ВходФосфорные боеприпасы. Красный фосфор — стабильная и безопасная форма фосфора
Фосфор - элемент 3-го периода и VA-группы Периодической системы, порядковый номер 15. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 3 , устойчивая степень окисления в соединениях +V.
Шкала степеней окисления фосфора:
Электроотрицательность фосфора (2,32) значительно ниже, чем у типичных неметаллов, и немного выше, чем у водорода. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Большинство фосфатов нерастворимы в воде.
В природе — тринадцатый по химической распространенности элемент (шестой среди неметаллов), встречается только в химически связанном виде. Жизненно важный элемент.
Недостаток фосфора в почве восполняется введением фосфорных удобрений — главным образом суперфосфатов.
Аллотропные модификации фосфора
Красный и белый фосфор Р . Известно несколько аллотропных форм фосфора в свободном виде, главные — это белый фосфор Р 4 и красный фосфор P n . В уравнениях реакций аллотропные формы представляют как Р (красн.) и Р (бел.).
Красный фосфор состоит из полимерных молекул P n разной длины. Аморфный, при комнатной температуре медленно переходит в белый фосфор. При нагревании до 416 °С возгоняется (при охлаждении пара конденсируется белый фосфор). Нерастворим в органических растворителях. Химическая активность ниже, чем у белого фосфора. На воздухе загорается только при нагревании.
Применяется как реагент (более безопасный, чем белый фосфор) в неорганическом синтезе, наполнитель ламп накаливания, компонент намазки коробка при изготовлении спичек. Не ядовит.
Белый фосфор состоит из молекул Р 4 . Мягкий как воск (режется ножом). Плавится и кипит без разложения (t пл 44,14 °С, t кип 287,3 °С, р 1,82 г/см 3). Окисляется на воздухе (зеленое свечение в темноте), при большой массе возможно самовоспламенение. В особых условиях переводится в красный фосфор. Хорошо растворим в бензоле, эфирах, сероуглероде. Не реагирует с водой, хранится под слоем воды. Чрезвычайно химически активен. Проявляет окислительно-восстановительные свойства. Восстанавливает благородные металлы из растворов их солей.
Применяется в производстве Н 3 Р0 4 и красного фосфора, как реагент в органических синтезах, раскислитель сплавов, зажигательное средство. Горящий фосфор следует гасить песком (но не водой!). Чрезвычайно ядовит.
Уравнения важнейших реакций фосфора:
Получение в промышленности фосфора
— восстановление фосфорита раскаленным коксом (песок добавляют для связывания кальция):
Ca 3 (PО4)2 + 5С + 3SiО2 = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО (1000 °С)
Пар фосфора охлаждают и получают твердый белый фосфор.
Красный фосфор готовят из белого фосфора (см. выше), в зависимости от условий степень полимеризации n (P n) может быть различной.
Соединения фосфора
Фосфин РН 3 . Бинарное соединение, степень окисления фосфора равна — III. Бесцветный газ с неприятным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: Р(Н) 3 ] (sр 3 -гибридизация). Мало растворим в воде, не реагирует с ней (в отличие от NH 3). Сильный восстановитель, сгорает на воздухе, окисляется в HNО 3 (конц.). Присоединяет HI. Применяется для синтеза фосфорорганических соединений. Сильно ядовит.
Уравнения важнейших реакций фосфина:
Получение фосфина в лаборатории :
СазP2 + 6НСl (разб.) = ЗСаСl + 2РНз
Оксид фосфора (V) P 2 O 5 . Кислотный оксид. Белый, термически устойчивый. В твердом и газообразном состояниях димер Р 4 О 10 со строением из четырех тетраэдров , связанных по трем вершинам (Р — О-P). При очень высоких температурах мономеризуется до P 2 O 5 . Существует также стеклообразный полимер (Р 2 0 5) п. Чрезвычайно гигроскопичен, энергично реагирует с водой, щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Отнимает воду у кислородсодержащих кислот.
Применяется как весьма эффективный дегидратирующий агент для осушения твердых веществ, жидкостей и газовых смесей, реагент в производстве фосфатных стекол, катализатор полимеризации алкенов. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций оксида фосфора +5:
Получение: сжигание фосфора в избытке сухого воздуха.
Ортофосфорная кислота Н 3 Р0 4 . Оксокислота. Белое вещество, гигроскопичное, конечный продукт взаимодействия P 2 O 5 с водой. Молекула имеет строение искаженного тетраэдра [Р(O)(OН) 3 ] (sр 3 -гибридизадия), содержит ковалентные σ-связи Р — ОН и σ, π-связь Р=O. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворяется в воде (548 г/100 г Н 2 0). Слабая кислота в растворе, нейтрализуется щелочами, не полностью — гидратом аммиака. Реагирует с типичными металлами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция — выпадение желтого осадка ортофосфата серебра (I). Применяется в производстве минеральных удобрений, для осветления сахарозы, как катализатор в органическом синтезе, компонент антикоррозионных покрытий на чугуне и стали.
Уравнения важнейших реакций ортофосфорной кислоты:
Получение фосфорной кислоты в промышленности:
кипячение фосфоритной руды в серной кислоте:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (конц.) = 2Н3РО4 + 3CaSO4
Ортофосфат натрия Na 3 PO 4 . Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. Реагируется в растворе с цинком и алюминием.
Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион РО 4 3-
— образование желтого осадка ортофосфата серебра(I).
Применяется для устранения «постоянной» жесткости пресной воды, как компонент моющих средств и фотопроявителей, реагент в синтезе каучука. Уравнения важнейших реакций:
Получение: полная нейтрализация Н 3 Р0 4 гидроксидом натрия или по реакции:
Гидроортофосфат натрия Na 2 HPO 4 . Кислая оксосоль. Белый, при умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Реагирует с Н 3 Р0 4 (конц.), нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион НРО 4 2- — образование желтого осадка ортофосфата серебра (I).
Применяется как эмульгатор при сгущении коровьего молока, компонент пищевых пастеризаторов и фотоотбеливателей.
Уравнения важнейших реакций:
Получение : неполная нейтрализация Н 3 Р0 4 гидроксидом натрия в разбавленном растворе:
2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O
Дигидроортофосфат натрия NaH 2 PO 4 . Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный. При умеренном нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде, анион Н 2 Р0 4 подвергается обратимой диссоциации. Нейтрализуется щелочами. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион Н 2 Р0 4 — образование желтого осадка ортофосфата серебра(1).
Применяется в производстве стекла, для защиты стали и чугуна от коррозии, как умягчитель воды.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: неполная нейтрализация H 3 PО 4 едким натром:
Н3РО4 (конц.) + NaOH (разб.) = NaH2PO4 + H2O
Ортофосфат кальция Са 3(PO 4)2 — Оксосоль. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый. Нерастворим в воде. Разлагается концентрированными кислотами. Восстанавливается коксом при сплавлении. Основной компонент фосфоритных руд (апатиты и др.).
Применяется для получения фосфора, в производстве фосфорных удобрений (суперфосфаты), керамики и стекла, осажденный порошок — как компонент зубных паст и стабилизатор полимеров.
Уравнения важнейших реакций:
Фосфорные удобрения
Смесь Са(Н 2 Р0 4) 2 и CaS0 4 называется простым суперфосфатом , Са(Н 2 Р0 4) 2 с примесью СаНР0 4 — двойным суперфосфатом , они легко усваиваются растениями при подкормке.
Наиболее ценные удобрения — аммофосы (содержат азот и фосфор), представляют собой смесь аммонийных кислых солей NH 4 H 2 PO 4 и (NH 4) 2 HPO 4 .
Хлорид фосфора (V) PCI5 . Бинарное соединение. Белый, летучий, термически неустойчивый. Молекула имеет строение тригональной бипирамиды (sp 3 d-гибридизация). В твердом состоянии димер P 2 Cl 10 с ионным строением РСl 4 +[РСl 6 ] — . «Дымит» во влажном воздухе. Весьма реакционноспособный, полностью гидролизуется водой, реагирует со щелочами. Восстанавливается белым фосфором. Применяется как хлорагент в органическом синтезе. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: хлорирование фосфора.
Фосфор является довольно распространенным химическим элементом на нашей планете. Его название переводится как «светоносный», потому что в чистом виде он ярко светится в темноте. Открыт этот элемент был совершенно случайно, алхимиком Хеннингом Брандом, когда тот пытался извлечь золото из мочи. Так фосфор стал первым элементом, который алхимики смогли добыть с помощью своих экспериментов.
Характеристика фосфора
Он химически очень активен, поэтому в природе его можно встретить только в виде минералов - соединений с другими элементами, которых насчитывается 190 видов. Важнейшее соединение - это фосфат кальция Сейчас известно много разновидностей апатитов, самым распространённым из которых является фторапатит. Из апатитов различных видов слагаются осадочные горные породы - фосфориты.
Для живых организмов фосфор имеет очень важное значение, поскольку входит в состав как растительного, так и животного белка в виде различных соединений.
В растениях этот элемент содержится преимущественно в белках семени, а в организмах животных - в различных белках крови, молока, клетках мозговой и Большое количество фосфора содержится в виде фосфата кальция в костях позвоночных животных.
Фосфор существует в трех аллотропных модификациях: белый фосфор, красный и черный. Давайте рассмотрим их подробнее.
Белый фосфор можно получить, если быстро охладить его пары. Тогда образуется твердое кристаллическое вещество, которое в чистом виде абсолютно бесцветно и прозрачно. Белый фосфор, предназначенный для продажи, обычно окрашен в слегка желтоватый цвет и по своему внешнему виду очень напоминает воск. В холоде это вещество становится хрупким, а при температуре выше 15 градусов приобретает мягкость, и его можно легко разрезать ножом.
В воде белый фосфор не растворяется, но зато хорошо поддается органическим растворителям. На воздухе он очень быстро окисляется (начинает гореть) и при этом светится в темноте. Собственно, представления о светящейся субстанции и детективные рассказы о связаны именно с белым фосфором. Он является сильным ядом, который смертельно действует даже в малых дозах.
Красный фосфор - это твердое вещество темно-красного цвета, которое по своим свойствам разительно отличается от описанного выше. Окисляется на воздухе он очень медленно, в темноте не светится, загорается только при нагревании, в органических растворителях его растворить невозможно, и он не является ядовитым. При сильном нагревании, при котором отсутствует доступ воздуха, он, не плавясь, превращается в пар, из которого при охлаждении и получается белый фосфор. При горении обоих элементов образуется оксид фосфора, что доказывает наличие в их составе одного и того же элемента. Иначе говоря, они образованы одним элементом - фосфором - и являются его аллотропными модификациями.
Черный фосфор получают из белого при 200 градусах Цельсия под высоким давлением. Он имеет слоистую структуру, металлический блеск и внешне похож на графит. Из всех твердых видов данного вещества он наименее активный.
Считается, что фосфор — это светящийся в темноте минерал, ядовитый и огнеопасный. Но это только часть правды об этом удивительном элементе. Фосфор бывает и иным, с прямо противоположными свойствами.
Что такое красный фосфор?
Фосфор может существовать в нескольких вариантах (аллотропических формах), которые сильно отличаются своими физическими и химическими свойствами. Причиной этого являются различия в строении. Например, кристаллическая решетка белого фосфора молекулярная, а решетка красного фосфора — атомная. Благодаря ей он медленно реагирует с другими веществами , стабилен на воздухе в обычных условиях (белый фосфор на воздухе воспламеняется). Всего у фосфора найдено более двадцати модификаций, четыре из которых стабильны (белый, красный, черный и металлический фосфор), остальные — нестабильны.
Красный фосфор представляет собой очень интересное вещество, естественный неорганический полимер с формулой (Р 4)n и весьма сложной структурой из пирамидально связанных атомов.
Свойства красного фосфора в некоторой степени зависят от условий его получения. Изменяя температуру, свет и катализаторы, можно создавать виды красного фосфора с прогнозируемыми свойствами.
