Фосфор

Фосфор
	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 Спектрални линии
	Силиций ← Фосфор → Сяра
	Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z	Фосфор, P, 15
Група, период, блок	15, 3, p
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, −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
Топлопроводимост	1: 0,236 W/(m·K); 2: 12,1 W/(m·K)
Магнетизъм	диамагнитен
Модул на свиваемост	1: 5 GPa; 2: 11 GPa
История
Наименуван	от гръцкото Φωσφόρος – „Светлоносец“
Откритие	Хенинг Бранд (1669 г.)
Най-дълготрайни изотопи
	Фосфор в Общомедия

Фосфорът е химичен елемент, който се означава с латинската буква P в периодичната система на елементите, а атомният му номер е 15. Елементът фосфор съществува в две основни форми – бял фосфор и червен фосфор, но тъй като е силно реактивен, фосфорът никога не се намира в свободно състояние на Земята, поне в естествени условия. Многовалентен неметал от групата на азота, фосфорът се съдържа в неорганичните фосфатни скали и във всички живи клетки. 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 Хениг 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 Карл Шееле. Той получава фосфор от пепелта, която се образува при изгарянето на кости.

Свойства[редактиране | редактиране на кода]

Физични[редактиране | редактиране на кода]

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Химични[редактиране | редактиране на кода]

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

С вода и минерални киселини 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 забележима 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	Получаване
H₃PO₂	Хипофосфориста киселина	2P₄ + 3Ba(OH)₂ + 6H₂O → 2PH₃ + 3Ba(H₂PO₂)₂; Ba(H₂PO₂)₂ + H₂SO₄ → 2H₃PO₂ + BaSO₄
H₄P₂O₆	Хипофосфорна киселина	H₄P₂O₆ + H₂O → H₃PO₃ + H₃PO₄
H₃PO₃; H₂(HPO₃)	Фосфориста киселина	P₄O₆ + 6H₂O → 4H₃PO₃
H₃PO₄	Фосфорна (Ортофосфорна) киселина	3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO
H₄P₂O₇; P₂O₅.2H₂O	Дифосфорна (Пирофосфорна) киселина	2H₃PO₄ → H₄P₂O₇ + H₂O (нагряване до 215 °C)
H₃PO₅	Пероксимонофосфорна киселина
H₄P₂O₈	Пероксидифосфорна киселина

Соли[редактиране | редактиране на кода]

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Алотропни форми[редактиране | редактиране на кода]

При температура над 1000 °C фосфорът дава двуатомни молекули, P₂, подобно на азота. При по-ниски температури са типични четириатомни P₄ и полимерни P_2∞ 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]

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

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 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]

↑ Ellis, Bobby D. et al. 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. (на английски)
↑ 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. (на английски)
↑ ^а ^б ^в ^г ^д Д. Лазаров, Неорганична химия, УИ „Св. Климент Охридски“, София, 1993

[1] Ellis, Bobby D. et al. 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. (на английски)

[2] 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. (на английски)

[1002-phosphorus-3] а ^б ^в ^г ^д Д. Лазаров, Неорганична химия, УИ „Св. Климент Охридски“, София, 1993

[1]

[2]

[3]