Se cree que el fósforo es un mineral que brilla en la oscuridad, que es venenoso e inflamable. Pero esto es sólo una parte de la verdad sobre este sorprendente elemento. El fósforo también puede ser diferente, con propiedades directamente opuestas.
¿Qué es el fósforo rojo?
El fósforo puede existir en varias variedades (formas alotrópicas), que difieren mucho en sus propiedades físicas y químicas. La razón de esto son las diferencias en la estructura. Por ejemplo, la red cristalina del fósforo blanco es molecular y la red cristalina del fósforo rojo es atómica. Gracias a ello, reacciona lentamente con otras sustancias y es estable en el aire en condiciones normales (el fósforo blanco se enciende en el aire). En total, se han encontrado más de veinte modificaciones en el fósforo, cuatro de las cuales son estables (fósforo blanco, rojo, negro y metálico), el resto son inestables.
El fósforo rojo es una sustancia muy interesante, un polímero inorgánico natural de fórmula (P 4)n y una estructura muy compleja de átomos unidos piramidales.
Las propiedades del fósforo rojo dependen en cierta medida de las condiciones de su producción. Al cambiar la temperatura, la luz y los catalizadores, es posible crear tipos de fósforo rojo con propiedades predecibles.
El descubridor del fósforo rojo es el austriaco A. Schrötter, que lo obtuvo calentando una ampolla sellada con fósforo blanco y monóxido de carbono a una temperatura de +500 °C.
Propiedades del fósforo rojo
El fósforo rojo se produce mediante el calentamiento prolongado de fósforo blanco a altas temperaturas (250-300 °C) sin acceso al aire. El color de la sustancia varía del rojo púrpura al violeta.
El fósforo rojo, a diferencia de su “hermano” más famoso, el fósforo blanco, es una sustancia sólida, no luminiscente y prácticamente insoluble en nada (ni en agua, ni en disolventes orgánicos, ni en disulfuro de carbono). No es tóxico, se enciende espontáneamente en el aire solo a una temperatura de +240-260 ° C (de hecho, no es el fósforo rojo el que se enciende, sino sus vapores, que, después de enfriarse, se convierten en fósforo blanco inflamable) .
La densidad del fósforo rojo es mayor que la del fósforo blanco y es igual a 2,0 - 2,4 g/cm3 (dependiendo de la modificación específica).
En el aire, el fósforo rojo absorbe la humedad y se oxida, convirtiéndose en óxido; Al continuar absorbiendo humedad, se convierte en ácido fosfórico espeso (“remojos”). En vista de esto, el reactivo debe sellarse herméticamente, evitando el acceso a la humedad del aire. Cuando se calienta, el fósforo rojo no se derrite, sino que se sublima (se evapora). Después de la condensación, el vapor de la sustancia se convierte en fósforo blanco.
Aplicaciones del fósforo rojo
El fósforo rojo es prácticamente no tóxico y mucho más seguro. 
en funcionamiento y almacenamiento que el fósforo blanco. Por lo tanto, en la producción industrial de fosfuros, fertilizantes que contienen fósforo y diversos derivados del ácido fosfórico, el fósforo rojo se utiliza con mayor frecuencia.
El propio fósforo rojo se utiliza principalmente para fabricar cerillas. Está incluido en la mezcla de “rejilla”, que se aplica a la caja. También se utiliza en lubricantes, composiciones incendiarias, combustibles y en la producción de lámparas incandescentes.
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En una habitación oscura o al aire libre por la noche, pruebe este sencillo experimento. No muy fuerte, para que la cerilla no se encienda, golpéala en la caja de cerillas. Notarás que un rastro brillante de la cerilla será visible en el rallador por un tiempo. Esto brilla con fósforo blanco. Pero cualquiera que recuerde las lecciones de química de la escuela secundaria puede decir: "Disculpe, el fósforo rojo, no blanco, se utiliza en la producción de cerillas". ¡Bien! En el rallador de la caja de cerillas no hay fósforo blanco, hay fósforo rojo que, como resultado de la reacción que se produce entre el fósforo rojo situado en la superficie de la caja de cerillas y la sal de Berthollet contenida en la cabeza de la cerilla, se calienta en este momento. de fricción y se vuelve blanco en una pequeña cantidad.
