Za fosfor velja, da je mineral, ki se sveti v temi, strupen in vnetljiv. Toda to je le del resnice o tem neverjetnem elementu. Fosfor je lahko tudi drugačen, z neposredno nasprotnimi lastnostmi.
Kaj je rdeči fosfor?
Fosfor lahko obstaja v več različicah (alotropnih oblikah), ki se po svojih fizikalnih in kemijskih lastnostih zelo razlikujejo. Razlog za to je razlika v strukturi. Na primer, kristalna mreža belega fosforja je molekularna, mreža rdečega fosforja pa je atomska. Zahvaljujoč njemu počasi reagira z drugimi snovmi, v normalnih pogojih je stabilen na zraku (beli fosfor se na zraku vname). Skupno je bilo v fosforju najdenih več kot dvajset modifikacij, od katerih so štiri stabilne (beli, rdeči, črni in kovinski fosfor), ostale so nestabilne.
Rdeči fosfor je zelo zanimiva snov, naravni anorganski polimer s formulo (P 4) n in zelo kompleksno strukturo piramidno vezanih atomov.
Lastnosti rdečega fosforja so do neke mere odvisne od pogojev za njegovo proizvodnjo. S spreminjanjem temperature, svetlobe in katalizatorjev je mogoče ustvariti vrste rdečega fosforja s predvidljivimi lastnostmi.
Odkritelj rdečega fosforja je Avstrijec A. Schroetter, ki ga je pridobil s segrevanjem zaprte ampule z belim fosforjem in ogljikovim monoksidom pri temperaturi +500 °C.
Lastnosti rdečega fosforja
Rdeči fosfor se pridobiva s podaljšanim segrevanjem belega fosforja pri visokih temperaturah (250-300 ° C) brez zraka. Barva snovi se spreminja od vijolično rdeče do vijolične.
Rdeči fosfor je za razliko od svojega bolj znanega "brata", belega fosforja, trdna snov, ne sveti, je praktično netopen v ničemer (niti v vodi, niti v organskih topilih, niti v ogljikovem disulfidu). Ni strupen, spontano se vžge v zraku le pri temperaturi + 240-260 ° C (pravzaprav se ne vžge sam rdeči fosfor, temveč njegovi hlapi, ki se po ohlajanju spremenijo v bel vnetljiv fosfor).
Gostota rdečega fosforja je višja od gostote belega in je enaka 2,0 - 2,4 g / cm3 (odvisno od specifične modifikacije).
V zraku rdeči fosfor absorbira vlago, oksidira in se spremeni v oksid; še naprej absorbira vlago, se spremeni v gosto fosforno kislino ("namoči"). Glede na to mora biti reagent hermetično zaprt, tako da je onemogočen dostop vlage iz zraka. Pri segrevanju se rdeči fosfor ne stopi, ampak sublimira (izhlapi). Po kondenzaciji se hlapi snovi spremenijo v beli fosfor.
Uporaba rdečega fosforja
Rdeči fosfor je praktično nestrupen in veliko varnejši 
pri delovanju in skladiščenju kot beli fosfor. Zato se v industrijski proizvodnji fosfidov, gnojil, ki vsebujejo fosfor, in različnih derivatov fosforne kisline najpogosteje uporablja rdeči fosfor.
Sam rdeči fosfor se v glavnem uporablja za izdelavo vžigalic. Vključen je v mešanico "strgalnik", ki se nanese na škatle. Uporablja se tudi v mazivih, zažigalnih sestavkih, gorivih in pri proizvodnji žarnic z žarilno nitko.
Ne veste kje kupiti rdeči fosfor?
Rdeči fosfor in razne druge kemikalije lahko kupite v eni največjih trgovin z laboratorijsko opremo PrimeChemicalsGroup. Imamo dostopne cene in priročno dostavo v Moskvi in regiji, usposobljeni menedžerji pa vam bodo pomagali pri izbiri.
