Фосфор і його сполуки широко поширені в земній корі і морській воді. Як хімічний елемент він входить в групу пниктидов, що означає його приналежність 15-ї групи Періодичної системи. Активність елемента дуже висока, він утворює майже 200 природних мінералів, міститься у тваринних тканинах, входить до складу білків, жирів, молекул, які здійснюють обмін енергії і зберігання спадкової інформації в організмі.
Алотропні форми
Фосфор (Р) є неметаллом, існує в 11 аллотропних модифікаціях, що розрізняються між собою за кольором, щільності, хімічним властивостям. Головними з них є 4:
- зеленувато-білий (жовтий);
- червоний;
- чорний;
- металевий.
Інші форми поки до кінця не вивчені, але вважається, що вони являють собою суміші з чотирьох головних. Основні модифікації також можуть переходити один в одного, так як є нестійкими. Наприклад, білий фосфор під дією світла перетворюється в червоний, той, у свою чергу, в чорний, а потім в металевий. Остання форма є стійкою, але з кожним перетворенням знижується хімічна активність речовини.
Білий фосфор
Ця аллотропная модифікація представлена молекулами Р4. Вона метастабильна, при кімнатній температурі розм’якшується до стану воску, на холоді стає крихкою. Плавлення і кипіння проходять без розкладання, повітря окислює речовина і змушує його світитися. Перегнати його можна з водяною парою, слабке нагрівання призводить до улетучиванию, а присутність при цьому кисню забезпечує займання навіть під водою.
Розчиняють білу форму в органічних сполуках: сірковуглеці, хлоридах і бромидах тривалентного фосфору, аміаку, сірчистого газу, дитиодихлориде. У тетрахлориде розчиняється з працею, до впливу води не чутлива, добре зберігається під її шаром.
Отримати речовину можна реакцією ортофосфата кальцію з коксом і оксидом кремнію при 1000 градусів Цельсія. Інший спосіб – розкладання трииодида фосфору при температурі 100-120 градусів Цельсія.
Активність білого фосфору дуже висока: він відновлює благородні метали з їх солей, окислюється кислотами, перекисом водню, перманганатом, галогенами і халькогенами. Відновлюється воднем і металами. Взаємодія з лугами призводить до реакції диспропорционирования. Речовини, до яких білий фосфор інертний – вуглець і азот.
Висока хімічна активність робить модифікацію небезпечною. Вона самозаймається при контакті з шкірою, що призводить до сильних опіків. Крім того, отруєння білим фосфором призводить до ураження кісток, аж до їх змертвіння, а накопичення в організмі 50-150 мг призводить до летального результату.
Жовтий фосфор
Неочищений білий фосфор називають жовтим. Його колір варіюється від світлого до темно-бурого. Зберігати і перевозити речовину можна тільки під шаром води або розчину хлориду кальцію, так як воно вогненебезпечно і отруйна, окислюється киснем повітря, що призводить до його займання, що супроводжується горінням яскраво-зеленого полум’я та виділенням густого білого диму.
Щоб загасити вогонь, потрібно дуже велику кількість крижаної води, але краще скористатися розчином сульфату міді. Щоб уникнути повторного загоряння вже потушенный вогнище потрібно додатково засипати вологим піском.
Червоний фосфор
Така модифікація складається з полімерних молекул Рп різних розмірів. Вона метастабильна і рентгеноаморфна, переганяється при нагріванні. Її хімічна активність слабка. Як і білий фосфор, ця форма окислюється на повітрі, але процес йде значно повільніше і самозаймання не спостерігається, поки температура не досягне 240 градусів, або речовина не піддасться тертя. У присутності вологи червона форма перетворюється на оксид, а потім в фосфорну кислоту. З-за цього її зберігають в герметичній тарі, але якщо перетворення все ж сталося, промивають водою від залишків хімічних сполук фосфору і висушують.
Сірковуглець, як і вода, не здатний розчинити червону модифікацію, зате це може зробити трибромид фосфору, а також розплав вісмуту або свинцю, з якого згодом викристалізовується фіолетова форма Р8.
Червоний фосфор отримують нагріванням білого в атмосфері чадного газу при температурі 500 градусів Цельсія. Залежно від ступеня дроблення може мати варіації кольору від багряно-червоного до темно-фіолетового з металевим блиском. Процес може йти і у зворотний бік: якщо перевести червону модифікацію в пар, то охолонувши, вона перетвориться на білу.
Застосування у червоного фосфору та його сполук широке. В першу чергу, це обумовлено тим, що вони істотно менш отруйні, ніж у білої форми. Вони використовуються у виробництві сірників, так як загоряються від тертя.