Первооткрывателем красного фосфора является австриец А.Шрёттер, который получил его, нагревая запаянную ампулу с белым фосфором и угарным газом при температуре +500 °С.
Свойства красного фосфора
Красный фосфор получают методом продолжительного нагревания белого фосфора при высоких температурах (250-300 °С) без доступа воздуха. Цвет вещества варьируется от пурпурно-красного до фиолетового.
Красный фосфор, в отличие от своего более известного «собрата», белого фосфора, является твердым веществом, не люминесцирует, практически ни в чем не растворим (ни в воде, ни в органических растворителях, ни в сероуглероде). Он не ядовит, самовоспламеняется на воздухе только при температуре +240-260 °С (на самом деле воспламеняется не сам красный фосфор, а его пары, которые после охлаждения превращаются в белый огнеопасный фосфор).
Плотность красного фосфора выше, чем у белого и равна 2,0 - 2,4 г/см3 (в зависимости от конкретной модификации).
На воздухе красный фосфор поглощает влагу, окисляется, превращаясь в оксид; продолжая впитывать влагу, переходит в густую фосфорную кислоту («отмокает»). Ввиду этого, реактив следует герметично укупоривать, лишая доступа к воздушной влаге. При нагревании красный фосфор не плавится, а возгоняется (испаряется). После конденсации пары вещества превращаются в белый фосфор.
Применение красного фосфора
Красный фосфор практически не токсичен и гораздо безопаснее в работе и хранении, чем белый фосфор. Поэтому в промышленном производстве фосфидов, фосфоросодержащих удобрений, разных производных фосфорной кислоты чаще всего используют красный фосфор.
Сам красный фосфор в основном применяется для изготовления спичек. Он входит в «тёрочную» смесь, которую наносят на коробок. Также его используют в смазочных материалах, в зажигательных составах, топливе, в производстве ламп накаливания.
Не знаете, где купить красный фосфор?
Купить красный фосфор и различные другие химреактивы можно в одном из крупнейших магазинов оборудования для лабораторий , «ПраймКемикалсГрупп». У нас доступные цены и удобная доставка по Москве и области, а квалифицированные менеджеры помогут сделать выбор.
ФОСФОР, Р (лат. Phosphorus * а. phosphorus; н. Phosphor; ф. phosphore; и. fosforo), — химический элемент V группы периодической системы Менделеева , атомный номер 15, атомная масса 30,97376. Природный фосфор представлен одним стабильным изотопом 31 Р. Известно 6 искусственных радиоактивных изотопов фосфора с массовыми числами 28-30 и 32-34.
Способ получения фосфора, возможно, был известен арабским алхимикам ещё в 12 в., но общепринятой датой открытия фосфора считается 1669, когда Х. Бранд () получил светящееся в темноте вещество, названым "холодным огнём". Существование фосфора как химического элемента доказал в начале 70-х гг. 18 в. французский химик А. Лавуазье.
Модификации и свойства
Элементарный фосфор существует в виде нескольких аллотропных модификаций — белый, красный, чёрный. Белый фосфор — воскообразное прозрачное вещество с характерным запахом, образуется при конденсации паров фосфора. В присутствии примесей — следов красного фосфора, мышьяка , железа и др. — окрашен в жёлтый цвет, поэтому товарный белый фосфор называется жёлтым. Существуют 2 модификации белого фосфора а-Р имеет кубическую решётку плотнейшей упаковки а=0,185 нм; плотность 1828 кг/м 3 ; t плавления 44,2°С, t кипения 277°С; теплопроводность 0,56 Вт/(м.К); молярная теплоёмкость 23,82 Дж/(моль.К); температурный коэффициент линейного расширения 125.10 -6 К -1 ; по электрическим свойствам белый фосфор близок к диэлектрикам. При температуре 77,8°С и давлении 0,1 МПа а-Р переходит в b-Р (решётка ромбическая, плотность 1880 кг/м 3). Нагрев белого фосфора без доступа воздуха при 250-300°С в течение нескольких часов приводит к образованию красной модификации. Обычный товарный красный фосфор практически аморфен, однако при длительном нагревании может переходить в одну из кристаллических форм (триклинную, кубическую) с плотностью от 2000 до 2400 кг/м 3 и t плавления 585-610°С. При возгонке (t вoзгонки 431°С) красный фосфор превращается в газ, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. При нагревании белого фосфора до 200-220°С под давлением 1,2-1,7 ГПа образуется чёрный фосфор. Данный вид превращения можно осуществить и при нормальном давлении (при t 370°С), используя в качестве катализатора , а также небольшое количество чёрного фосфора для затравки. Чёрный фосфор — кристаллическое вещество с ромбической решёткой (а=0,331, b=0,438 и с=1,05 нм), плотность 2690 кг/м 3 , t плавления 1000 °С; по внешнему виду похож на графит; полупроводник, диамагнитен. При нагревании до температуры 560-580°С и давлении насыщенных паров переходит в красный фосфор.
