Фосфор

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към навигацията Направо към търсенето
Фосфор
Фосфор – три от алотропите на фосфора – бял (ляво); червен (център); виолетов (дясно)
Три от алотропите на фосфора – бял (ляво); червен (център); виолетов (дясно)
Спектрални линии на фосфор
СилицийФосфорСяра
N

P

As
Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z Фосфор, P, 15
Група, период, блок 153p
Химическа серия неметал
Електронна конфигурация [Ne] 3s2 3p3
e- на енергийно ниво 2, 8, 5
CAS номер 12185-10-3 (бял)
7723-14-0 (червен)
Свойства на атома
Атомна маса 30,973 u
Атомен радиус (изч.) 100 (98) pm
Ковалентен радиус 107±3 pm
Радиус на ван дер Ваалс 180 pm
Степен на окисление 5, 4, 3, 2, 1[1], −1, −2, −3
Оксид P2O5 и P2O3 (киселинни)
Електроотрицателност
(Скала на Полинг)
2,19
Йонизационна енергия I: 1011,8 kJ/mol
II: 1907 kJ/mol
III: 2914,1 kJ/mol
IV: 4963,6 kJ/mol
(още)
Физични свойства
Агрегатно състояние твърдо вещество
Алотропи бял, червен, виолетов и черен фосфор
Кристална структура (бял и червен) кубична обемноцентрирана
Кристална структура (виолетов и черен) ромбоедрична
Плътност 1: 1823 kg/m³
2: 2270 kg/m³
3: 2360 kg/m³
4: 2690 kg/m3
Температура на топене 317,3 K (44,3 °C) (бял)
Температура на кипене 550 K (277 °C) (бял)
Моларен обем 1: 17,02×10-3 m3/mol
Специф. топлина на топене 1: 0,66 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение 1: 51,9 kJ/mol
Налягане на парата
P (Pa) 1 10 102 103 104 105
T (K) 279
455
307
489
342
529
388
576
453
635
549
704
Топлопроводимост 1: 0,236 W/(m·K)
2: 12,1 W/(m·K)
Магнетизъм диамагнитен[2]
Модул на свиваемост 1: 5 GPa
2: 11 GPa
История
Наименован от гръцкото Φωσφόρος – Светлоносец
Откритие Хенинг Бранд (1669 г.)
Най-дълготрайни изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР
31P 100 % стабилен
32P радио 14,28 дни β- 32S
33P радио 25,3 дни β- 33S

Фосфорът е химически елемент, който е означен с буквата P в периодичната система на елементите, а атомния му номер е 15. Многовалентен неметал от групата на азота, фосфорът се съдържа в неорганичните фосфатни скали и във всички живи клетки, но никога не е единствен елемент – поне в естествени условия. Той е силно реактивен, блести слабо след реакция с кислород (оттук и името), среща се под различни форми, и е много важен елемент за живите организми. Под формата на фосфорна киселина той влиза в състава на нуклеиновите киселини, които играят важна роля при синтезните процеси в живата клетка. Солите на фосфорната киселина, главно калциевият фосфат, са основният градивен материал на костите на гръбначните животни. Големи количества фосфор се съдържат и в мозъчното вещество. Най-важната употреба на фосфора е в производството на торове. Също така той се използва широко при направата на експлозиви, кибрит, фойерверки, пестициди, пасти за зъби и перилни препарати.

В организмите на животните най-много фосфор се съдържа в костите, мускулите и нервните тъкани. В организма на човека се съдържа средно около 1,5 kg фосфор, като 1,4 kg – в костите, 0,130 kg в мускулите и 12 g – в нервите и мозъка.

История и откритие[редактиране | редактиране на кода]

При търсене на философския камък немският аптекар и алхимик Хенниг Бранд (Hennig Brand), през 1669 г., при един от опитите си той нагрява остатъка от изпарена урина с въглища и пясък, и когато го оставя на тъмно, той видял, че съдържанието на колбата свети. Така той открил фосфора. Първо го нарича „студен огън“, а после му дава името фосфор (от гръцки phosphóros – светоносен). През 1715 г. Хенсинг установява, че фосфор се съдържа в мозъка, а през 1769 г. Ю. Хан доказва, че и в костите се съдържа голямо количество фосфор. Този факт по-късно се потвърждава и от шведския химик К. Шееле. Той получава фосфор от пепелта, която се образува при изгарянето на кости.

Свойства[редактиране | редактиране на кода]

Физични[редактиране | редактиране на кода]

Химични[редактиране | редактиране на кода]

Активен неметал, реагира с кислород, халогени, сяра и много метали. Най-реактивоспособен е белият фосфор.

С вода и минерални кисели не взаимодейства.

При нагряване на бял фосфор с концентрирани разтвори на алкални основи се отделя фосфин[3]

P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2

Хидриди[редактиране | редактиране на кода]

Фосфин (PH3) – безцветен, силно отровен газ с миризма на риба. Точка на топене – 133,8 °C, точка на кипене – 87,7 °C.