V temnem prostoru ali zunaj ponoči poskusite to preprosto izkušnjo. Ne zelo močno, da se vžigalica ne vname, z njo udarite po škatlici vžigalic. Opazili boste, da bo na strgalniku nekaj časa vidna svetleča pot od vžigalice. Sveti z belim fosforjem. Toda kdor se spomni srednješolskih lekcij kemije, lahko reče: "Oprostite, pri proizvodnji vžigalic se uporablja rdeči fosfor, ne beli." Prav! V strgalniku škatlice za vžigalice ni belega fosforja, je rdeči, ki se zaradi reakcije, ki nastane med rdečim fosforjem, ki se nahaja na površini škatlice za vžigalice, in bertholletovo soljo v glavi vžigalice segreje v trenutku trenja in se v majhni količini spremeni v belo.
Fosfor lahko obstaja v več oblikah ali, kot pravijo, v več modifikacijah.
Beli fosfor je trdna kristalna snov, v svoji kemični čisti obliki pa so kristali belega fosforja popolnoma brezbarvni, prozorni in zelo dobro lomijo svetlobo. Na svetlobi hitro porumenijo in izgubijo prosojnost. Zato je fosfor v normalnih pogojih videti zelo podoben vosku, vendar težji od njega (gostota belega fosforja je 1,84). V mrazu je fosfor krhek, pri sobni temperaturi pa razmeroma mehak in ga zlahka režemo z nožem. Pri 44°C se beli fosfor tali, pri 280,5°C pa zavre. Beli fosfor, oksidiran z atmosferskim kisikom, sveti v temi in se zlahka vname, ko se rahlo segreje, na primer zaradi trenja.
Temperatura vžiga popolnoma suhega in čistega fosforja je blizu temperature človeškega telesa. Zato je shranjen le pod vodo. Med prvo svetovno vojno je bil beli fosfor uporabljen kot zažigalni material v topniških granatah, letalskih bombah, granatah in nabojih.
Rdeči fosfor, v nasprotju z belim ali rumenim, kot ga včasih imenujejo, ni strupen, ne oksidira na zraku, ne sveti v temi, se ne raztopi v ogljikovem disulfidu in zasveti le pri 260 ° C. Rdeči fosfor dobimo iz belega z dolgotrajnim segrevanjem brez zraka pri 250-300°C.
Zgodovina odkritja fosforja
Slika Josepha Wrighta Alkimist odkriva fosfor, ki naj bi opisovala odkritje fosforja Henniga Branda
V iskanju eliksirja mladosti in poskusih pridobivanja zlata je alkimist Genning Brand iz Hamburga iz 17. stoletja poskušal iz urina izdelati »filozofski kamen«. V ta namen ga je veliko količino uparil in sirupasti ostanek, dobljen po uparjenju, močno žgal v mešanici s peskom in ogljem brez dostopa zraka.
Kot rezultat je Brand prejel snov z izjemnimi lastnostmi: svetila je v temi; vržen v vrelo vodo, je sproščal hlape, ki so se v zraku vžgali ob sproščanju gostega belega dima, ki se je raztopil v vodi in tvoril kislino.
Zanimanje za novo snov je bilo ogromno in Brand je upal, da bo s svojim odkritjem pošteno zaslužil: ni bil zaman, da je bil v preteklosti hamburški trgovec. Ob ohranjanju proizvodne metode v najstrožji tajnosti je Brand pokazal novo snov za denar in jo prodal tistim, ki so želeli, v majhnih količinah samo za čisto zlato. Čez nekaj časa je Brand prodal tudi skrivnost izdelave fosforja dresdenskemu kemiku Kraftu, ki je tako kot Brand začel potovati v palače vplivnih ljudi, razkazovati fosfor za denar in tako zaslužiti ogromno bogastvo.
Čudeži s sijem in vžigom fosforja
Po odkritju fosforja so ponovno uporabili njegovo sposobnost svetenja v temi, vendar za druge namene. Tokrat so predstavniki verskih kultov začeli trgovati s fosforjem. Recepti za uporabo fosforja so bili zelo raznoliki. Stopljenemu, a že zgoščenemu vosku ali parafinu so na primer dodali majhno količino belega fosforja. Iz nastale mešanice so oblikovali svinčnike, s katerimi so naredili napise na stenah templjev in ikon. Ponoči so bili vidni »skrivnostni napisi«. Fosfor, ki počasi oksidira, žari, in parafin, ki ga ščiti pred hitro oksidacijo, sta podaljšala trajanje pojava.
