приводит к получению орто- (Н₃РО₄) и поли-(Н_n+2Р_nО_3n+1) фосфорных кислот. Кроме того, Фосфор образует фосфористую кислоту Н₃РО₃, фосфорноватую кислоту Н₄Р₂О₆ и фосфорноватистую кислоту Н₃РО₂, а также надкислоты: надфосфорную Н₄Р₂О₈ и мононадфосфорную Н₃РО₅. Широкое применение находят соли фосфорных кислот (фосфаты), в меньшей степени – фосфиты и гипофосфиты.

Фосфор непосредственно соединяется со всеми галогенами с выделением большого количества тепла и образованием тригалогенидов (РХ₃, где X – галоген), пентагалогенидов (РХ₅) и оксигалогенидов (например, РОХ₃). При сплавлении Фосфора с серой ниже 100 °С образуются твердые растворы на основе Фосфора и серы, а выше 100 °С происходит экзотермическая реакция образования кристалличических сульфидов P₄S₃, P₄S₅, P₄S₇, P₄S₁₀, из которых только P₄S₅ при нагревании выше 200 °С разлагается на P₄S₃ и P₄S₇, а остальные плавятся без разложения. Известны оксисульфиды фосфора: P₂O₃S₂, P₂O₂S₃, P₄O₄S₃, P₆O₁₀S₅ и P₄O₄S₃. Фосфор по сравнению с азотом менее способен к образованию соединений с водородом. Фосфористый водород фосфин РН₃ и дифосфин Р₂Н₄ могут быть получены только косвенным путем. Из соединений Фосфора с азотом известны нитриды PN, P₂N₃, P₃N₅ – твердые, химически устойчивые вещества, полученные при пропускании азота с парами Фосфора через электрическую дугу; полимерные фосфонитрилгалогениды – (PNX₂)_n (например, полифосфонитрилхлорид), полученные взаимодействием пентагалогенидов с аммиаком при различных условиях; амидоимидофосфаты – соединения, как правило, полимерные, содержащие наряду с Р-О-Р связями Р-NH-Р связи.

При температурах выше 2000°С Фосфор реагирует с углеродом с образованием карбида РС₃– вещества, не растворяющегося в обычных растворителях и не взаимодействующего ни с кислотами, ни со щелочами. При нагревании с металлами Фосфор образует фосфиды.

Фосфор образует многочисленные фосфорорганические соединения.

Получение Фосфора. Производство элементарного Фосфора осуществляется электротермическим восстановлением его из природных фосфатов (апатитов или фосфоритов) при 1400-1600 °С коксом в присутствии кремнезема (кварцевого песка):

Предварительно измельченная и обогащенная фосфорсодержащая руда смешивается в заданных соотношениях с кремнеземом и коксом и загружается в электропечь. Кремнезем необходим для снижения температуры реакции, а также увеличения ее скорости за счет связывания выделяющейся в процессе восстановления окиси кальция в силикат кальция, который непрерывно удаляется в виде расплавленного шлака. В шлак переходят также силикаты и оксиды алюминия, магния, железа и другие примеси, а. также феррофосфор (Fe₂P, FeP, Fe₃P), образующийся при взаимодействии части восстановленного железа с Фосфором. Феррофосфор, а также растворенные в нем небольшие количества фосфидов марганца и других металлов по мере накопления удаляются из электропечи с целью последующего использования при производстве специальных сталей.

Пары Фосфора выходят из электропечи вместе с газообразными побочными продуктами и летучими примесями (СО, SiF₄, РН₃, пары воды, продукты пиролиза органических примесей шихты и другие) при температуре 250-350 °С. После очистки от пыли содержащие фосфор газы направляют в конденсационные установки, в которых при температуре не ниже 50 °С собирают под водой жидкий технический белый Фосфор.

Применение Фосфора. Основная масса производимого Фосфора перерабатывается в фосфорную кислоту и получаемые на ее основе фосфорные удобрения и технические соли (фосфаты).

