Сторінка
1

Фосфор

План

Вступ

Поширення в природі

Фізичні властивості

Хімічні властивості

Застосування

Добування

Джерела

Вступ

У 1669 р. німецький алхімік Хеннінг Бранд при нагріванні суміші білого піску і випарованої сечі отримав речовину, що світилася в темноті, названу спочатку «холодним вогнем», а пізніше фосфором, від грец.φως-φορος — світлоносний.

Поширення в природі

Фосфор досить поширений елемент (0,08% маси земної кори). В природі він зустрічається винятково у зв'язаному стані. Найважливішими природними сполуками фосфору є мінералифосфорит Са3(PO4)2 і апатит, який у своєму складі містить, крім Са3(PO4)2, СаP2 або CaCl2. Багаті родовища апатиту є на Кольському півострові, а також у південному Казахстані (гори Каратау), на Уралі, в Естонії, Ленінградській і Московській областях, в Україні і в інших місцях. Фосфор є також постійною складовою частиною живих організмів — рослин і тварин. Особливо значні його кількості містяться в кістках тварин (і людини) у вигляді фосфату кальцію Са3(PO4)2. Крім того, фосфор входить до складу білкових речовин.

Фізичні властивості

У вільному стані фосфор буває в кількох модифікаціях. Найбільше значення мають так звані білий і червоний фосфор.

Білийфосфор являє собою безбарвну воскоподібну речовину з жовтуватим відтінком, через що його називають також жовтим фосфором. Утворюється при швидкому охолодженні парів фосфору. Густина його 1,82 г/см3. Температура плавлення 44,1°С, температура кипіння 280°С. У воді практично не розчиняється, але добре розчиняється в сірковуглеці CS2. Білий фосфор надзвичайно отруйний. Доза його в 0,1 г — смертельна для людини. Тому працювати з ним слід дуже обережно. На повітрі білий фосфор легко окислюється. При цьому частина хімічної енергії перетворюється в світло. Тому білий фосфор у темноті світиться. Білий фосфор — легкозаймиста речовина. Температура його займання 40°С, а в дуже роздрібненому стані він самозаймається на повітрі навіть при звичайній температурі. Тому білий фосфор зберігають під водою.

Червонийфосфор являє собою порошкоподібну речовину червоно-бурого кольору. Утворюється при тривалому нагріванні білого фосфору в герметично закритому посуді при температурі близько 250°С. Червоний фосфор не отруйний і в сірковуглеці не розчиняється. Густина його 2,20 г/см3. Запалюється червоний фосфор лише при температурі 240°С. При нагріванні він не плавиться, а переходить безпосередньо з твердого в газоподібний стан (сублімує). При охолодженні пари фосфору переходять у білий фосфор.

Чорнийфосфор – речовина, схожа на графіт, має шарувату будову. Він масний на дотик, з металічним блиском, виявляє властивості напівпровідників. Утворюється також з білого фосфору при тривалому нагріванні (200ºС) під великим тиском (1220 МПа).

Хімічні властивості

Фосфор належить до головної підгрупи п'ятої групи періодичної системи Менделєєва. Порядковий номер його 15. Маючи в зовнішньому шарі п'ять електронів: ( + 15), 2, 8, 5, атоми фосфору виявляють властивості окисника і, приєднуючи від атомів інших елементів три недостаючі електрони, перетворюються в негативно тривалентні іони: Р0 + 3e = Р3-. Однак фосфор менш активний окисник, ніж азот, оскільки його валентні електрони більш віддалені від ядра атома і слабіше з ним зв'язані, ніж валентні електрони атомів азоту.

Разом з тим атоми фосфору можуть також втрачати свої валентні електрони, перетворюючись при цьому в позитивно заряджені іони, наприклад Р0 — 5е = Р5+. В зв'язку з більшою віддаленістю валентних електронів від ядра атома фосфор набагато легше віддає ці електрони, ніж азот. Тому металічні властивості фосфору проявляються більш виразно, ніж в азоту.

З киснем фосфор сполучається досить енергійно, особливо білий, виділяючи значну кількість тепла і утворюючи геміпен-таоксид фосфору P2O5:

§ 4P + 5O2 = 2P2O5

Фосфор досить легко реагує і з іншими неметалами, особливо з хлором, з яким він навіть при невеликому нагріванні енергійно взаємодіє з утворенням безбарвних кристалів пентахлориду фосфору PCl5:

§ 2P + 5Cl2 = 2PCl5

При дуже високій температурі фосфор, подібно до азоту, може сполучатися з багатьма металами, утворюючи фосфіди:

§ 2P + 3Ca = Ca3P2

З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє. Але посереднім шляхом можна одержати сполуки фосфору з воднем. Наприклад, при дії на фосфід кальцію розведеної хлоридної кислоти утворюється фосфін PH3, який за своїми властивостями нагадує аміак:

§ Ca3P2+6HCl = 3CaCl2 + 2PH3↑

Застосування

У практиці застосовується переважно червоний фосфор. Використовується він головним чином у сірниковому виробництві. В суміші з товченим склом і клеєм червоний фосфор наносять на бокові поверхні сірникових коробок. До складу головок сірників фосфор не входить. Вони виготовляються з суміші бертолетової солі KClO3, діоксиду мангану MnO2, сірки, товченого скла і клею. При терті головки сірника об бокову поверхню сірникової коробки запалюється фосфор, який підпалює головку сірника, а від головки запалюється й дерево сірника.

Добування

У вільному стані фосфор одержують шляхом відновлення фосфату кальцію вугіллям в присутності діоксиду кремнію

§ Са3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5

§ P2O5 + 5C = 2P + 5CO↑

Процес відновлення проводять у спеціальних електричних печах при температурі близько 1500°С. Діоксид кремнію (пісок) додається для зниження температури реакції, витиснення фосфатного ангідриду з фосфату кальцію і видалення з печі твердих продуктів у вигляді розплавленого шлаку CaSiO3. Одержуваний фосфор виділяється в пароподібному стані, який потім охолоджують і збирають у приймачі з водою.