Холестерин
13.10.2019

Использование фосфора. Чёрный фосфор

Фосфор (от греч. phosphoros - светоносный; лат. Phosphorus) - элемент периодической системы химических элементов таблицы Менделеева , один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08-0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH) фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятных запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.
Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком - Иоганном Кункелем.
Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.
Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.
Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в.
То, что фосфор - простое вещество, доказал Лавуазье.

Происхождение названия

В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φῶς» - свет и «φέρω» - несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.

Получение

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P4 + 10CO + 6CaSiO 3 .

Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:
4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO.

Физические свойства

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества - белый, красный, черный и металлический фосфор . Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений - также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.
В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р 4 . При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р 4 = 2Р 2 . При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Красный фосфор представляет собой наиболее термодинамически стабильную аллотропную модификацию элементарного фосфора. В обычных условиях представляет порошок различных оттенков (от пурпурно-красного до фиолетового) (рис. 1).

Цвет определяется способом получения и степенью дробления вещества. Имеет металлический блеск. При нагревании возгоняется. Окисляется на воздухе. Не растворяется в воде и сероуглерода. Химическая активность красного фосфора значительно меньше, чем белого и черного. Растворяется в расплаве свинца, из которого кристаллизуется фиолетовый фосфор (фосфор Гитторфа).

Рис. 1. Красный фосфор. Внешний вид.

Химическая формула красного фосфора

Красный фосфор имеет формулу Р n и представляет собой полимер со сложной структурой.

Графическая (структурная) формула красного фосфора

Структурная (графическая) формула полимера красного фосфора является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы:

Электронная формула

Электронная формула, показывающая распределение электронов в атоме по энергетическим подуровням показана ниже:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Она также показывает, что фосфор относится к элементам р-семейства, а также число валентных электронов — на внешнем энергетическом уровне находится 5 электронов (3s 2 3p 3).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание Два углеводорода имеют разные относительные молекулярные массы: 26 и 78, но одинаковый состав: 92,3% углерода и 7,7% водорода. Найдите молекулярные формулы углеводородов.
Решение

Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (углерод) и «у» (водород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел):

x:y = ω(C)/Ar(C) : ω(H)/Ar(H);

x:y= 92,3/12: 7,7/1;

x:y= 7,69: 7,7 = 1: 1

Значит простейшая формула углеводорода имеет вид CH и молярную массу 13 г/моль . Чтобы найти истинную формулу соединения найдем отношение его молярных масс:

M substance (1) / M(CH) = 26 / 13 = 2

Значит индексы атомов углерода и водорода должны быть в 2 раза выше, т.е. формула вещества будет иметь вид C 2 H 2 . Это ацетилен.

M substance (2) / M(CH) = 78 / 13 = 6

Значит индексы атомов углерода и водорода должны быть в 6 раза выше, т.е. формула вещества будет иметь вид C 6 H 6 . Это бензол.
Ответ C 2 H 2 и C 6 H 6

ПРИМЕР 2

Задание Составьте формулу соединения натрия, фосфора и кислорода, если массовые доли элементов в нём: ω(Na) = 34,6%, ω(P) = 23,3%, ω(O) = 42,1%.
Решение Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:

ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%

Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (натрий), «у» (фосфор), «z» (кислород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел):

x:y:z = ω(Na)/Ar(Na) : ω(P)/Ar(P) : ω(O)/Ar(O);

x:y:z= 34,6/23: 23,3/31: 42,1/16;

x:y:z= 1,5: 0,75: 2,63 = 2: 1: 3

Значит формула соединения натрия, фосфора и кислорода будет иметь вид Na 2 PO 3 .
Ответ Na 2 PO 3

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннингом Брандом в 1669 году, хотя существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень. При нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи он получил светящееся в темноте вещество, названное сначала "холодным огнём". Вторичное название "фосфор" происходит от греческих слов "фос" - свет и "феро" - несу. То, что фосфор - простое вещество, доказал Лавуазье.