Белый Фосфор используется в зажигательных и дымовых снарядах, бомбах; красный Фосфор – в спичечном производстве. Фосфор применяется в производстве сплавов цветных металлов как раскислитель. Введение до 1% Фосфор увеличивает жаропрочность таких сплавов, как фехраль, хромаль. Фосфор входит в состав некоторых бронз, так как повышает их жидкотекучесть и стойкость против истирания. Фосфиды металлов, а также некоторых неметаллов (В, Si, As и т. п.) используются при получении и легировании полупроводниковых материалов. Частично Фосфор применяется для получения хлоридов и сульфидов, которые служат исходными веществами для производства фосфорсодержащих пластификаторов (например, трикрезилфосфат, трибутилфосфат и других), медикаментов, фосфорорганических пестицидов, а также применяются в качестве добавок в смазочные вещества и в горючее.

Техника безопасности. Белый Фосфор и его соединения высокотоксичны. Работа с Фосфором требует тщательной герметизации аппаратуры; хранить белый Фосфор следует под водой или в герметически закрытой металлической таре. При работе с Фосфором следует строго соблюдать правила техники безопасности.

Фосфор в организме. Фосфор – один из важнейших биогенных элементов, необходимый для жизнедеятельности всех организмов. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных, а также входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, фосфорных эфиров углеводов, многих коферментов и других органических соединений. Благодаря особенностям химические строения атомы Фосфора, подобно атомам серы, способны к образованию богатых энергией связей в макроэргических соединениях: аденозинтрифосфорной кислоте (АТФ), креатинфосфате и других. В процессе биологической эволюции именно фосфорные соединения стали основными, универсальными хранителями генетической информации и переносчиками энергии во всех живых системах. Другая важная роль соединений Фосфора в организме заключается в том, что ферментативное присоединение фосфорильного остатка к различным органическим соединениям (фосфорилирование) служит как бы "пропуском" для их участия в обмене веществ, и, наоборот, отщепление фосфорильного остатка (дефосфорилирование) исключает эти соединения из активного обмена. Ферменты обмена Фосфора – киназы, фосфорилазы и фосфатазы. Главную роль в превращениях соединений Фосфора в организме животных и человека играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D.

Содержание Фосфора (в мг на 100 г сухого вещества) в тканях растений – 230-350, морских животных – 400-1800, наземных – 1700-4400, у бактерий – около 3000; в организме человека особенно много Фосфор в костной ткани (несколько более 5000), в тканях мозга (около 4000) и в мышцах (220-270). Суточная потребность человека в Фосфоре 1-1,2 г (у детей она выше, чем у взрослых). Из продуктов питания наиболее богаты Фосфором сыр, мясо, яйца, зерно бобовых культур (горох, фасоль и других). Баланс Фосфора в организме зависит от общего состояния обмена веществ. Нарушение фосфорного обмена приводит к глубоким биохимическим изменениям, в первую очередь в энергетическом обмене. При недостатке Фосфора в организме у животных и человека развиваются остеопороз и другие заболевания костей, у растений – фосфорное голодание. Источником Фосфора в живой природе служат его неорганические соединения, содержащиеся в почве и растворенные в воде. Из почвы Фосфор извлекается растениями в виде растворимых фосфатов. Животные обычно получают достаточное количество Фосфора с пищей. После гибели организмов Фосфор вновь поступает в почву и донные отложения, участвуя таким образом в круговороте веществ. Важная роль Фосфор в регуляции обменных процессов обусловливает высокую чувствительность многих ферментных систем живых клеток к действию фосфорорганических соединений. Это обстоятельство используют в медицине при разработке лечебных препаратов, в сельском хозяйстве при производстве фосфорных удобрений, а также при создании эффективных инсектицидов. Многие соединения Фосфора чрезвычайно токсичны и некоторые из фосфорорганических соединений могут быть причислены к боевым отравляющим веществам (зарин, зоман). Радиоактивный изотоп Фосфора 32 Р широко используют в биологии и медицине как индикатор при исследовании всех видов обмена веществ и энергии в живых организмах.