Beli fosfor, raztopljen v benzenu ali ogljikovem disulfidu. Z nastalo raztopino smo navlažili stenje sveč ali svetilk. Ko je topilo izhlapelo, se je vnel beli fosfor, iz njega pa se je vžgal stenj. Tako je nastal »čudež«, imenovan »samovžig sveč«.
Tavajoče luči po močvirjih in pokopališčih
Ena izmed zanimivih spojin fosforja je plinasti fosfin, katerega posebnost je, da je na zraku lahko vnetljiv. Ta lastnost fosfina pojasnjuje videz močvirskih, tavajočih ali nagrobnih luči. Res so ognji v močvirjih in svežih grobovih. To ni fantazija ali fikcija. V toplih temnih nočeh je na svežih grobovih včasih opaziti bledo modrikaste, rahlo utripajoče luči. To "seži" fosfin. Fosfin nastaja med razpadom odmrlih rastlinskih in živalskih organizmov.
Fosfor je dokaj pogost kemični element na našem planetu. Njegovo ime v prevodu pomeni "svetlobno", ker v svoji čisti obliki močno sveti v temi. Ta element je povsem po naključju odkril alkimist Henning Brand, ko je poskušal iz urina pridobiti zlato. Tako je fosfor postal prvi element, ki so ga alkimisti lahko pridobili s svojimi poskusi.
Lastnosti fosforja
Kemično je zelo aktiven, zato ga v naravi najdemo le v obliki mineralov - spojin z drugimi elementi, ki jih je 190 vrst. Najpomembnejša spojina je kalcijev fosfat.Zdaj je znanih veliko vrst apatita, med katerimi je najpogostejši fluorapatit. Sedimentne kamnine - fosforiti - so sestavljene iz različnih vrst apatitov.
Za žive organizme je fosfor zelo pomemben, saj je del rastlinskih in živalskih beljakovin v obliki različnih spojin.
V rastlinah se ta element nahaja predvsem v beljakovinah semena, v živalskih organizmih pa v različnih beljakovinah krvi, mleka, možganskih celic, velika količina fosforja pa se nahaja v obliki kalcijevega fosfata v kosteh. vretenčarji.
Fosfor obstaja v treh alotropskih modifikacijah: beli fosfor, rdeči in črni. Oglejmo si jih podrobneje.
Beli fosfor je mogoče dobiti s hitrim ohlajanjem njegove pare. Nato nastane trdna kristalna snov, ki je v svoji čisti obliki popolnoma brezbarvna in prozorna. Komercialno dostopen beli fosfor je običajno rahlo rumenkaste barve in zelo voskastega videza. Na mrazu ta snov postane krhka, pri temperaturah nad 15 stopinj pa postane mehka in jo je mogoče zlahka rezati z nožem.
Beli fosfor se ne topi v vodi, vendar se dobro poda organskim topilom. Na zraku zelo hitro oksidira (začne goreti) in se hkrati sveti v temi. Pravzaprav so ideje o svetleči snovi in detektivske zgodbe o njej povezane prav z belim fosforjem. Je močan strup, ki je smrtonosen že v majhnih odmerkih.
Rdeči fosfor je temno rdeča trdna snov, ki se po lastnostih razlikuje od zgoraj opisanih. Na zraku zelo počasi oksidira, v temi se ne sveti, zasveti le pri segrevanju, ni topen v organskih topilih in ni strupen. Z močnim segrevanjem, pri katerem ni dostopa zraka, se brez taljenja spremeni v paro, iz katere se pri ohlajanju dobi beli fosfor. Pri gorenju obeh elementov nastane fosforjev oksid, kar dokazuje prisotnost istega elementa v njuni sestavi. Z drugimi besedami, tvori jih en element - fosfor - in so njegove alotropske modifikacije.
Črni fosfor pridobivajo iz belega pri 200 stopinjah Celzija pod visokim pritiskom. Ima slojevito strukturo, kovinski lesk in je videti kot grafit. Od vseh trdnih vrst te snovi je najmanj aktivna.
fosfor- element 3. obdobja in VA-skupine periodnega sistema, zaporedna številka 15. Elektronska formula atoma je [ 10 Ne] 3s 2 3p 3, stabilno oksidacijsko stanje v spojinah + V.
