Фосфор: строение атома, химические и физические свойства

Фосфор (Р) — элемент VA группы, которую составляют также азот, сурьма, мышьяк, висмут. Название, происходящее от греческих слов, означает в переводе «несущий свет».

Оглавление:

• История открытия
• Общая характеристика элемента
• Физические свойства
• Химические свойства
• Соединения фосфора
• Способ получения
• Области применения

Фосфор (Р) — элемент VA группы, которую составляют также азот, сурьма, мышьяк, висмут. Название, происходящее от греческих слов, означает в переводе «несущий свет».

В природе фосфор встречается только в связанном виде. Основные минералы, содержащие фосфор: апатиты — хлорапатит 3Ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 или фторапатит 3Ca3(PO4)2*Ca (F)2 и фосфорит 3Ca3(PO4)2*Ca(OH)2. Содержание в земной коре — примерно 0,12 массовых %.

Фосфор является жизненно важным элементом. Его биологическую роль сложно переоценить, ведь он входит в состав таких важных соединений, как белки и аденозинтрифосфат (АТФ), содержится в тканях животных (например, фосфорные соединения отвечают за сокращения мышечной ткани, а содержащийся в костях фосфат кальция обеспечивает прочность скелета), содержится он также и в тканях растений.

История открытия

Открыть фосфор в химии удалось во второй половине XVII века. Чудотворный носитель света (лат. phosphorus mirabilis), как было названо вещество, получалось из человеческой мочи, кипячение которой приводило к получению из жидкой субстанции воскоподобного светящегося в темноте вещества.

Общая характеристика элемента

Общая электронная конфигурация валентного уровня атомов элементов VA группы ns²np³. В соответствии со строением внешнего уровня в соединения элементы этой группы входят в степенях окисления +3 или +5 (главная, особенно устойчивая степень окисления фосфора), однако фосфор может иметь и другие степени окисления, например, отрицательную -3 или +1.

Электронная конфигурация атома фосфора 1s²2s²2p⁶3s²3p³. Радиус атома 0,130 нм, электроотрицательность 2,1, относительная атомная (молярная) масса 31.

Физические свойства

Фосфор в виде простого вещества существует в виде аллотропных модификаций. Самыми устойчивыми аллотропными модификациями фосфора являются так называемые белый, чёрный и красный фосфор.

• Белый (формулу можно записать как P4)

Молекулярная кристаллическая решётка вещества состоит из четырёхатомных тетраэдрических молекул. Химическая связь в молекулах белого фосфора — ковалентная неполярная.

Основные свойства данного чрезвычайно активного вещества:

• быстрое окисление на воздухе с проявлением хемилюминесценции (способности светиться в темноте в результате химической реакции),
• нерастворимость в воде,
• переход в красный P при нагревании до 250−300°С в безвоздушной среде,
• переход в чёрный P при температуре 200°C и высоком давлении,
• растворимость в органических растворителях, например, CS2.

Белый P является сильнейшим смертельным ядом.

• Жёлтый

Жёлтым называют неочищенный белый фосфор. Это ядовитое и пожароопасное вещество.

• Красный (Рn)

Вещество, представляющее собой большое количество атомов P, которые связаны в цепи сложной структуры, является так называемым неорганическим полимером.

Свойства красного фосфора резко отличаются от свойств белого P: не обладает свойством хемилюминесценции, растворить его удаётся лишь в некоторых расплавленных металлах.

На воздухе, вплоть до температуры 240—250°С, не воспламеняется, но способен к самовоспламенению при трении или ударе. В воде, бензоле, сероуглероде и других веществах это вещество не растворяется, но растворим в трибромиде фосфора, окисляется на воздухе. Не ядовит. В присутствии влаги воздуха постепенно окисляется, образуя оксид.

Также, как и белый, переходит при нагревании до 200°C и под очень высоким давлением в чёрный P.

• Чёрный (Рn)

Вещество представляет собой также неорганический полимер, имеющий слоистую атомную кристаллическую решётку и является наиболее устойчивой модификацией.

Чёрный P — вещество по внешнему виду напоминающее графит. Совершенно нерастворим в воде и органических растворителях. Поджечь его можно, только раскалив до 400°C в атмосфере чистого кислорода. Чёрный P проводит электрический ток.