Отравления Фосфором и его соединениями наблюдаются при их термоэлектрической возгонке, работе с белым Фосфором, производстве и применении фосфорных соединений. Высокотоксичны фосфорорганические соединения, оказывающие антихолинэстеразное действие. Фосфор проникает в организм через органы дыхания, желудочно-кишечный тракт, кожу. Острые отравления проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, тошнотой, рвотой. Через 2-3 суток возникают боли в подложечной области, правом подреберье, желтуха. Для хронических отравлений характерны воспаление слизистых оболочек верхних дыхательных путей, признаки токсического гепатита, нарушение кальциевого обмена (развитие остеопороза, ломкость, иногда омертвение костной ткани, чаще – на нижней челюсти), поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении через рот (наиболее частом) – промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы, хлористого кальция и др. При ожогах кожи – обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. Глаза промывают 2%-ным раствором питьевой соды. Профилактика: соблюдение правил техники безопасности, личная гигиена, уход за полостью рта, профилактические осмотры лиц работающих с Фосфором.

Среди биогенных элементов особое место следует выделить именно фосфору. Ведь без него невозможно существование таких жизненно важных соединений, как, например, АТФ или фосфолипиды, а также многие другие органические вещества. При этом и неорганика данного элемента весьма богата на различные молекулы. Фосфор и его соединения находят широкое применение в промышленности, являются важными участниками биологических процессов, используются в самых разных отраслях деятельности человека. Поэтому рассмотрим, что собой представляет данный элемент, каково его простое вещество и самые важные соединения.

Фосфор: общая характеристика элемента

Положение в периодической системе можно описать в нескольких пунктах.

1. Пятая группа, главная подгруппа.
2. Третий малый период.
3. Порядковый номер – 15.
4. Атомная масса – 30,974.
5. Электронная конфигурация атома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
6. Возможные степени окисления от -3 до +5.
7. Химический символ – Р, произношение в формулах "пэ". Название элемента – фосфор. Латинское название Phosphorus.

История открытия данного атома уходит своими корнями в далекий XII век. Еще в записях алхимиков встречались сведения, говорящие о получении неизвестного "светящегося" вещества. Однако официальной датой синтеза и открытия фосфора стал 1669 год. Обанкротившийся торговый купец Бранд в поисках философского камня случайно синтезировал вещество, способное издавать свечение и сгорающее ярким ослепляющим пламенем. Сделал он это путем многократного прокаливания человеческой мочи.

После него независимо друг от друга примерно одинаковыми способами данный элемент получили:

Сегодня один из самых популярных способов синтеза данного вещества – восстановление из соответствующих фосфорсодержащих минералов при высоких температурах под воздействием угарного газа и кремнезема. Процесс осуществляется в специальных печах. Фосфор и его соединения являются очень важными веществами как для живых существ, так и для множества синтезов в химической отрасли. Поэтому следует рассмотреть, что же представляет собой данный элемент как простое вещество и где в природе содержится.

Простое вещество фосфор

Сложно назвать какое-то конкретное соединение, когда речь идет о фосфоре. Это объясняется многочисленностью аллотропных видоизменений, которые имеет этот элемент. Выделяют четыре основных разновидности простого вещества фосфора.

1. Белый. Это соединение, формула которого Р₄. Представляет собой белое летучее вещество, обладающее резким неприятным запахом чеснока. Самовозгорается на воздухе при обычной температуре. Сгорает светящимся бледно-зеленым светом. Очень ядовито и опасно для жизни. Химическая активность чрезвычайно высокая, поэтому получают его и хранят под слоем очищенной воды. Это возможно благодаря плохой растворимости в полярных растворителях. Лучше всего для этого белому фосфору подходит сероуглерод и органические вещества. При нагревании способно переходит в следующую аллотропную форму – красный фосфор. При конденсации и охлаждении паров способен формировать пласты. На ощупь жирные, мягкие, легко режущиеся ножом, белого цвета (слегка желтоватого). Температура плавления 44 0 С. Благодаря химической активности используется в синтезах. Но из-за ядовитости не имеет широкого промышленного применения.
2. Желтый. Это плохо очищенная форма белого фосфора. Является еще более ядовитой, также неприятно пахнет чесноком. Возгорается и горит ярким светящимся зеленым пламенем. Данные желтые или бурые кристаллы в воде не растворяются совсем, при полном окислении выделяют клубы белого дыма составом Р₄О₁₀.
3. Красный фосфор и его соединения являются самой распространенной и наиболее часто применяемой в промышленности модификацией данного вещества. Пастообразная красная масса, которая при повышенном давлении может переходить в форму фиолетовых кристаллов, является химически малоактивной. Это полимер, способный растворяться только в некоторых металлах и больше ни в чем. При температуре в 250 0 С возгоняется, переходя в белую модификацию. Не ядовит настолько сильно, как предыдущие формы. Однако при длительном воздействии на организм токсичен. Его используют в нанесении зажигающего покрытия на спичечные коробки. Это объясняется тем, что самовозгораться он не может, а вот при денотации и трении взрывается (зажигается).
4. Черный. По внешним данным очень напоминает графит, так же является жирным на ощупь. Это полупроводник электрического тока. Темные кристаллы, блестящие, которые не способны растворяться ни в каких растворителях вообще. Чтобы он загорелся, нужны очень высокие температуры и предварительное раскаливание.