El fósforo puede existir en varias formas o, como suele decirse, en varias modificaciones.
El fósforo blanco es una sustancia cristalina sólida y, en su forma químicamente pura, los cristales de fósforo blanco son completamente incoloros, transparentes y refractan muy bien la luz. A la luz, rápidamente se vuelven amarillos y pierden su transparencia. Por lo tanto, en condiciones normales, el fósforo tiene un aspecto muy similar a la cera, pero es más pesado (la densidad del fósforo blanco es 1,84). El fósforo es quebradizo con el frío, pero a temperatura ambiente es relativamente blando y se corta fácilmente con un cuchillo. A 44°C el fósforo blanco se funde y a 280,5°C hierve. El fósforo blanco, oxidado por el oxígeno del aire, brilla en la oscuridad y se enciende fácilmente cuando se calienta ligeramente, por ejemplo por fricción.
La temperatura de ignición del fósforo puro y completamente seco es cercana a la temperatura del cuerpo humano. Por lo tanto, se almacena únicamente bajo el agua. Durante la Primera Guerra Mundial, el fósforo blanco se utilizó como material incendiario en proyectiles de artillería, bombas aéreas, granadas y balas.
El fósforo rojo, a diferencia del blanco o amarillo, como a veces se le llama, no es venenoso, no se oxida en el aire, no brilla en la oscuridad, no se disuelve en disulfuro de carbono y se enciende solo a 260 ° C. El fósforo rojo se obtiene a partir del fósforo blanco mediante calentamiento prolongado sin acceso de aire a 250-300°C.
Historia del descubrimiento del fósforo.
El cuadro de Joseph Wright "El alquimista descubriendo el fósforo" supuestamente describe el descubrimiento del fósforo por parte de Hennig Brand
En busca del elixir de la juventud e intentos de obtener oro, el alquimista del siglo XVII Genning Brand, de Hamburgo, intentó fabricar una "piedra filosofal" a partir de orina. Para ello, se evaporó una gran cantidad y el residuo almibarado obtenido tras la evaporación se sometió a una fuerte calcinación en una mezcla con arena y carbón sin acceso de aire.
Como resultado, Brand recibió una sustancia con propiedades extraordinarias: brillaba en la oscuridad; arrojado al agua hirviendo, liberó vapores que se encendieron en el aire, liberando un humo blanco espeso que se disolvió en el agua para formar ácido.
Despertó un enorme interés la nueva sustancia y Brand esperaba obtener grandes beneficios de su descubrimiento: no en vano era un antiguo comerciante de Hamburgo. Manteniendo el método de fabricación en la más estricta confidencialidad, Brand mostró la nueva sustancia a cambio de dinero y la vendió a quienes la querían en pequeñas porciones sólo por oro puro. Después de un tiempo, Brand también vendió el secreto de cómo producir fósforo al químico de Dresde Kraft, quien, como Brand, comenzó a viajar por los palacios de personas influyentes, mostrando fósforo a cambio de dinero, ganando una gran fortuna.
Milagros con el brillo y la ignición del fósforo.
Tras el descubrimiento del fósforo, se volvió a utilizar su capacidad de brillar en la oscuridad, pero con fines diferentes. Esta vez, los representantes de los cultos religiosos comenzaron a comerciar con fósforo. Las recetas para utilizar fósforo eran muy diversas. Por ejemplo, se añadió una pequeña cantidad de fósforo blanco a cera o parafina derretida pero ya espesa. La mezcla resultante se utilizó para moldear lápices, que se utilizaron para escribir en las paredes de iglesias e iconos. Por la noche se podían ver “inscripciones misteriosas”. El fósforo, que se oxida lentamente, se quema y la parafina, que lo protege de la rápida oxidación, aumentó la duración del fenómeno.
El fósforo blanco se disolvió en benceno o disulfuro de carbono. La solución resultante se utilizaba para humedecer las mechas de velas o lámparas. Después de que el solvente se evaporó, el fósforo blanco se encendió y la mecha se encendió. Así se fabricó un “milagro” llamado “autoencendido de velas”.