Чорний фосфор і металевий
Цю модифікацію можна переплутати з графітом, так як вона має вигляд чорних блискучих кристалів з металевим блиском і шаруватою структурою. На дотик вони жирні. Складається чорний фосфор з безперервних ланцюгів Рп. Він хімічно пасивний, стійкий на повітрі, не розчиняється ні у воді, ні в органічних сполуках. Підпалити його можна тільки розжаривши в атмосфері чистого кисню. При цьому він проводить електричний струм. Виходить чорний фосфор з білого при нагріванні вище 200 градусів під тиском 13-20 тисяч атмосфер. В металевий перетворюється при 820 тисяч атмосфер.
Апатит
Фосфор і його сполуки утворюють майже дві сотні мінералів. Найвідоміший з них – апатит. У природі він може виглядати по-різному. Часто він буває схожим на берил, діопсид або турмалін. Через це йому й дали назву, що з грецької перекладається як «обман». Відрізнити апатит можна за меншої твердості порівняно з іншими мінералами і призматическому вигляду кристалів.
Родовищ цього ресурсу мало, найбільша знаходиться в Росії, решта розосереджені в Бразилії, Мексиці, Америці, Чилі та інших країнах. Застосування йому і в промисловості, і в сільському господарстві. Він виступає як компонент добрив, кераміки, скла.
З-за крихкості ювеліри використовують цей камінь рідко, і інтерес він викликає зазвичай тільки у колекціонерів. Найбільший апатит належної якості мав масу в 147 карат, але зазвичай ці мінерали не виходять за рамки 5-20 карат.
Зустрічається апатит і в живих організмах, де входить до складу кісток і зубів і може відкладатися в ниркових каменях.
Ступені окислення фосфору
У з’єднаннях елемент проявляє позитивну або негативну ступінь окислення, а у простого речовини Р4 вона дорівнює нулю.
Негативне окислювальне число -3 проявляється в фосфине і фосфидах. Позитивну ступінь окислювання фосфор виявляє в сполуках:
- фосфорноватистая кислота і її солі фосфинаты (+1);
- фосфориста кислота і фосфиты (+3);
- фосфорний ангідрид, ряд галогенідів, ортофосфорна кислота (+5).
Це тільки приклади речовин, до складу яких входить фосфор. Насправді формул сполук фосфору набагато більше, і елемент може виявляти в них різні окислювальні числа, наприклад, існують галогеніди, у яких його ступінь окислювання дорівнює 3. Кожне з цих речовин має свої унікальні властивості, якими і визначається їх застосування людиною.
Фосфін
РН3 – газоподібний водневе з’єднання фосфору, зване фосфіном або монофосфаном. Воно погано розчиняється у воді, не реагує з лугами і гидратом аміаку. Є сильним відновником, вступає у взаємодію з концентрованими кислотами, йодом, киснем, перекисом водню, гіпохлорид натрію. Саме в цьому з’єднанні ступінь окиснення фосфору дорівнює -3.
У чистому вигляді речовина отруйна, пригнічує нервову систему і порушує обмін речовин. При цьому він безбарвний і не має запаху. Технічні зразки видають запах тухлої риби. Отримати їх можна з різних сполук, наприклад:
- з дифосфида трикальція при його взаємодії з водою (потрібні каталізатори у вигляді водню і дифосфина), або розведеної соляної, або неконцентрированной ортофосфорної кислоти;
- з білого фосфору з його реакції з концентрованою лугом і водою (реакція проходить швидше при кип’ятінні), або воднем під тиском і при температурі 300 – 360 градусів Цельсія, або соляною кислотою при 300 градусах;
- з иодида фосфония при його розкладанні під впливом температури 80 градусів (зворотна реакція йде при охолодженні до мінус 20 градусів), або взаємодії з водою чи розведеною лугом;
- з фосфоновой кислоти при її розкладанні у вакуумі при температурі 100 градусів і подальшому нагріванні до 200 градусів у присутності дифосфина, або по її реакції з атомарним воднем, отриманим взаємодією цинку з розбавленою сірчаною кислотою.
Природний фосфін самозагорається на повітрі, що дає ефект «блукаючих вогників» у формі кулі або полум’я свічки. Це рідкісне явище іноді можна побачити на болотах, полях або кладовищах.
Фосфорноватистая кислота
З’єднання фосфору формули Н(РН2О2) також називається фосфиновой або гипофосфористой кислотою. Раніше її позначали як Н3РО2, але з’ясувалося, що таке написання невірно, так як кислота є одноосновной. Це те з’єднання, в якому ступінь окиснення фосфору дорівнює 1.
У речовини білий колір, воно низкоплавкое і розкладається вже при слабкому нагріванні. З інших його властивостей – хороша розчинність у воді, нейтралізація лугами і гидратом аміаку, здатність виступати в якості сильного відновника при нагріванні в концентрованому розчині або слабкого окислювача.