Также интересна не так давно открытая форма фосфора – металлический. Он является проводником и имеет кубическую кристаллическую решетку.

Химические свойства

Химические свойства фосфора зависят от того, в какой форме он находится. Как уже говорилось выше, наиболее активна желтая и белая модификация. В целом же фосфор способен вступать во взаимодействие с:

• металлами, образуя фосфиды и выступая в роли окислителя;
• неметаллами, выступая в роли восстановителя и образуя летучие и нелетучие соединения разного рода;
• сильными окислителями, переходя в фосфорную кислоту;
• с концентрированными едкими щелочами по типу диспропорционирования;
• с водой при очень высокой температуре;
• с кислородом с образованием разных оксидов.

Химические свойства фосфора сходны с таковыми у азота. ведь он и входит в группу пниктогенов. Однако активность на несколько порядков выше, благодаря разнообразию аллотропных видоизменений.

Нахождение в природе

Как биогенный элемент, фосфор является очень распространенным. Его процентное содержание в земной коре составляет 0,09%. Это достаточно большой показатель. Где встречается этот атом в природе? Можно назвать несколько основных мест:

• зеленая часть растений, их семена и плоды;
• животные ткани (мышцы, кости, зубная эмаль, многие важные органические соединения);
• земная кора;
• почва;
• горные породы и минералы;
• морская вода.

При этом можно говорить только о связанных формах, но не о простом веществе. Ведь он крайне активен, и это не позволяет ему быть свободным. Среди минералов самыми богатыми на фосфор являются:

• инглишит;
• фторапаптит;
• сванбергит;
• фосфорит и другие.

Биологическое значение данного элемента переоценить невозможно. Ведь он входит в состав таких соединений, как:

То есть всех тех, которые являются жизненно важными и из которых строится в целом весь организм. Суточная норма для обычного взрослого человека около 2 грамм.

Фосфор и его соединения

Как очень активный, данный элемент образует множество различных веществ. Ведь он формирует и фосфиды, и сам выступает как восстановитель. Благодаря этому сложно назвать элемент, который был бы инертен при реакции с ним. А поэтому формулы соединений фосфора крайне разнообразны. Можно привести несколько классов веществ, в образовании которых он активный участник.

1. Бинарные соединения – оксиды, фосфиды, летучее водородное соединение, сульфид, нитрид и прочие. Например: Р₂О₅, PCL₃, P₂S₃, PH₃ и прочие.
2. Сложные вещества: соли всех типов (средние, кислые, основные, двойные, комплексные), кислоты. Пример: Н₃РО₄, Na₃PO₄, H₄P₂O₆, Ca(H₂PO₄)₂, (NH₄)₂HPO₄ и другие.
3. Кислородсодержащие органические соединения: белки, фосфолипиды, АТФ, ДНК, РНК и прочие.

Большинство обозначенных типов веществ имеют важное промышленное и биологическое значение. Применение фосфора и его соединений возможно и в медицинских целях, и для изготовления вполне обыденных бытовых предметов.

Соединения с металлами

Бинарные соединения фосфора с металлами и менее электроотрицательными неметаллами имеют название фосфиды. Это солеподобные вещества, которые обладают крайней неустойчивостью при воздействии разных агентов. Быстрое разложение (гидролиз) вызывает даже обычная вода.