Fuegos fatuos en pantanos y cementerios
Uno de los compuestos de fósforo interesantes es el gas fosfina, cuya peculiaridad es que es muy inflamable en el aire. Esta propiedad de la fosfina explica la aparición de pantanos, fuegos fatuos o luces de tumbas. Realmente hay incendios en pantanos y tumbas recientes. Esto no es fantasía ni ficción. En las noches cálidas y oscuras, a veces se observan luces azuladas pálidas y ligeramente parpadeantes en tumbas recientes. Es la fosfina la que “quema”. La fosfina se forma durante la descomposición de organismos vegetales y animales muertos.
El fósforo es un elemento químico bastante común en nuestro planeta. Su nombre se traduce como "luminífero" porque en su forma pura brilla intensamente en la oscuridad. Este elemento fue descubierto completamente por accidente, por el alquimista Henning Brand, cuando intentaba extraer oro de la orina. Así, el fósforo se convirtió en el primer elemento que los alquimistas pudieron obtener mediante sus experimentos.
Características del fósforo
Es químicamente muy activo, por lo que en la naturaleza solo se puede encontrar en forma de minerales, compuestos con otros elementos, de los cuales existen 190 especies. El compuesto más importante es el fosfato de calcio. Actualmente se conocen muchas variedades de apatitas, la más común de las cuales es la fluorapatita. Las rocas sedimentarias (fosforitas) se componen de varios tipos de apatitas.
El fósforo es muy importante para los organismos vivos, ya que forma parte de las proteínas tanto vegetales como animales en forma de diversos compuestos.
En las plantas, este elemento se encuentra principalmente en las proteínas de las semillas y en los organismos animales: en diversas proteínas de la sangre, la leche, las células cerebrales y se encuentran grandes cantidades de fósforo en forma de fosfato de calcio en los huesos de los vertebrados.
El fósforo existe en tres modificaciones alotrópicas: fósforo blanco, rojo y negro. Echemos un vistazo más de cerca.
El fósforo blanco se puede obtener enfriando rápidamente su vapor. Entonces se forma una sustancia cristalina sólida, que en su forma pura es absolutamente incolora y transparente. El fósforo blanco que se vende suele tener un color ligeramente amarillento y su apariencia se parece mucho a la cera. En el frío, esta sustancia se vuelve quebradiza y a temperaturas superiores a los 15 grados se vuelve blanda y se puede cortar fácilmente con un cuchillo.
El fósforo blanco no se disuelve en agua, pero responde bien a los disolventes orgánicos. En el aire se oxida muy rápidamente (empieza a arder) y al mismo tiempo brilla en la oscuridad. En realidad, las ideas sobre una sustancia luminosa y las historias de detectives al respecto están asociadas específicamente con el fósforo blanco. Es un veneno fuerte que resulta letal incluso en pequeñas dosis.
El fósforo rojo es un sólido de color rojo oscuro cuyas propiedades son sorprendentemente diferentes de las descritas anteriormente. Se oxida muy lentamente en el aire, no brilla en la oscuridad, se ilumina sólo cuando se calienta, no se puede disolver en disolventes orgánicos y no es venenoso. Con un fuerte calentamiento, en el que no hay acceso al aire, sin derretirse, se convierte en vapor, del cual, cuando se enfría, se obtiene fósforo blanco. Cuando ambos elementos se queman se forma óxido de fósforo, lo que demuestra la presencia del mismo elemento en su composición. En otras palabras, están formados por un elemento, el fósforo, y son sus modificaciones alotrópicas.
El fósforo negro se obtiene a partir del fósforo blanco a 200 grados centígrados y a alta presión. Tiene una estructura en capas, un brillo metálico y su apariencia es similar al grafito. De todos los tipos sólidos de esta sustancia, es el menos activo.
Fósforo- elemento del 3er período y grupo VA de la Tabla Periódica, número de serie 15. Fórmula electrónica del átomo [ 10 Ne]3s 2 3p 3, estado de oxidación estable en compuestos +V.