Директното взаимодействие с водород:

2P + 3H2 ⇄ 2PH3 + Q (ΔH = -9,2kJ/mol)

протича със забелижима скорост едва при температура 300 °C, при която фосфинът се разлага. Поради това PH3 се получава индиректно, например:

Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3

Оксиди[редактиране | редактиране на кода]

Фосфорен (II) оксид, фосфорен оксид – (PO):
2POBr3 + 3Mg → 2PO + 3MgBr2
Фосфорен (III) оксид, дифосфорен триоксид – (P4O6) или (P2O3):
P4 + 3O2 → P4O6 (при недостиг на кислород)
Фосфорен (IV) оксид – (P2O4):
4P4O6 → 6P2O4 + P4 (нагряване над 210 °C)
Фосфорен (V) оксид, дифосфорен пентаоксид – (P4O10) или (P2O5):
P4 + 5O2 → P4O10
P4O6 + 2O2 → P4O10 (хемилуминисценция – слаба, бледа светлина)
Фосфорен пероксид – (P2O6)

Хидроксиди[редактиране | редактиране на кода]

Хидроксидите на фосфора са дву- три- четири- и полиосновни средно силни киселини[3].

Формула Наименование Структурна формула Получаване
H3PO2 Хипофосфориста киселина
Phosphinsäure - Hypophosphorous acid.svg
2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2;

Ba(H2PO2)2 + H2SO4 → 2H3PO2 + BaSO4

H4P2O6 Хипофосфорна киселина
Hypodiphosphorsäure - Hypodiphosphoric acid.svg
H4P2O6 + H2O → H3PO3 + H3PO4
H3PO3;
H2(HPO3)
Фосфориста киселина
Phosphonsäure - Phosphorous acid.svg
P4O6 + 6H2O → 4H3PO3
H3PO4 Фосфорна (Ортофосфорна)
киселина
Phosphorsäure - Phosphoric acid.svg
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
H4P2O7;
P2O5.2H2O
Дифосфорна (Пирофосфорна)
киселина
Diphosphorsäure - Diphosphoric acid.svg
2H3PO4 → H4P2O7 + H2O
(нагряване до 215 °C)
H3PO5 Пероксимонофосфорна
киселина
Peroxophosphorsäure - Peroxophosphoric acid.svg
H4P2O8 Пероксидифосфорна
киселина
Peroxodiphosphorsäure - Peroxodiphosphoric acid.svg

Соли[редактиране | редактиране на кода]

Алотропни форми[редактиране | редактиране на кода]

P4 молекула

При температура над 1000 °C фосфорът дава двуатомни молекули, P2, подобно на азота. При по-ниски температури са типични четириатомни P4 и полимерни P2∞ молекули.[3]

Белият фосфор е изграден от четириатомни молекули с молекулна кристална решетка. Бяло восъкоподобно вещество, което се разтваря в серовъглерод. Той е термодинамично нестабилен и силно отровен.[3]

Червеният фосфор се получава се от белия фосфор при престояване (или при нагряване в инертна среда). Аморфен червен прах, не се разтваря в серовъглерод, неотровен. При умерено нагряване на аморфен червен фосфор се получава кристална модификация, изградена от полимерни вериги от фосфорни атоми.[3]

Черният фосфор, най-стабилната форма на фосфора, се получава се от бял фосфор при нагряване до 200 °C и налягане 1,2 GPa.

Лилав фосфор

Кафяв фосфор

Дифосфор

Производство[редактиране | редактиране на кода]

Основен метод за получаване е редукция на фосфорни минерали с въглища в присъствие на силициев диоксид:

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → 6CaSiO3 + P4 + 10CO

или

4Ca5(PO4)3F + 18SiO2 + 30C → 3P4 + 30CO + 18CaSiO3 + 2CaF2

Употреба[редактиране | редактиране на кода]

Биологична роля[редактиране | редактиране на кода]

Кръговрат на фосфора[редактиране | редактиране на кода]

Кръговратът на фосфора е по-различен от водния, въглеродния или азотния кръговрат, защото фосфорът се съдържа в утаечните скали, а не в атмосферата. Фосфорът е важна съставка на ДНК, на много молекули в живите клетки, и се съдържа в костите на гръбначните животни. Един по-малък и по-маловажен източник на фосфор е гуаното (животинският тор) на рибоядните морски птици.

Кръговратът на фосфора е един от най-бавните. Ерозията, причинена от дъжда и оттичащите се води на потоците, отстранява фосфора от фосфатната скала. Така почвата се захранва с фосфор, който е на разположение на растенията. Неорганичният фосфор се поглъща от корените на растенията и се използва за изграждането на органични съединения. Когато животните изяждат растенията, фосфорът се предава по веригата. Микроорганизмите разлагат мъртвите растителни и животински остатъци, минерализират ги и фосфорът се връща обратно във водата и почвата в изходно положение. Когато морските растения и животни изхвърлят отпадъци или загинат, органичният фосфор затъва в океана. Кръговратът на фосфора е отворена система. Фосфорът в почвата се разтваря във вода, която пък се влива във водните басейни. Част от този фосфор се използва от планктона, който от своя страна се изяжда от рибите. Тези риби след това се изяждат от морските птици, които отделят после гуано.

Източници[редактиране | редактиране на кода]

  1. ((en)) Ellis, Bobby D. и др. Phosphorus(I) Iodide: A Versatile Metathesis Reagent for the Synthesis of Low Oxidation State Phosphorus Compounds. // Inorganic Chemistry 45 (17). 2006. DOI:10.1021/ic060186o. p. 6864 – 74.
  2. ((en))  Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds. // CRC Handbook of Chemistry and Physics. 86th. Boca Raton (FL), CRC Press, 2005. ISBN 0-8493-0486-5.
  3. а б в г д Д. Лазаров, Неорганична химия, УИ „Св. Климент Охридски“, София, 1993