Lestvica stopnje oksidacije fosforja:
Elektronegativnost fosforja (2,32) je veliko nižja kot pri tipičnih nekovinah in nekoliko višja kot pri vodiku. Tvori različne kisline, ki vsebujejo kisik, soli in binarne spojine, kaže nekovinske (kisle) lastnosti. Večina fosfatov je netopnih v vodi.
V naravi - trinajsti po kemijski razširjenosti se element (šesti med nekovinami) nahaja le v kemijsko vezani obliki. Pomemben element.
Pomanjkanje fosforja v tleh se dopolni z vnosom fosfatnih gnojil - predvsem superfosfatov.
Alotropne modifikacije fosforja
Rdeči in beli fosfor R. Znanih je več alotropnih oblik fosforja v prosti obliki, glavne so beli fosfor R 4 in rdeči fosfor P n. V reakcijskih enačbah so alotropne oblike predstavljene kot P (rdeča) in P (bela).
Rdeči fosfor je sestavljen iz polimernih molekul P n različnih dolžin. Amorfen, pri sobni temperaturi počasi prehaja v beli fosfor. Ko se segreje na 416 ° C, sublimira (ko se para ohladi, beli fosfor kondenzira). Netopen v organskih topilih. Kemična aktivnost je nižja kot pri belem fosforju. Na zraku se vname le pri segrevanju.
Uporablja se kot reagent (varnejši od belega fosforja) v anorganski sintezi, polnilo za žarnice z žarilno nitko, sestavina širjenja škatle pri izdelavi vžigalic. Ni strupeno.
Beli fosfor je sestavljen iz molekul P4. Mehak kot vosek (rezan z nožem). Tali in vre brez razgradnje (t pl 44,14 ° C, t bp 287,3 ° C, p 1,82 g / cm 3). Na zraku oksidira (zeleno sveti v temi), pri veliki masi je možen samovžig. Pod posebnimi pogoji se pretvori v rdeči fosfor. Dobro raztopimo v benzenu, etrih, ogljikovem disulfidu. Ne reagira z vodo, shranjen pod plastjo vode. Izjemno reaktiven. Kaže redoks lastnosti. Obnavlja plemenite kovine iz raztopin njihovih soli.
Uporablja se pri proizvodnji H 3 P0 4 in rdečega fosforja, kot reagent v organski sintezi, dezoksidator zlitin in vžigalno sredstvo. Goreči fosfor gasimo s peskom (vendar ne z vodo!). Izredno strupeno.
Enačbe najpomembnejših reakcij fosforja: 
Proizvodnja fosforja v industriji
- redukcija fosforita z vročim koksom (dodan je pesek za vezavo kalcija):
Ca 3 (PO4) 2 + 5C + 3SiO2 \u003d 3CaSiO3 + 2 R+ 5СО (1000 °С)
Fosforjeve pare ohladimo in dobimo trden bel fosfor.
Rdeči fosfor je pripravljen iz belega fosforja (glej zgoraj), odvisno od pogojev je lahko stopnja polimerizacije n (P n) drugačna.
Fosforjeve spojine
Fosfin RN 3. Binarna spojina, oksidacijsko stanje fosforja je - III. Brezbarven plin z neprijetnim vonjem. Molekula ima strukturo nepopolnega tetraedra [: P(H) 3 ] (sp 3 hibridizacija). Rahlo topen v vodi, z njo ne reagira (za razliko od NH 3). Močno redukcijsko sredstvo, gori na zraku, oksidira v HNO 3 (konc.). Prilaga HI. Uporablja se za sintezo organofosfornih spojin. Močno strupeno.
Enačbe najpomembnejših reakcij fosfina:
Vnos fosfina laboratorijih:
СazP2 + 6НCl (razb.) = ЗСаСl + 2 RNz
Fosforjev (V) oksid P 2 O 5. Kislinski oksid. Bela, termično stabilna. V trdnem in plinastem stanju ima dimer P 4 O 10 strukturo štirih tetraedrov, povezanih v treh ogliščih (P - O-P). Pri zelo visokih temperaturah monomerizira v P 2 O 5 . Obstaja tudi steklast polimer (P 2 0 5) str Izjemno higroskopičen, močno reagira z vodo, alkalijami. Obnovljen z belim fosforjem. Jemlje vodo iz kislin, ki vsebujejo kisik.