Escala del estado de oxidación del fósforo:
La electronegatividad del fósforo (2.32) es significativamente menor que la de los no metales típicos y ligeramente mayor que la del hidrógeno. Forma varios ácidos, sales y compuestos binarios que contienen oxígeno, exhibe propiedades no metálicas (ácidas). La mayoría de los fosfatos son insolubles en agua.
En naturaleza - decimotercero Elemento por abundancia química (sexto entre los no metales), que se encuentra sólo en una forma químicamente ligada. Elemento vital.
La falta de fósforo en el suelo se compensa con la introducción de fertilizantes que contienen fósforo, principalmente superfosfatos.
Modificaciones alotrópicas del fósforo.
Fósforo rojo y blanco P. Se conocen varias formas alotrópicas de fósforo en forma libre, siendo las principales fósforo blanco R 4 y fósforo rojo Pn. En las ecuaciones de reacción, las formas alotrópicas se representan como P (rojo) y P (blanco).
El fósforo rojo está formado por moléculas de polímero Pn de diferentes longitudes. Amorfo, a temperatura ambiente se transforma lentamente en fósforo blanco. Cuando se calienta a 416 °C, se sublima (cuando el vapor se enfría, el fósforo blanco se condensa). Insoluble en disolventes orgánicos. La actividad química es menor que la del fósforo blanco. En el aire sólo se enciende cuando se calienta.
Se utiliza como reactivo (más seguro que el fósforo blanco) en síntesis inorgánica, como relleno para lámparas incandescentes y como componente del lubricante para cajas en la fabricación de cerillas. No venenoso.
El fósforo blanco está formado por moléculas P4. Suave como cera (cortada con cuchillo). Se funde y hierve sin descomponerse (fundir 44,14 °C, hervir 287,3 °C, p 1,82 g/cm3). Se oxida en el aire (brilla en verde en la oscuridad), con una masa grande es posible la autoignición. En condiciones especiales se convierte en fósforo rojo. Bien soluble en benceno, éteres, disulfuro de carbono. No reacciona con el agua, almacenado bajo una capa de agua. Extremadamente químicamente activo. Presenta propiedades redox. Restaura metales nobles a partir de soluciones de sus sales.
Se utiliza en la producción de H 3 P0 4 y fósforo rojo, como reactivo en síntesis orgánicas, desoxidante de aleaciones y agente incendiario. El fósforo ardiendo debe apagarse con arena (¡pero no con agua!). Extremadamente venenoso.
Ecuaciones de las reacciones más importantes del fósforo: 
Producción de fósforo en la industria.
- reducción de fosforita con coque caliente (se añade arena para unir el calcio):
Ca 3 (PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2 R+ 5СО (1000 °С)
Se enfría el vapor de fósforo y se obtiene fósforo blanco sólido.
El fósforo rojo se prepara a partir de fósforo blanco (ver arriba), dependiendo de las condiciones, el grado de polimerización n (P n) puede ser diferente.
Compuestos de fósforo
Fosfina PH 3. Compuesto binario, el estado de oxidación del fósforo es III. Gas incoloro de olor desagradable. La molécula tiene la estructura de un tetraedro incompleto [: P(H) 3 ] (hibridación sp 3). Ligeramente soluble en agua, no reacciona con ella (a diferencia del NH 3). Un agente reductor fuerte, arde en el aire y se oxida a HNO 3 (conc.). Se adjunta HI. Utilizado para la síntesis de compuestos organofosforados. Altamente venenoso.
Ecuaciones de las reacciones más importantes de la fosfina:
Obtención de fosfina en laboratorios:
Casp2 + 6HCl (dil.) = 3CaCl + 2 RNZ
Óxido de fósforo (V) P 2 O 5. Óxido ácido. Blanco, térmicamente estable. En los estados sólido y gaseoso, el dímero P 4 O 10 tiene una estructura de cuatro tetraedros conectados a lo largo de tres vértices (P - O-P). A temperaturas muy altas se monomeriza a P 2 O 5 . También existe un polímero vítreo (P 2 0 5) n, extremadamente higroscópico, reacciona vigorosamente con agua y álcalis. Restaurado con fósforo blanco. Elimina el agua de los ácidos que contienen oxígeno.