Нахождение в природе, получение:

Фосфор - один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08-0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca 5 (PO 4) 3 F, фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ), является элементом жизни.
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и песком при температуре 1500°С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 = 4P + 10CO + 6CaSiO 3
Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:
4HPO 3 + 12C = 4P + 2H 2 + 12CO

Физические свойства:

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропных модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества - белую, красную (см. рис.), черную и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропных модификации фосфора.
Белый фосфор , фосфор в жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800°С состоит из молекул P 4 . При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: P 4 = 2P 2 . При температуре выше 2000°С молекулы распадаются на атомы.
Красный фосфор имеет формулу (Р 4) n и представляет собой полимер со сложной структурой, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, растворим в расплавленных металлах (Bi, Pb).
Чёрный фосфор - это наиболее стабильная форма, вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, нерастворимое в воде или органических растворителях, полупроводник.

Химические свойства:

Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.
При горении белого фосфора образуется фосфорный ангидрид. Фосфор взаимодействует с галогенами и серой, азотной кислотой, со щелочами. Может быть как восстановителем, так и окислителем

Важнейшие соединения:

Оксид фосфора(V) , P 2 O 5 или фосфорный ангидрид - белое кристаллическое вещество. Реальный состав молекулы оксида фосфора (V) соответствует формуле P 4 O 10 . Фосфорный ангидрид жадно поглощает воду, при этом в зависимости от соотношения числа молекул воды и оксида фосфора (V) P 2 O 5 образуется несколько типов фосфорных кислот: мета- и ортофосфорная, дифосфорная , а также большая группа полифосфорных кислот. Сила полифосфорных кислот возрастает с увеличением числа атомов фосфора.
При взаимодействии P 2 O 5 с водой при обычных условиях получается метафосфорная кислота НРO 3:
P 4 O 10 + 2H 2 O = 4НРO 3
а при нагревании водного раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная кислота H 3 PO 4:
НРO 3 + H 2 O = H 3 PO 4
Оксид фосфора(III) , P 2 O 3 - бесцветное, кристаллическое, очень ядовитое вещество с неприятным запахом, Тпл 23,8° С. По аналогии с оксидом фосфора (V) образует молекулы P 4 O 6 . С водой образует фосфористые кислоты.
Ортофосфористая кислота , H 3 PO 3 - слабая двухосновная кислота, сильный восстановитель. Ее особенность - только два атома водорода способны замещаться на металл, соли называются фосфитами. При нагревании ее в водном растворе выделяется водород:
H 3 PO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + H 2
Фосфиновая кислота , (устар. фосфорноватистая) H 3 PO 2 , бесцветные кристаллы, расплывающиеся на воздухе и хорошо растворимые в воде, Тпл 26,5° С. В промышленности получается при кипячении белого фосфора с водной суспензией шлама Ca(OH) 2 или Ba(OH) 2 . Образовавшийся гипофосфит кальция обрабатывают сульфатом натрия или раствором серной кислоты с целью получения гипофосфита натрия или свободной кислоты.
Трихлорид фосфора , PCl 3 - жидкость с резким неприятным запахом, дымящая на воздухе. Ткип 75,3° С, Тпл -40,5° С. В промышленности его получают пропусканием сухого хлора через суспензию красного фосфора в PCl 3 .
Пентахлорид фосфора , PCl 5 - светло-желтое с зеленоватым оттенком кристаллическое вещество с неприятным запахом. Кристаллы имеют ионное строение . Твозг 159° С. Получается при взаимодействии PCl 3 с хлором или S 2 Cl 2: 3PCl 3 + S 2 Cl 2 = PCl 5 + 2PSCl 3 .
Водородные соединения : фосфористый водород РН 3 (фосфин) бесцветный газ с характерным запахом чеснока, обычно в качестве примеси он содержит следы более активного дифосфина (P 2 H 4) и поэтому самовоспламеняется на воздухе при комнатной температуре. Получение: 4Р + 3КОН + 3Н 2 O = РН 3 + 3КН 2 РO 2
При этом способе получения кроме газообразного фосфористого водорода образуется также жидкий фосфористый водород, газообразный водород и кислый гипофосфит калия по уравнениям:
6Р+4КОН + 4Н 2 O = Р 2 Н 4 + 4КН 2 РO 2
2Р + 2КОН + 2Н 2 O = Н 2 + 2КН 2 РO 2

Применение:

В настоящее время в спичках белый фосфор не используется (хотя красный до сих пор входит в состав обмазки спичечного коробка), зато соединения фосфора имеют огромное значение в производстве удобрений, ядохимикатов и полупроводниковых соединений.
Белый фосфор ядовит, смертельная доза для человека составляет примерно 0,2 грамма.
...
...