Отримати можна наступними способами:
- по реакції білого фосфору з концентрованим гідроксидом барію і водою при нагріванні до 70 градусів Цельсія з подальшим додаванням до отриманої солі розведеною холодною сірчаної кислоти;
- взаємодією фосфіну з водою і йодом;
- додаванням до фосфинату натрію катионированной води.
Отримане речовина дозволяє створювати міцні металеві покриття для скла, металу або пластмаси, а його солі використовуються у фармацевтиці.
Фосфориста кислота
Інша назва сполуки фосфору складу Н2(РНО3) – фосфонова кислота. Як і в попередньому випадку, раніше практикувалося неправильне написання Н3РО3, але від нього відмовилися, так як в водних розчинах кислота є двохосновної.
Ступінь окиснення фосфору в з’єднанні дорівнює 3. Речовина володіє білим кольором, розкладається при нагріванні, повільно окислюється на повітрі, розчиняється у воді. Кислота слабка і легко нейтралізується лугами, може виступати як слабкий окислювач або не дуже сильний відновник. Для протікання більшості реакцій потрібно нагрівання.
Способів отримання кислоти багато, наприклад:
- реакція фосфору з концентрованою сірчаною або селенистой кислотою (в останньому випадку потрібна вода);
- окислення вологого фосфору киснем (для прискорення реакції потрібно нагрівання до 30-40 градусів);
- взаємодія фосфіну з концентрованою сірчаною кислотою;
- додавання води або газоподібної соляної кислоти до гексаокиду тетрафосфора (реакція піде швидше, якщо вода буде гарячої);
- взаємодія трихлорида фосфору з водою при кімнатній температурі (реакцію можна провести і при 0 градусів, але в цьому випадку потрібно рідкий тетрахлорметан);
- реакція трииодида фосфору з водою в атмосфері азоту.
В подальшому використовуються відновні властивості з’єднання.
Декаоксид тетрафосфора
Р4О10 називають фосфорним ангідридом. Він може перебувати в аморфному, склоподібному або кристалічному стані, його колір при цьому завжди білий. Кристалічна речовина переганяється при нагріванні, щоб воно почало плавитися, необхідно створити надмірний тиск, і тоді ангідрид перетвориться в легкоподвижную рідина.
Якщо температурна обробка буде продовжуватися, відбудеться процес полімеризації, в результаті якого кристалічний декаокисд після охолодження перетвориться в стеклообразный продукт складу (Р2О5)n. Ступінь окиснення фосфору в з’єднанні p2o5, як і в Р4О10 дорівнює 5.
Інші можливі хімічні реакції цього з’єднання:
- взаємодія з водою і лугами, що характеризує його кислотні властивості;
- галогенизация, а саме заміщення атомів кисню фтором, хлором, бромом або йодом;
- відновлення фосфором;
- освіта пероксосоединений.
Однак найважливішим властивістю речовини є його здатність відщеплює воду від молекул органічних сполук (дегідратація). Завдяки цьому, фосфорний ангідрид отримав широке застосування як осушувач газів і рідин. Крім того, він використовується в органічному синтезі і є проміжним продуктом при термічному виробництві ортофосфорної кислоти.
Отримати речовину можна наступними способами:
- спаленням білого фосфору на повітрі при температурі 34-60 градусів Цельсія (можна брати і червону модифікацію, але в такому випадку потрібно 240-400 градусів);
- взаємодією білого фосфору з хлоритом і розведеним гідроксидом натрію при температурі 10-15 градусів;
- по реакції червоного фосфору з хлоратом калію при температурі 50 градусів;
- окисленням гексаоксида тетрафосфора киснем при температурі від 50 до 120 градусів.
Для промислового виробництва найчастіше використовують перший спосіб. Технологічний процес відбувається в спеціальній камері з осушеним повітрям. Отриманий декаоксид очищається сублімацією.
Пентафторид фосфору
PF5 – безбарвний газ. У сполуках фосфор проявляє ступінь окислення 5, яка є найхарактернішою для елемента. Кипить речовина без розкладання, але процес може початися при подальшому нагріванні. Водою воно гідролізується, вступає в реакції з лугами, фтороводородом, діоксидом кремнію. Утворює фторокомплексы.
Способи його отримання наступні:
- швидке розкладання червоного фосфору при температурі мінус 60 градусів зі фтором в надлишку аргону в якості каталізатора;
- взаємодія пентахлорида фосфору з фторидом кальцію при 300-400 градусах або з рідким фторидом миш’яку при кімнатній температурі.
Отримане з’єднання застосовують у виробництві фторофосфатов, а також в якості інгібітора корозії металів.
Таким чином, фосфор і його сполуки мають велике значення в промисловості і застосовуються в різних галузях.