Кроме того, под действием неконцентрированных кислот происходит также распад вещества на соответствующие продукты. Например, если говорить о гидролизе фосфида кальция, то продуктами станут гидроксид металла и фосфин:

А подвергая фосфид разложению под действием минеральной кислоты, мы получим соответствующую соль и фосфин:

В целом ценность рассматриваемых соединений как раз в том, что в результате образуется водородное соединение фосфора, свойства которого рассмотрим ниже.

Летучие вещества на основе фосфора

Таких можно выделить два основных:

О первом мы уже упоминали выше и характеристики приводили. Сказали, что это белый густой дым, сильно ядовитый, неприятно пахнущий и самовоспламеняющийся при обычных условиях.

А вот что такое фосфин? Это самое распространенное и известное летучее вещество, в состав которого входит рассматриваемый элемент. Оно бинарное, и второй участник – водород. Формула водородного соединения фосфора – РН₃, название фосфин.

Свойства этого вещества можно описать так.

1. Летучий бесцветный газ.
2. Очень ядовитый.
3. Обладает запахом гнилой рыбы.
4. С водой не взаимодействует и очень плохо в ней растворяется. Хорошо растворим в органике.
5. При обычных условиях очень химически активен.
6. Самовоспламеняется на воздухе.
7. Образуется при разложении фосфидов металлов.

Другое название – фосфан. С ним связаны истории из самой древности. Все дело в "блуждающих огнях", которые иногда люди видели и видят сейчас на кладбищах, болотах. Шарообразные или свечеподобные огоньки, которые возникают то здесь, то там, создавая впечатление движения, считались плохим предзнаменованием и их очень боялись суеверные люди. Причиной этого явления, по современным взглядам некоторых ученых, можно считать самовозгорание фосфина, который образуется естественным путем при разложении органических остатков, как растительных, так и животных. Газ выходит наружу и, соприкасаясь с кислородом воздуха, загорается. Цвет и размер пламени может варьироваться. Чаще всего, это зеленоватые яркие огоньки.

Очевидно, что все летучие соединения фосфора – ядовитые вещества, которые легко обнаружить по резкому неприятному запаху. Этот признак помогает избежать отравления и неприятных последствий.

Соединения с неметаллами

Если фосфор ведет себя как восстановитель, то следует говорить о бинарных соединениях с неметаллами. Чаще всего именно они оказываются более электроотрицательными. Так, можно выделить несколько типов веществ подобного рода:

• соединение фосфора и серы – сульфид фосфора P₂S₃;
• хлорид фосфора III, V;
• оксиды и ангидрид;
• бромид и йодид и прочие.

Химия фосфора и его соединений разнообразна, поэтому сложно обозначить самые важные из них. Если же говорить конкретно о веществах, которые образуются их фосфора и неметаллов, то наибольшее значение имеют оксиды и хлориды разного состава. Они используются в химических синтезах как водоотнимающие средства, как катализаторы и так далее.

Так, одним из самых сильных осушающих средств является высший оксид фосфора – Р₂О₅. Он настолько сильно притягивает воду, что при прямом контакте с ней происходит бурная реакция с сильным шумовым сопровождением. Само по себе вещество представляет собой белую снегообразную массу, по агрегатному состоянию ближе к аморфному.

Кислородсодержащие органические соединения с фосфором

Известно, что органическая химия по численности соединений намного превосходит неорганическую. Это объясняется явлением изомерии и способностью атомов углерода формировать различного строения цепочки атомов, замыкаясь друг с другом. Естественно, есть определенный порядок, то есть классификация, которой подчиняется вся органическая химия. Классы соединений разные, однако, нас интересует один конкретный, напрямую связанный с рассматриваемым элементом. Это кислородсодержащие соединения с фосфором. К ним относятся:

• коферменты – НАДФ, АТФ, ФМН, пиридоксальфосфат и другие;
• белки;
• нуклеиновые кислоты, так как остаток фосфорной кислоты входит в состав нуклеотида;
• фосфолипиды и фосфопротеиды;
• ферменты и катализаторы.

Вид иона, в котором фосфор участвует в образовании молекулы данных соединений, следующий – РО₄ 3- , то есть это кислотный остаток фосфорной кислоты. В состав некоторых белков он входит в виде свободного атома или простого иона.