Семенова Н.В.
ХФ ТюмГУ, 561 группа.


(первый электрон) 1011,2(10,48) кДж /моль (эВ) Электронная конфигурация 3s 2 3p 3 Химические свойства Ковалентный радиус 106 пм Радиус иона 35 (+5e) 212 (-3e) пм Электроотрицательность
(по Полингу) 2,19 Электродный потенциал 0 Степени окисления 5, 3, -3 Термодинамические свойства простого вещества Плотность (белый фосфор)1,82 /см ³ Молярная теплоёмкость 21,6 (ромбич.) Дж /( ·моль) Теплопроводность (0,236) Вт /( ·) Температура плавления 317,3 Теплота плавления 2,51 кДж /моль Температура кипения 553 Теплота испарения 49,8 кДж /моль Молярный объём 17,0 см ³/моль Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки кубическая, объёмноцентрированная Параметры решётки 18,800 Отношение c/a — Температура Дебая n/a
P 15
30,973762
3s 2 3p 3
Фосфор

Фосфор — один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов , важнейшими из которых являются апатит Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH) фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ), является элементом жизни.

История

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году . Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень , а получил светящееся вещество.

Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком — Иоганном Кункелем .

Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем , описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году .

Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом .

Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в.

Происхождение названия

Получение

  • 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 (с избытком кислорода),
  • 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами , серой , некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:щелочами

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

  • 4Р + 3KOH + 3Н 2 О → РН 3 + 3KН 2 РО 2 .

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту :

  • 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO;
  • 2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O.

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль :

  • 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2 O 5

Применение

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка. При трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Элементарный фосфор

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек , взрывчатых веществ , зажигательных составов, топлив , а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са 3 (РО 4) 3 ·CaF 2 . В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Токсикология элементарного фосфора

Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.
Белый фосфор ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м³.

Токсикология соединений фосфора

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества зарин , зоман , табун являются соединениями фосфора.

Общие сведения и методы получения

Фосфор (Р)-неметалл. Открыт в 1669 г. Брэндом (Германия), полу­чившим светящееся в темноте вещество. Первоначальное название «холлодный огонь», более позднее - фосфор, от греческого «phosph6ros» - светоносный.

Лавуазье установил элементарную природу фосфора. В 1771 г. Шее-ле предложил метод получения фосфора из костной золы путем прока­ливания ее с углем.

Во второй половине XIX в. было организовано промышленное про­изводство фосфора из фосфоритов в ретортных печах; в начале XX в. иа смену им пришли электрические печи.

Важнейшими из минералов, содержащих фосфор, являются апатиты и фосфориты. Содержание фосфора (в пересчете на Р2О5) в апатитах составляет от 20 до 41 %.

Фосфориты - минералы осадочного происхождения, главная состав­ляющая которых - фосфаты кальция; кроме того, в них присутствуют многочисленные включения кварца, кальцита, глауконита и др., а также органические вещества. Содержание фосфора (в пересчете на Р2О5) в фосфоритах 5-36 %.

В настоящее время фосфор получают, прокаливая фосфориты или апатиты в электрических печах с песком (Si0 2) и углем (С) без до­ступа воздуха. Выделяющиеся пары фосфора конденсируются в приемнике под водой.

Физические свойства

Атомные характеристики. Атомный номер 15, атомная масса 30,973 а. е.м. атомный объем 13,93-10 _в м 3 /моль. Атомный радиус 0,134 нм, ионные радиусы Р 6 +, Р 3 +, Р 3 - 0,035; 0,044; 0,186 нм соответ­ственно. Электроотрицательность 2,1. Конфигурация внешних электрон­ных оболочек 3s 2 3p 3 . Значения потенциалов ионизации / (эВ): 10,55; 19,65; 30,16.