Se utiliza como agente deshidratante muy eficaz para secar mezclas de sólidos, líquidos y gases, reactivo en la producción de vidrios de fosfato y catalizador para la polimerización de alquenos. Venenoso.
Ecuaciones para las reacciones más importantes del óxido de fósforo +5:
Recibo: quemar fósforo en exceso de aire seco.
Ácido ortofosfórico H 3 P0 4. Oxoácido. Sustancia blanca, higroscópica, producto final de la interacción del P 2 O 5 con agua. La molécula tiene la estructura de un tetraedro distorsionado [P(O)(OH) 3 ] (sp 3 -hibridisadio), contiene enlaces σ covalentes P - OH y enlaces σ, π P=O. Se derrite sin descomposición y se descompone al calentarlo más. Es muy soluble en agua (548 g/100 g H 2 0). Un ácido débil en solución, se neutraliza con álcalis y no completamente con hidrato de amoníaco. Reacciona con metales típicos. Entra en reacciones de intercambio iónico.
Una reacción cualitativa es la precipitación de un precipitado amarillo de ortofosfato de plata (I). Se utiliza en la producción de fertilizantes minerales, para la clarificación de sacarosa, como catalizador en síntesis orgánica y como componente de recubrimientos anticorrosivos sobre hierro fundido y acero.
Ecuaciones de las reacciones más importantes del ácido ortofosfórico:
Producción de ácido fosfórico en la industria:
Roca fosfórica hirviendo en ácido sulfúrico:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (conc.) = 2 H3PO4+ 3CaSO4
Ortofosfato de sodio Na 3 PO 4. Oxosol. Blanco, higroscópico. Se funde sin descomposición, térmicamente estable. Es altamente soluble en agua, se hidroliza en el anión y crea un ambiente altamente alcalino en solución. Reacciona en solución con zinc y aluminio.
Entra en reacciones de intercambio iónico.
Reacción cualitativa al ion PO 4 3-
— formación de un precipitado amarillo de ortofosfato de plata(I).
Se utiliza para eliminar la dureza “permanente” del agua dulce, como componente de detergentes y fotoreveladores, y reactivo en la síntesis de caucho. Ecuaciones de las reacciones más importantes:
Recibo: Neutralización completa del H 3 P0 4 con hidróxido de sodio o según la reacción:
Hidrógenofosfato de sodio Na 2 HPO 4. Sal oxo ácida. De color blanco, se descompone sin fundirse cuando se calienta moderadamente. Es muy soluble en agua y se hidroliza en el anión. Reacciona con H 3 P0 4 (conc.), neutralizado por álcalis. Entra en reacciones de intercambio iónico.
Reacción cualitativa al ion HPO 4 2-.— formación de un precipitado amarillo de ortofosfato de plata (I).
Se utiliza como emulsionante para la condensación de leche de vaca, componente de pasteurizadores de alimentos y fotoblanqueadores.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:
Recibo: neutralización incompleta de H 3 P0 4 con hidróxido de sodio en una solución diluida:
2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
Ortofosfato dihidrógeno de sodio NaH 2 PO 4. Sal oxo ácida. Blanco, higroscópico. Cuando se calienta moderadamente, se descompone sin fundirse. Es muy soluble en agua, el anión H 2 P0 4 sufre una disociación reversible. Neutralizado por álcalis. Entra en reacciones de intercambio iónico.
Reacción cualitativa al ion H 2 P0 4 - formación de un precipitado amarillo de ortofosfato de plata (1).
Se utiliza en la producción de vidrio, para proteger el acero y el hierro fundido de la corrosión y como ablandador de agua.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:
Recibo: Neutralización incompleta de H 3 PO 4 con hidróxido de sodio:
H3PO4 (conc.) + NaOH (diluido) = NaH2PO4+ H2O
Ortofosfato de calcio Ca 3(PO 4)2—Oxosol. Blanco, refractario, térmicamente estable. Insoluble en agua. Se descompone con ácidos concentrados. Restaurado por coque durante la fusión. El componente principal de los minerales de fosforita (apatita, etc.).