Таблица физических свойств

Химические свойства

Фосфор, являясь типичным неметаллом, реагирует с кислородом, галогенами, серой, металлами, окисляются азотной кислотой. В реакциях он может проявлять себя как окислителем, так и восстановителем.

• горение

Взаимодействие с кислородом белого P приводит к образованию оксидов Р2О3 (оксид фосфора 3) и Р2О5 (оксид фосфора 5), причём первый образуется при недостатке кислорода, а второй — при избытке:

4Р + 3О2 = 2Р2О3

4Р + 5О2 = 2Р2О5

• взаимодействие с металлами

Взаимодействие с металлами приводит к образованию фосфидов, в которых P находится в степени окисления -3, то есть в этом случае он выступает в роли окислителя.

с магнием: 3Mg + 2P = Mg3P2

с натрием: 3Na + P = Na3P

с кальцием: 3Ca + 2P = Ca3P2

с цинком: 3Zn + 2P = Zn3P2

• взаимодействие с неметаллами

С более электроотрицательными неметаллами P взаимодействует как восстановитель, отдавая электроны и переходя в положительные степени окисления.

При взаимодействии с хлором образуются хлориды:

2Р + 3Cl2 = 2PCl3 - при недостатке Cl2

2Р + 5Cl2 = 2PCl5 - при избытке Cl2

Однако с йодом возможно образование только одного йодида:

2Р + 3I2 = 2PI3

С другими галогенами возможно образование соединений 3-х и 5-ти валентного Р в зависимости от соотношения реагентов. При реакции с серой или фтором также образуются два ряда сульфидов и фторидов:

2Р + 3S = P2S3

2Р + 5S = P2S5

Р + 3F = PF3

Р + 5F = PF5

• взаимодействие с кислотами

3P + 5HNO3(разб.) + H2O = 3H3PO4 + 5NO↑

P + 5HNO3(конц.) = H3PO4 + 5NO2↑ + H2O

2P + 5H2SO4(конц.) = 2H3PO4 + 5SO2↑ + H2O

С другими кислотами P не взаимодействует.

• взаимодействие с гидроксидами

Белый фосфор способен реагировать при нагревании с водными растворами щелочей:

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3↑ + 3KH2PO2

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3↑ + 3Ba(H2PO2)

В результате взаимодействия образуется летучее водородное соединение — фосфин (РН3), в котором степень окисления фосфора=-3 и соли фосфорноватистой кислоты (Н3РО2) — гипофосфиты, в которых Р находится в нехарактерной степени окисления +1.

Соединения фосфора

Рассмотрим характеристики соединений фосфора:

• Фосфин - РН3 — газ при комнатной температуре, но уже при небольшом повышении температуры разлагается. Растворим в органических растворителях, но мало растворим в воде. По химическим свойствам — восстановитель. Ядовит. Практического значения это вещество не имеет.
• Оксиды - наиболее стабильным оксидом является фосфорный ангидрид — оксид фосфора V (P2O5). Кристаллическое вещество является очень гигроскопичным и активно используется как осушающий агент. В зависимости от условий при взаимодействии с водой образует либо метафосфорную (НРО3), либо ортофосфорную (Н3РО4), либо пирофосфорную (Н4Р2О7) кислоты. Оксид фосфора III неустойчив. Взаимодействие с водой приводит к образованию фосфорноватистой кислоты (Н3РО3).
• Кислоты разделяют на фосфорные (содержащие атом фосфора в степени окисления +5) - ортофосфорная (Н3РО4), пирофосфорная (Н4Р2О7), метафосфорная (НРО3) и низшие фосфорнокислые кислоты - фосфористая (Н3РО3), фосфорноватистая (Н3РО2).
• Галогениды - хлориды фосфора — широко используемые вещества в органическом синтезе в качестве хлорирующих агентов.

Способ получения

В промышленности Р получают из природных ортофосфатов при температуре 800–1000°С без доступа воздуха с применением кокса и песка:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO↑ + 2P↑

Получающийся пар конденсируется при охлаждении в белый Р.

В лаборатории для получения Р особой чистоты используют фосфин и тирхлорид фосфора:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Области применения

В основном Р расходуется для производства ортофосфорной кислоты, которую используют в органическом синтезе, в медицине, а также для получения моющих средств, из её солей получают удобрения.

h2po3-такого соединения нет