Фосфор

1.

Фосфор

2. Химический элемент

Химический элемент фосфор расположен в третьем периоде, в VА группе.
Атомный номер фосфора 15, следовательно, в ядре атома фосфора 15
протонов, а электронную оболочку составляют 15 электронов.
Радиус атома фосфора больше, чем у азота, т.к. число электронных слоев
больше. Значит, внешние электроны ядро атома фосфора будет притягивать к
себе слабее, чем ядро атома азота. И относительная электроотрицательность
фосфора будет меньше, чем относительная электроотрицательность азота.
Фосфор может проявлять степени окисления -3 (например, в фосфине PH3), 0 (в
простом веществе P4), +5 (в оксиде фосфора P2O5) и (в ортофосфорной кислоте
H3PO4).

3. Нахождение в природе

В отличие от соседнего элемента по группе, азота, фосфор в природе в
свободном виде не встречается, поскольку химически гораздо более
активен. В природе элемент фосфор достаточно распространен, массовая
доля фосфора в земной коре составляет 0,09% (т. е. занимает 12-е место по
распространенности). Важнейшие минералы фосфора – апатит и фосфорит,
основу которых составляет фосфат кальция, в состав которых
преимущественно входит Са3(РО4)2.
апатит
фософорит

4.

Фосфор — биогенный элемент, входящий в состав всех живых организмов.
Особенно много фосфора в плодах и семенах, в жировой ткани.
Большое количество этого элемента содержится в головном мозге. Богатые
фосфором продукты питания (например, рыба, яйца, молоко) полезны для
умственной деятельности. Скелет человека и животных формируется
главным образом за счёт соединений фосфора и кальция, вот почему в
период роста организма в пище в достаточном количестве должны
содержаться эти элементы.
Из курса биологии вы знаете, что в каждой
клетке содержится соединение фосфора
аденозинтрифосфорная кислота (АТФ). Она
поставляет энергию для всех процессов,
происходящих в клетке.

5. Белый фосфор

Фосфор образует несколько аллотропных модификаций.
Белый фосфор — воскоподобное вещество, плавится при
температуре 44oС. В твёрдом состоянии имеет молекулярную
кристаллическую решётку, а его молекулы состоят из четырёх
атомов, расположенных в вершинах правильного тетраэдра.
Именно поэтому формулу белого фосфора записывают так: Р4.
Белый фосфор очень реакционноспособен. При ограниченном
доступе воздуха он окисляется кислородом, при этом
наблюдается зеленоватое свечение. Это явление называют
хемилюминесценцией. Во избежание окисления белый фосфор
хранят под слоем воды, в которой он практически нерастворим.
Белый фосфор чрезвычайно ядовит, самовоспламеняется на
открытом воздухе, а также при контакте с кожей.

6. Красный фосфор

При нагревании без доступа воздуха белый фосфор превращается в другую
аллотропную модификацию — красный фосфор. Это твёрдое вещество
красно-бурого цвета. Красный фосфор менее активен, устойчив на воздухе,
нетоксичен, не обладает способностью светиться на воздухе, но при
поджигании легко загорается и горит ярким пламенем с выделением густого
белого дыма.

7. Химические свойства

Химические свойства аллотропных модификаций фосфора различны.
Наибольшей химической активностью обладает белый фосфор, но из-за его
чрезвычайной токсичности на практике предпочитают работать с красным
фосфором. В химических реакциях фосфор может проявлять как
окислительные, так и восстановительные свойства. Окислительные свойства
выражены у фосфора слабее, чем у азота, и проявляются при
взаимодействии фосфора с металлами.

8. Окислительные свойства

- При нагревании с металлами фосфор проявляет окислительные свойства и
образует фосфиды, в которых имеет степень окисления -3:
- Фосфиды щелочных и щелочноземельных металлов гидролизуются водой с
образованием фосфина PH3:
В отличие от азота, фосфор непосредственно не взаимодействует с
водородом. Фосфин — бесцветный газ с резким неприятным запахом
испорченной рыбы, на воздухе самовозгорается:

9. Восстановительные свойства

- Фосфор проявляет восстановительные свойства в реакциях с кислородом, галогенами
и серой. Фосфор легко окисляется кислородом, при этом в недостатке кислорода
образуется оксид фосфора(III), а в избытке — оксид фосфора(V):
- В реакциях с галогенами и серой фосфор так же, как и с кислородом, образует
соединения, в которых проявляет степень окисления +3 и +5,
- Фосфор окисляется концентрированными азотной и серной кислотами до
ортофосфорной кислоты:

10. Соединения фосфора

Оксид фосфора(III) Р2О3 — белое кристаллическое вещество с неприятным
запахом. Ему соответствует фосфористая кислота H3PO3.
Оксид фосфора(V) Р2О5 — твёрдое вещество белого цвета, очень гигроскопичен, т.
е. интенсивно поглощает водяные пары. Благодаря этому свойству его используют
для осушки газов. Оксид фосфора(V) — типичный кислотный оксид. Он легко
взаимодействует со щелочами, образуя соли фосфорной кислоты:
Фосфорная кислота Н3РО4. При растворении оксида фосфора(V) в избытке
горячей воды образуется раствор фосфорной кислоты:
Фосфорная кислота (её другое название — ортофосфорная кислота) — твёрдое
белое вещество. Как и оксид фосфора(V), она настолько гигроскопична, что при
непродолжительном хранении на воздухе её кристаллы расплываются и
превращаются в вязкую жидкость.
Качественной реакцией на фосфат-анион является взаимодействие с раствором
нитрата серебра с образованием жёлтого осадка.

11.

Фосфорная кислота проявляет характерные свойства кислот: взаимодействует с
оксидами и гидроксидами щелочных и щелочноземельных металлов, а также с солями:
Она малотоксична. Фосфорную кислоту используют в качестве пищевой добавки (код
Е338) при производстве газированных напитков для придания им кисловатого вкуса.
Концентрированную кислоту получают окислением красного фосфора с по следующим
растворением оксида фосфора(V) в воде.
Главные потребители фосфорной кислоты — это заводы по производству минеральных
удобрений и кормовых добавок для животноводства. Кроме того, она входит в состав
средств для удаления ржавчины. Такие средства не только растворяют налёт оксидов
железа, но и обладают антикоррозионным действием, поскольку образующийся
нерастворимый в воде фосфат железа образует на поверхности металла защитную
плёнку: