Фосфор

химичен елемент с атомен номер 15

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.

Фосфор
Фосфор – три от алотропите на фосфора – бял (ляво); червен (център); виолетов (дясно)
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 на фосфор
СилицийФосфорСяра
N

P

As
Периодична система
Общи данни
Име, символ, ZФосфор, P, 15
Група, период, блок153p
Химическа сериянеметал
Електронна конфигурация[Ne] 3s2 3p3
e- на енергийно ниво2, 8, 5
CAS номер12185-10-3 (бял)
7723-14-0 (червен)
Свойства на атома
Атомна маса30,973 u
Атомен радиус (изч.)100 (98) pm
Ковалентен радиус107±3 pm
Радиус на ван дер Ваалс180 pm
Степен на окисление5, 4, 3, 2, 1[1], −1, −2, −3
ОксидP2O5 и P2O3 (киселинни)
Електроотрицателност
(Скала на Полинг)
2,19
Йонизационна енергияI: 1011,8 kJ/mol
II: 1907 kJ/mol
III: 2914,1 kJ/mol
IV: 4963,6 kJ/mol
(още)
Физични свойства
Агрегатно състояниетвърдо вещество
Алотропибял, червен, виолетов и черен фосфор
Кристална структура (бял и червен)кубична обемноцентрирана
Кристална структура (виолетов и черен)ромбоедрична
Плътност1: 1823 kg/m³
2: 2270 kg/m³
3: 2360 kg/m³
4: 2690 kg/m3
Температура на топене317,3 K (44,3 °C) (бял)
Температура на кипене550 K (277 °C) (бял)
Моларен обем1: 17,02×10-3 m3/mol
Специф. топлина на топене1: 0,66 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение1: 51,9 kJ/mol
Налягане на парата
P (Pa) 1 10 102 103 104 105
T (K) 279
455
307
489
342
529
388
576
453
635
549
704
Топлопроводимост1: 0,236 W/(m·K)
2: 12,1 W/(m·K)
Магнетизъмдиамагнитен[2]
Модул на свиваемост1: 5 GPa
2: 11 GPa
История
Наименуванот гръцкото Φωσφόρος – Светлоносец
ОткритиеХенинг Бранд (1669 г.)
Най-дълготрайни изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР
31P 100 % стабилен
32P радио 14,28 дни β- 32S
33P радио 25,3 дни β- 33S

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

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

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

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
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

Хидроксидите на фосфора са дву- три- четири- и полиосновни средно силни киселини[3].

Формула Наименование Структурна формула 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
 

Алотропни форми

редактиране
 
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.[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

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

Биологична роля

редактиране

Кръговрат на фосфора

редактиране

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
  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)
  3. а б в г д Д. Лазаров, Неорганична химия, УИ „Св. Климент Охридски“, София, 1993