Se utiliza para obtener fósforo en la producción de fertilizantes fosfatados (superfosfatos), cerámica y vidrio, el polvo precipitado se utiliza como componente de pastas dentales y estabilizador de polímeros.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:
Fertilizantes de fósforo
La mezcla de Ca(H 2 P0 4) 2 y CaS0 4 se llama superfosfato simple, Ca(H 2 P0 4) 2 con una mezcla de CaНР0 4 - superfosfato doble, las plantas los absorben fácilmente cuando se alimentan.
Los fertilizantes más valiosos son amofos(contienen nitrógeno y fósforo), son una mezcla de sales ácidas de amonio NH 4 H 2 PO 4 y (NH 4) 2 HPO 4.
Cloruro de fósforo (V) PCI5. Conexión binaria. Blanco, volátil, térmicamente inestable. La molécula tiene la estructura de una bipirámide trigonal (hibridación sp 3 d). En estado sólido, el dímero P 2 Cl 10 con estructura iónica PCl 4 + [PCl 6 ] - . “Humo” en aire húmedo. Muy reactivo, completamente hidrolizado por agua, reacciona con álcalis. Restaurado con fósforo blanco. Se utiliza como agente de cloro en síntesis orgánica. Venenoso.
Ecuaciones de las reacciones más importantes:
Recibo: cloración del fósforo.
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| Imagen espacial de parte de la red cristalina de arsénico. Cada átomo de la capa plegada está conectado mediante enlaces simples a otros tres átomos. |
El fósforo blanco provoca quemaduras dolorosas y difíciles de curar. El fósforo rojo sólo se puede convertir en blanco mediante sublimación. El fósforo rojo no se disuelve de manera significativa en ninguno de los disolventes.
El fósforo blanco brilla en el aire en la oscuridad, tiene la capacidad de encenderse espontáneamente y es muy venenoso. Pero si lo calientas sin acceso al aire casi hasta que hierva, se forma una sustancia rojo violeta que no es venenosa, no se enciende en el aire y no brilla en la oscuridad. Ambas sustancias (fósforo blanco y fósforo rojo) están formadas por los mismos átomos, del mismo elemento químico: el fósforo. La prueba es que la combustión de oxígeno produce la misma sustancia: anhídrido de fósforo.
El fósforo blanco se separa mediante extracción con benceno, el ácido fosforoso se oxida a ácido fosforoso con un exceso de dicromato, luego el flúor se destila con vapor durante 3 a 3 5 horas y se determina fotométricamente debilitando el color del complejo de aluminio con arsenazo. .
El fósforo blanco se funde a 44 1 C, hierve a 275 C; a 15 C se vuelve suave como la cera. Es prácticamente insoluble en agua, soluble en disolventes orgánicos.
El fósforo blanco es muy activo químicamente: se enciende espontáneamente en una capa delgada a temperaturas normales, en pedazos se enciende por encima de 50 C, por lo que se almacena bajo el agua.
El fósforo blanco y el azufre reaccionan cuando se calientan y forman un compuesto, el PiSs, que se utiliza en la producción de cerillas. La molécula de este compuesto, como lo demuestran los estudios de rayos X, tiene un eje de simetría de tercer orden, y el bajo valor del calor de formación (próximo a cero) muestra que los átomos en este caso tienen sus covalencias normales.
El fósforo blanco tiene usos muy limitados: se utiliza para llenar proyectiles incendiarios, proyectiles de artillería y granadas de mano, que crean cortinas de humo cuando explotan. A partir de él se elaboran compuestos que brillan en la oscuridad.
El fósforo blanco supera a todos los generadores de humo conocidos en su capacidad de enmascaramiento. El humo no es venenoso y no daña los uniformes ni el equipo. El fósforo rojo tiene menos capacidad de enmascaramiento.
El fósforo blanco es una sustancia sólida, blanda como la cera, tiene olor a ajo, es insoluble en agua, pero se disuelve bien en disulfuro de carbono (CS2) y es extremadamente tóxico.
El fósforo blanco, como sustancia altamente inflamable, puede utilizarse en la guerra para la fabricación de bombas incendiarias, artillería y granadas de mortero y bombas de humo.