Красный фосфор - аморфное вещество; цвет - от коричневого до фиолетового; образуется при нагревании белого фосфора без доступа воздуха до 250-300 °С в течение нескольких часов. При длительном нагревании красного фосфора выше 450 °С существуют его различные кристаллические формы: триклннная, кубическая, тетрагональная и др.

Черный фосфор образуется при нагревании белого фосфора до 200-220 °С и давлении 1,2-1,7 ГПа. Указанное превращение в присут­ствии ртути и небольшого количества кристаллов черного фосфора осу­ществляется-при нормальном давлении и температуре 370°С в течение 8 сут.

Существуют аморфная и кристаллическая формы черного фосфора. Кристаллы черного фосфора имеют ромбическую решетку с парамет­рами: л = 0,331 нм, 6 = 0,438 нм, с=1,050 нм. В элементарной ячейке - 8 атомов.

Энергия кристаллической решетки 315 мкДж/кмоль. Сродство ато­мов к электрону 0,8-0,9 эВ; энергия диссоциации молекул 5,0 эВ. Эф­фективное поперечное сечение захвата тепловых нейтронов 19-Ю -30 м г.

Плотность. Белый фосфор: а-модификация имеет плотность р = = 1,828 Мг/м 3 , 6-модификация 1,880 Мг/м 3 . Плотность желтого 2,223 Мг/м 3 , кристаллического черного 2,702 Мг/м 3 , аморфного черного 2,250 Мг/м 3 , красного от 2,000 до 2,400 Мг/м 3 .

Химические свойства

Фосфор проявляет степени окисления +5, 4-3, -3. Электрохимический эквивалент фосфора со степенью окисления +5 равен 0,06421 мг /Кл.

Различные модификации фосфора резко различаются по химической активности: белый, красный, черный (в порядке уменьшения активно* сти).

Мелко измельченный белый фосфор самовоспламеняется на возду» хе, в компактной форме возгорается при нагреве выше 50 °С.

Красный фосфор при нормальной температуре и влажности с пара» ми воды и кислородом реагирует медленно, однако большие количест­ва его при хранении на воздухе воспламеняются.

Черный фосфор более устойчив: его можно безопасно обрабатывать на воздухе.

С водородом фосфор в обычных условиях ие взаимодействует, по­этому соединения этих элементов получают косвенными путями, а имен­но: действием кислоты или воды на фосфиды металлов, кипячением бе­лого фосфора с раствором едкого кали, термическим разложением низ­ших кислот фосфора и др.

Известны следующие водородные соединения фосфора: фосфин РНз, дифосфин Р 2 Н 4 и твердые низшие гидриды фосфора, отвечающие общей формуле РгпН„. Фосфин - сильный восстановитель.

Твердые низшие гидриды фосфора (РгпН„) являются полимерами н во многих отношениях напоминают органические пластмассы и фос­фатные стекла.

Фосфор образует с кислородом ряд оксидов.

Оксид фосфора (V) Р 2 0 5 , или фосфорный ангидрид, - белый, гиг­роскопичный порошок, который возгоняется при 360 °С и атмосферном давлении. Под действием света Р2О5 светится зеленым светом.

Фосфорный ангидрид взаимодействует с металлами, образуя смесь фосфатов и фосфидов; с галогенидами, кроме фтора, не реагирует; де­гидратирует многие органические вещества; реагирует со спиртами, фе­нолами, эфирами, алкилфосфатами и др.; при сплавлении с основными оксидами образует твердые фосфаты.

Оксид фосфора (III) Р 2 0 3 , или фосфористый ангидрид, представля­ет собой летучие белые кристаллы, ядовит, хорошо растворяется в ор­ганических растворителях, при продолжительном хранении самопроиз­вольно распадается. Обладает сильно выраженными восстановительны­ми свойствами, реагирует с хлором и бромом, образуя оксигалогениды.

Оксид фосфора (IV), или тетраоксид фосфора Р0 2 (Р20 4), является полимером (Р0 2)„, представляет собой блестящие прозрачные кристал­лы, которые возгоняются выше 780 °С, на воздухе расплываются, по­глощая влагу, хорошо растворяются в воде.