Uporablja se kot zelo učinkovito dehidracijsko sredstvo za sušenje trdnih snovi, tekočin in plinskih mešanic, reagent pri proizvodnji fosfatnih stekel in katalizator za polimerizacijo alkenov. Strupeno.
Enačbe najpomembnejših reakcij fosforjevega oksida +5:
Prejem: izgorevanje fosforja v presežku suhega zraka.
Ortofosforna kislina H 3 P0 4. Oksokislina. Bela snov, higroskopna, končni produkt interakcije P 2 O 5 z vodo. Molekula ima strukturo popačenega tetraedra [Р(O)(OH) 3 ] (sp 3 -hybridisadium), vsebuje kovalentne σ-vezi P-OH in σ, π-vez P=O. Topi se brez razgradnje, pri nadaljnjem segrevanju razpade. Dobro se topi v vodi (548 g/100 g H 2 O). Šibka kislina v raztopini, nevtralizirana z alkalijami, ne popolnoma z amonijevim hidratom. Reagira s tipičnimi kovinami. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.
Kvalitativna reakcija je izločanje rumene oborine srebrovega (I) ortofosfata. Uporablja se pri proizvodnji mineralnih gnojil, za bistrenje saharoze, kot katalizator v organski sintezi, kot sestavina protikorozijskih premazov na litem železu in jeklu.
Enačbe najpomembnejših reakcij fosforne kisline:
Pridobivanje fosforne kisline v industriji:
vrela fosfatna kamnina v žveplovi kislini:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (konc.) = 2 H3PO4+ 3CaSO4
Natrijev ortofosfat Na3PO4. Oksosol. Bela, higroskopska. Topi se brez razgradnje, termično stabilen. Dobro se raztopi v vodi, hidrolizira na anion, v raztopini ustvari močno alkalno okolje. V raztopini reagira s cinkom in aluminijem.
Vstopi v reakcije ionske izmenjave.
Kvalitativna reakcija na PO 4 3- ion
— tvorba rumene oborine srebrovega(I) ortofosfata.
Uporablja se za odpravo "trajne" trdote sladke vode, kot sestavina detergentov in fotorazvijalcev, reagent pri sintezi kavčuka. Enačbe najpomembnejših reakcij:
Prejem: popolna nevtralizacija H 3 P0 4 z natrijevim hidroksidom ali po reakciji:
Natrijev hidrogenortofosfat Na 2 HPO 4. Kisla oksosol. Bela, z zmernim segrevanjem razpade brez taljenja. Dobro se raztopi v vodi, hidrolizira se na anion. Reagira s H 3 P0 4 (konc.), nevtraliziran z alkalijami. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.
Kvalitativna reakcija na HPO 4 2- ion- tvorba rumene oborine srebrovega (I) ortofosfata.
Uporablja se kot emulgator pri zgoščevanju kravjega mleka, sestavina pasterizatorjev hrane in fotobelil.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
potrdilo o prejemu: nepopolna nevtralizacija H 3 P0 4 z natrijevim hidroksidom v razredčeni raztopini:
2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
Natrijev dihidroortofosfat NaH 2 PO 4. Kisla oksosol. Bela, higroskopska. Pri zmernem segrevanju razpade brez taljenja. Dobro raztopimo v vodi, anion Н 2 Р0 4 je izpostavljen reverzibilni disociaciji. Nevtralizirano z alkalijami. Vstopi v reakcije ionske izmenjave.
Kvalitativna reakcija na ion H 2 P0 4 - nastanek rumene oborine srebrovega(1) ortofosfata.
Uporablja se pri proizvodnji stekla, za zaščito jekla in litega železa pred korozijo, kot mehčalec vode.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
Prejem: nepopolna nevtralizacija H 3 PO 4 s kavstično sodo:
H3PO4 (konc.) + NaOH (razb.) = NaH2PO4+ H2O
Kalcijev ortofosfat Ca 3 (PO 4) 2— Oksosol. Bela, ognjevzdržna, termično stabilna. Netopen v vodi. Razgradijo ga koncentrirane kisline. Obnovljen s koksom med fuzijo. Glavna sestavina fosforitnih rud (apatiti itd.).