Химический фосфор
Атомы фосфора объединяются в двухатомные (Р 2) и четырёхатомные (Р 4) полимерные молекулы. Наиболее устойчивы при нормальных условиях молекулы, содержащие длинные цепи связанных между собой тетраэдров Р 4 . В соединениях фосфор имеет степень окисления +5, +3, -3. Подобно азоту в химических соединениях образует главным образом ковалентную связь. Фосфор химически активный элемент. Наибольшей активностью отличается его белая модификация, которая при температуре около 40°С самовоспламеняется, поэтому хранится под слоем воды . Красный фосфор воспламеняется при ударе или трении. Чёрный фосфор малоактивен и с трудом воспламеняется при поджигании. Окисление фосфора обычно сопровождается хемилюминесценцией. При горении фосфора в избытке кислорода образуется P 2 O 5 , при недостатке — в основном Р 2 O 3 . Фосфор образует кислоты: орто- (H 3 PO 4), полифосфорные (H n+2 РО 3n+1), фосфористую (H 3 PO 3), фосфорноватую (H 4 Р 2 О 6), фосфорноватистую (H 3 PO 2), а также надкислоты: надфосфорную (H 4 Р 2 О 8) и мононадфосфорную (H 3 PO 5).
Фосфор непосредственно реагирует со всеми галогенами с выделением большого количества тепла. Известны сульфиды и нитриды фосфора. При температуре 2000°С фосфор взаимодействует с углеродом , образуя карбид (PC 3); при нагревании фосфора с металлами — фосфиды. Белый фосфор и его соединения высокотоксичны, ПДК 0,03 мг/м 3 .
Фосфор в природе
Среднее содержание фосфора в земной коре (кларк) 9,3.10 -2 %, в ультраосновных породах 1,7. 10 -2 %, основных — 1,4.10 -2 %, кислых — 7. 10 -2 %, осадочных — 7,7.10 -2 %. Фосфор участвует в магматических процессах и энергично мигрирует в биосфере . С обоими процессами связаны его крупные накопления, образующие промышленные месторождения апатитов — Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl) и фосфоритов — аморфный Ca 5 (PO 4) 3 (OH, CO 3) с различными примесями. Фосфор исключительно важный биогенный элемент, который накапливается многими организмами. Именно с биогенной миграцией связаны процессы концентрации фосфора в земной коре. Известно свыше 180 минералов , содержащих фосфор.
Получение и применение
В промышленных масштабах фосфор извлекают из природных фосфатов электротермическим восстановлением коксом при температурах 1400-1600°С в присутствии кремнезёма (кварцевого песка); газообразный фосфор после очистки от пыли направляется в конденсационные установки, где под слоем воды собирают жидкий технический белый фосфор. Основная масса производимого фосфора перерабатывается в фосфорную кислоту и получаемые на её основе фосфорные удобрения и технические соли. Широко применяются соли фосфорных кислот — фосфаты, в несколько меньшей степени — фосфиты и гипофосфиты. Белый фосфор используется при изготовлении зажигательных и дымовых снарядов; красный — в спичечном производстве.