С фтором фосфор реагирует со взрывом; в атмосфере хлора и брома белый фосфор воспламеняется на холоду; с красным фосфором реакция протекает спокойно; с иодом белый фосфор взаимодействует при охлаж­дении, красный фосфор - прн подогревании. Галогениды фосфора чрез­вычайно реакционноспособны; химическая активность уменьшается от фторидов к иодидам, аналогично уменьшается прочность.

При сплавлении фосфора с серой ниже 100 °С образуются твердые растворы; выше 100 °С - кристаллические сульфиды P 4 S 3 , P 4 S 5 , P4S7, P 4 S, 0 .

При смешении свежеперегнанного оксида фосфора (III) Р 4 0б с рас­считанным количеством серы в атмосфере азота образуются оксисуль-фиды фосфора: P 2 0 3 S 2 , P 2 0 2 S 3 , P 4 0 4 S 3 , P 6 O 10 S5. Известны и полимерные сульфиды, состав которых соответствует молярному отношению 0 < Я/5 < 0,4.

С углеродом фосфор реагирует в парах при высоких температурах (выше 2000 °С).

При взаимодействии хлорида фосфора (III) РС1 3 с ацетиленмагний-иодндом (C 2 Mg 2 l2) образуется желтовато-белый аморфный осадок карбида (РС 3), ие растворяющийся в обычных растворителях и не разру­шающийся кислотами и щелочами, но загорающийся при самом слабом нагревании с выделением углерода

Пары фосфора реагируют с азотом в электрическом разряде, обра­зуя твердые нитриды. Чистые нитриды белого цвета, при комнатной тем­пературе инертны, не взаимодействуют с водой, хлором, соляной кис­лотой и разбавленной серной кислотой. Полностью разлагаются кипя­щей концентрированной серной кислотой. Выше 500-700 °С нитриды фосфора диссоциируют с образованием азота и элементарного фосфора.

С металлами, а также с более электроположительными элементами (В, Si, As и др.) фосфор образует фосфиды, бурно реагирующие с водой н минеральными кислотами.

Фосфиды металлов подгруппы меди термически неустойчивы, не растворяются в азотной кислоте даже при кипячении, являются полупро­водниками.

Фосфиды металлов подгруппы цинка легко разлагаются водой и кис­лотами, в токе кислорода легко сгорают, сухой водород на них не дей­ствует, фтор действует уже при комнатной температуре, а хлор, бром и иод - только при нагревании.

Фосфиды переходных металлов, а также лантаноидов и актиноидов по физическим свойствам близки либо к полупроводникам (VP, NbP, ТаР, CrP, МоР, WP, МпР), либокметаллам (TiP, ZrP, HtP). В химичес­ком отношении они относительно устойчивы, их химическая стойкость по­нижается с уменьшением содержания фосфора. Фосфиды неметаллов и так называемых полуметаллов - ковалентные соединения, представля­ющие собой либо диэлектрики, либо полупроводники. Фосфиды элемен­тов подгруппы бора уменьшают химическую активность от BP к InP, а ТеР при обычных условиях вообще не образуется.

Фосфиды элементов IV группы (Si, Ge, Sn, Pb) и V группы Периоди­ческой системы (As, Sb) в химическом отношении нестойки.

С кремнием фосфор образует Si 2 P и SiP, с германием GeP, с оловом Sn 4 P 3 и SnP 4 , со свинцом РЬ 3 Р 2 , с мышьяком AsP, с сурьмой SbP. Фос­фиды висмута не образуются.

При нагревании фосфора в парах НС! образуется фосфин РН 3 , в продуктах взаимодействия фосфора с НВг выделен бромид фосфония РН 4 Вг, с HI - диноднд фосфора Р 2 1 4 и иодид фосфония РН 4 1.

При нагревании фосфора с водными растворами сильных щелочей об­разуется фосфин РН 3 .

С водой фосфор не взаимодействует, но прн температурах 600- 900 °С под давлением и в присутствии катализаторов (Pt, Ti, Zr, Си) об­разуются фосфорная кислота Н 3 Р0 4 и водород.

Белый фосфор легко окисляется водными растворами солей метал­лов, имеющих низкий окислительно-восстановительный потенциал (Си, Ag, Аи, РЬ и др.); красный и черный фосфор не окисляются.