Uporablja se za pridobivanje fosforja, pri proizvodnji fosfatnih gnojil (superfosfatov), keramike in stekla, oborjeni prah se uporablja kot sestavina zobnih past in polimerni stabilizator.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
Fosfatna gnojila
Mešanica Ca (H 2 P0 4) 2 in CaS0 4 se imenuje preprost superfosfat, Ca (H 2 P0 4) 2 s primesjo CaHP0 4 - dvojni superfosfat, jih rastline med hranjenjem zlahka absorbirajo.
Najbolj dragocena gnojila - amofos(vsebujejo dušik in fosfor) so zmes amonijevih kislinskih soli NH 4 H 2 PO 4 in (NH 4) 2 HPO 4 .
Fosforjev (V) klorid PCI5. binarna povezava. Bela, hlapna, termično nestabilna. Molekula ima zgradbo trigonalne bipiramide (sp 3 d-hibridizacija). V trdnem stanju je dimer P 2 Cl 10 z ionsko strukturo PCl 4 + [PCl 6 ] - . "Dim" v vlažnem zraku. Zelo reaktiven, popolnoma hidroliziran z vodo, reagira z alkalijami. Obnovljen z belim fosforjem. Uporablja se kot sredstvo za klor v organski sintezi. Strupeno.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
Prejem: kloriranje fosforja.
stran 1
| Prostorska slika dela kristalne mreže arzena. Vsak atom v prepognjeni plasti je enojno vezan na tri druge atome. |
Beli fosfor povzroča boleče in težko zaceljive opekline. Rdeči fosfor je mogoče spremeniti v belega samo s sublimacijo. Rdeči fosfor se v nobenem topilu ne raztopi v večji meri.
Beli fosfor se sveti v zraku v temi, ima sposobnost spontanega vžiga in je zelo strupen. Če pa ga segrejete brez dostopa do zraka skoraj do vrenja, potem nastane snov rdeče-vijolične barve, ki ni strupena, se ne vname na zraku in ne sveti v temi. Obe snovi - beli fosfor in rdeči fosfor - sta sestavljeni iz istih atomov, iz istega kemičnega elementa - fosforja. Dokaz je, da pri gorenju v kisiku nastane ista snov - fosforjev anhidrid.
Beli fosfor ločimo z ekstrakcijo z benzenom, fosforno kislino oksidiramo v fosforno kislino s presežkom dikromata, nato fluor oddestiliramo s paro 3-35 ur in ga fotometrično določimo z oslabitvijo barve aluminijevega kompleksa z arsenazom.
Beli fosfor se tali pri 44 1 C, vre pri 275 C; pri 15 C postane mehka kot vosek. Praktično netopen v vodi, topen v organskih topilih.
Beli fosfor je kemično zelo aktiven: pri običajnih temperaturah se v tanki plasti spontano vname, v kosih se vname nad 50 C, zato ga hranimo pod vodo.
Beli fosfor in žveplo pri segrevanju reagirata in tvorita spojino - PiSs, ki se uporablja pri izdelavi vžigalic. Molekula te spojine, kot kažejo rentgenske študije, ima simetrično os tretjega reda in nizka vrednost tvorbene toplote (nekaj blizu nič) kaže, da imajo atomi v tem primeru svoje normalne kovalencije.
Beli fosfor se uporablja zelo omejeno: z njim se polnijo zažigalne granate, topniške granate in ročne granate, ki med pokom tvorijo dimne zavese. Iz njega so narejene svetleče sestave v temi.
Beli fosfor je v zmožnosti maskiranja boljši od vseh znanih generatorjev dima. Dim ni strupen in ne poškoduje uniform in opreme. Rdeči fosfor ima manj maskirne moči.
Beli fosfor je trdna snov, mehka kot vosek, ima vonj po česnu, je netopen v vodi, vendar dobro topen v ogljikovem disulfidu (CS2), zelo strupen.
Beli fosfor se lahko kot zelo vnetljiva snov uporablja v vojaških zadevah za izdelavo zažigalnih bomb, topništva, minometov in dimnih bomb.