Фосфор

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към: навигация, търсене
15 СилицийФосфорСяра
N

P

As
Външен вид
бял, бледожълт,
свети на тъмно,
червен, кафяв бял, бледожълт,свети на тъмно,червен, кафяв
Общи данни
Име, символ, № Фосфор, P, 15
Химическа серия Неметал
Група, период, блок 15, 3, p
Свойства на атома
Атомна маса 30,973761 u
Атомен радиус (calc) 100 (98) pm
Ковалентен радиус 106 pm
Радиус на ван дер Ваалс 180 pm
Електронна конфигурация [Ne] 3s2 3p3
e- на енергийно ниво 2, 8, 5
Оксидационни с-ния (оксид) 3, 5, 4,
Физични свойства
Агрегатно състояние Твърдо вещество
Плътност kg/m³
Температура на топене 317,3 K (44,15 °C)
Температура на кипене 550 K (277 °C)
Моларен обем 17,02×10-3 m³/mol
Специф. топлина на топене 0,657 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение 12,129 kJ/mol
Скорост на звука m/s при K
Други
Електроотрицателност 2,19 (скала на Полинг)
Специф. топлинен капацитет 769 J/(kg·K)
Специф. електропроводимост 1,×10-9 S/m
Топлопроводимост 0,235 W/(m·K)
Йонизационен потенциал kJ/mol

Фосфорът е химически елемент, който е означен с буквата P в периодичната система на елементите, а атомното му число 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, 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 кг фосфор, като 1,4 кг - в костите, 0,130 кг в мускулите и 12g - в нервите и мозъка.

Откриване[редактиране | edit source]

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 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.

Прости вещества[редактиране | edit source]

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.[1]

Полиморфни форми[редактиране | edit source]

Бял фосфор, молекулна кристална решетка от P4 молекули. Термодинамично нестабилен, силно отровен. Разтваря се в серовъглерод. Бяло восъкоподобно вещество.[1]

Червен фосфор, 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.[1]

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

Лилав фосфор

Кафяв фосфор

Дифосфор

Получаване[редактиране | edit source]

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

2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO3 → 6CaSiO3 + P4 + 10CO

или

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

Химични свойства[редактиране | edit source]

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[1]

P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2

Хидриди[редактиране | edit source]

PH3 Фосфин - безцветен, силно отровен газ с миризма на риба. Т.т -133.8°C, т.к. -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 фосфина се разлага. Поради това PH3 се получава индиректно, например:

Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3

Оксиди[редактиране | edit source]

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

Хидроксиди[редактиране | edit source]

Хидроксидите на фосфора са дву- три- четири- и полиосновни средно силни киселини[1].

Наименование Структурна формула
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 или
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 или 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 | edit source]

Кръговрат на фосфора[редактиране | edit source]

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 (животинския 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 фосфора се връща обратно във водата и почвата в изходно положение. Когато морските растения и животни изхвърлят отпадъци или загинат, органичният фосфор затъва в океана. Кръговрата 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 планктон, който от своя страна се изяжда от рибите. Тези риби след това биват изяждани от морските птици, които отделят после гуано.

Източници[редактиране | edit source]

  1. а б в г д Д. Лазаров, Неорганична химия, УИ "Св. Климент Охридски", София, 1993