Для нормальной жизнедеятельности каждого живого организма данный элемент и образуемые им органические соединения крайне важны и необходимы. Ведь без белковых молекул невозможно построение ни одной структурной части тела. А ДНК и РНК – главные носители и передатчики наследственной информации. В общем, все соединения должны присутствовать в обязательном порядке.

Применение фосфора в промышленности

Применение фосфора и его соединений в промышленности можно охарактеризовать в нескольких пунктах.

1. Используют в производстве спичек, взрывчатых соединений, зажигательных бомб, некоторых видов топлива, смазочных материалов.
2. Как поглотитель газов, а также при изготовлении ламп накаливания.
3. Для защиты металлов от коррозии.
4. В сельском хозяйстве в качестве удобрений почвы.
5. Как средство для умягчения воды.
6. В химических синтезах при производстве разных веществ.

Роль в живых организмах сводится к участию в процессах образования зубной эмали и костей. Участие в реакциях ана- и катаболизма, а также поддержание буферности внутренней среды клетки и биологических жидкостей. Является основой в синтезе ДНК, РНК, фосфолипидов.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Смотреть что такое "фосфор" в других словарях:

ФОСФОР — (греч., от phos свет, и phoros несущий). Простое тело, желтоватого цвета, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Чудинов А.Н., 1910. ФОСФОР греч. phosphoros, от phos, род. пад.… … Словарь иностранных слов русского языка

ФОСФОР — ФОСФОР, хим. элемент (символ Р) с ат. в. 31,02, принадлежащий к V группе и 3 ряду периодической системы Менделеева (порядковый номер 15). Ф. широко распространен в природе, но лишь в виде кислородных соединений: почва содержит его в виде солей… … Большая медицинская энциклопедия

Фосфор — представляет собой твердое вещество, мягкое и пластичное по консистенции, получаемое путем обработки природных фосфатов, смешанных с песком и углеродом, в электрической печи. Существуют две основные разновидности фосфора: а) белый фосфор,… … Официальная терминология

ФОСФОР — (символ Р), химический элемент пятой группы периодической таблицы, впервые обнаруженный в 1669 году. Встречается в виде ФОСФАТОВ в минералах, главный источник фосфора АПАТИТ. Этот элемент применяется для изготовления ФОСФОРНОЙ КИСОЛТЫ,… … Научно-технический энциклопедический словарь

ФОСФОР — (Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 15, атомная масса 30,97376; неметалл белого (светится на воздухе, tпл 44,14шC), красного (tпл 593шC) или черного (tпл 1000шC) цвета. Фосфор используют в… … Современная энциклопедия

ФОСФОР — (лат. Phosphorus) Р, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 15, атомная масса 30,97376. Название от греч. phosphoros светоносный. Образует несколько модификаций Белый фосфор (плотность 1,828 г/см&sup3, tпл… … Большой Энциклопедический словарь

Фосфор — (Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 15, атомная масса 30,97376; неметалл белого (светится на воздухе, tпл 44,14°C), красного (tпл 593°C) или черного (tпл 1000°C) цвета. Фосфор используют в… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

фосфор — а, м. phosphore m.<гр. phos свет + phoros несущий. Распространенный химический элемент, играющий большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Белый, красный, черный фосфор. БАС 1. Бывают натуральные и произведенные искусством фосфоры … Исторический словарь галлицизмов русского языка

Фосфор — P (лат. Phosphorus * a. phosphorus; н. Phosphor; ф. phosphore; и. fosforo), хим. элемент V группы периодич. системы Mенделеева, ат.н. 15, ат. м. 30,97376. Природный Ф. представлен одним стабильным изотопом 31P. Известно 6 искусств.… … Геологическая энциклопедия

ФОСФОР — ФОСФОР, фосфора, мн. нет, муж. (греч. phosphoros светоносный) (хим.). Химический элемент, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте вещество, находящееся в составе некоторых минералов, в костях животных, в животных и растительных тканях.… … Толковый словарь Ушакова

Фосфор — ипи Луцифер Prosphorus, Lucifer), т. е. светоноситель. Название планеты Венеры как утренней звезды. Как вечерняя звезда она называлась Геспер, или Веспер, и считалась сыном Астрея и Эос, отцом Гесперид. (Источник: «Краткий словарь мифологии и… … Энциклопедия мифологии