Фосфорорганические соединения по своей структуре можно условно разделить на фосфорсодержащие карбоновые кислоты и их производные (эфиры, амиды и т. д.), а также фосфины, их производные и родствен­ные им вещества. Во всех этих соединениях имеется непосредственная связь между фосфором и углеродом.

Области применения

Элементарный фосфор применяется в военном деле, в спичечной промыш­ленности, для производства термической фосфорной кислоты, полифосфа­тов, хлоридов, сульфидов, фосфидов и других соединений.

В металлургии фосфор используют для легирования сталей (авто­матная сталь до 0,15% Р, нержавеющие стали до 0,3 % Р и и т. д.),

чугуна (фосфористый чугун до 0,8 % Р). Сплав медь - магний фосфор (до 1,4 % Р) обладает высокой электропроводностью и слабо разупроч-няется при нагреве; промышленный сплав меди с фосфором (7 % Р) от­личается сверхпластичностью в области температур деформирования (400-600 °С); многие фосфорсодержащие сплавы применяют в качест­ве припоев; спеченные антифрикционные фосфорсодержащие сплавы (до 2 % Р), обладающие высокой механической прочностью, износостойко­стью, прирабатываемостью, используют взамен железографита, бронзо-графита и бронзы; спеченные фрикционные сплавы (до 1 % Р) применяют для создания магнитио-мягких материалов, магнитопроводов и других изделий; фосфорсодержащие сплавы наносят в виде покрытий для за­щиты материалов от изнашивания, коррозии; пленки из сплавов Со- Р, Ni -Р, Со- Fe -Р, Со- W -Р ферромагнитны, их применяют для созда­ния элементов памяти в вычислительных машинах.

Фосфор вводят в состав некоторых бронз (фосфористая бронза - 0,5-1,2 % Р), повышая их жидкотекучесть и стойкость против истира­ния.

Поверхностная обработка стальных изделий - фосфатирование - обеспечивает защиту их от коррозии.

Фосфор используют как раскислитель в производстве сплавов цвет­ных металлов (до 1 % Р), что увеличивает их жаропрочность (фехраль, хромаль и др.).

Применяют фосфор также для получения полупроводников - фосфи­дов галлия и индия, в состав других полупроводников его вводят в не­больших количествах в качестве необходимой добавки.

Фосфорная кислота используется для изготовления концентрирован­ных фосфорных удобрений (двойной суперфосфат, преципитат, нитро­фоска, нитрофос и др.). реактивов.

Фосфаты аммония применяют для пропитки тканей, пластика, дерева для придания им огнестойких свойств; Фосфаты Fe, Na, К, Са - компо­ненты буровых жидкостей, зубных паст; фоефаш Са и аммония исполь­зуют для производства эмалей и в фармацевтической промышленности.

Мегафосфаты применяют в промышленноеш для умягчения воды и снижения ее коррозионной активности, для удаления накипи в паровых котлах, вводят в состав некоторых моюших средств.

Полифосфаты применяют в производстве синтетических моющих средств.

Фосфиды имеют следующие области применения: Фосфид бора - для датчиков э. д. с Холла, полупроводниковых приборов, приемников ИК-излучения, рабочих тел квантовых генераторов; фосфид меди - для пайки лаауни: фосфид никеля - для создания износостойких покры­тий на деталих машин.

Оксид (V) фосфора Р 2 О ч используется в качестве осушающего агента, для дегидратации при получении метнлмечакрнлатных смол.

Широкое применение в промышленное m нашли хлориды фосфора в производстве красителей, инсектицидов, лекарств, поверхностно-активных веществ и как эффективное хлорирующее средство

Области применения сульфидов фосфора - производство флотацион­ных реагентов, антикоррозионных добавок к маслам и горючему, фос-форорганических инсектицидов (тиофос, карбофос и др.). Фосфороргани-ческие соединения - термостойкие ч огнестойкие лаки, клеи - для мо­дификации полимеров, для получения неорганического каучука.

Атомная промышленность использует комплексные соединения фос­фора для извлечения редких и трансурановых элементов из руд.
Случайные статьи

Вверх