Фосфор в химии: подготовка к ЕГЭ (формула, химические свойства, описание, получение и применение)
История открытия
В 1669 году гамбургский купец и по совместительству алхимик Хенниг Брандт в очередной раз попытался осуществить мечту всех средневековых алхимиков: найти легендарный философский камень, якобы превращающий все металлы в золото и дарующий бессмертие. К сожалению, и на этот раз философский камень не был найден, зато Хеннигу посчастливилось сделать еще одно не менее важное открытие в области химии. На этот раз в качестве эксперимента немецкий алхимик решил выпарить воду из… человеческой мочи. В результате ряда сложных химических манипуляций с собственной мочой в реторте у алхимика образовалось неизвестное ранее светящееся вещество — фосфор.
Кстати, само слово «фосфор» переводится с древнегреческого как «несущий свет». Такое название он получил за невероятную способность светиться в темноте. Первооткрыватель фосфора алхимик Хенниг Брандт быстро осознал пользу этого открытия и показывал светящийся фосфор разным знатным и богатым господам за большие деньги, скопив при этом большое состояние (в то время в Европе не было столько развлечений , поэтому научно-популярные изображения предприимчивого алхимика пользовались повышенным спросом).

Однако Хенинг Брандт не был первым, кто извлек фосфор эмпирическим путем. Еще до него, в 12 веке, это удалось сделать арабскому алхимику Альхид Бехилю, еще благодаря химическим манипуляциям с мочой и глиной, но его открытие было утеряно, и именно повторное открытие фосфора немецким алхимиком принесло большую известность к этому химическому элементу.
Первое время после открытия фосфор вызывал лишь любопытство своим блеском, и только в конце 19 века ученые поняли, что фосфор является еще и чрезвычайно важным полезным микроэлементом для жизнедеятельности человеческого организма.
Строение атомов фосфора
Атом фосфора имеет 15 электронов, которые находятся на трех электронных оболочках:

На внешней электронной оболочке атомы фосфора, как и атомы азота, имеют по 5 электронов. В соединениях с металлами и водородом фосфор имеет степень окисления -3, например, в фосфиде кальция
Максимальная положительная степень окисления атомов фосфора в соединениях равна +5, например, в фосфорной кислоте
Атомы фосфора также имеют степень окисления +3, например, во фториде фосфора
Строение и физические свойства простых веществ
Фосфор образует несколько аллотропных модификаций, которые называются белым, красным и черным фосфором.
Белый фосфор состоит из молекул
который имеет форму тетраэдра. В таких молекулах каждый из четырех атомов фосфора ковалентно связан с тремя другими . Как молекулярное соединение белый фосфор легкоплавок и летуч. Белый фосфор — высокотоксичное вещество, воспламеняющееся на воздухе и светящееся в темноте. Храните его под водой.
Белый фосфор впервые был получен из мочи алхимиком Хоннигом Брандтом в 1669 году в виде светящейся в темноте массы. Отсюда и название этого элемента (фосфор в переводе с греческого означает «носитель света»).
На свету и при нагревании до 300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в порошок, цвет которого может варьироваться от красновато-коричневого до красно-фиолетового (красный фосфор). Красный фосфор нелетуч, нерастворим в воде и нетоксичен.
Красный и черный фосфор, о которых вы узнаете больше из курса химии в 11 классе, имеют сложную структуру.
Химические свойства фосфора
Химически фосфор достаточно активен — он соединяется непосредственно со многими простыми веществами с выделением большого количества тепла. При этом фосфор проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.
Окислительные свойства фосфора проявляются при взаимодействии его с наиболее активными металлами. При этом образуются фосфиды:

Восстановительные свойства фосфора проявляются при его взаимодействии с кислородом. Но разные модификации фосфора обладают разной химической активностью. Например, белый фосфор при комнатной температуре легко окисляется на воздухе с образованием оксида фосфора (III):


Окисление белого фосфора сопровождается свечением. Белый и красный фосфор при поджигании воспламеняются и горят ослепительно ярким пламенем с образованием белого дыма из оксида фосфора (V):

Применение фосфора
Фосфор используется в производстве фосфорной кислоты и фосфорных удобрений, полупроводниковых материалов в качестве компонента покрытий стальных изделий и др. (рис. 81). Белый фосфор используется для изготовления трассирующих боеприпасов как дымообразующее и зажигательное средство, красный фосфор является основным компонентом смеси для спичечных коробков.
Современные спички, которые зажигаются при трении их о специальную поверхность, были изобретены в Швеции в 1855 году. На боковые поверхности смесью измельченного стекла наносится масса, состоящая из соединений красного фосфора, оксида железа (III) Fe2O3, сурьмы и марганца и клей из спичечного коробка. В состав спичечной головки входят хлорат калия KClO3, сера, наполнители и клей. При трении головки спички о слои люминофора происходит воспламенение:

- Фосфор образует несколько аллотропных модификаций: белый, красный и черный фосфор.
- Белый фосфор очень токсичен.
- Фосфор проявляет восстановительные свойства в реакции с кислородом и окислительные свойства в реакциях с активными металлами.
Получения
Для получения чистого белого фосфора химики просверливают природные фосфаты вместе с коксом и песком в электропечи. Однако вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, такие как метафосфорная кислота. Красный и черный фосфор получают уже из белого фосфора различными манипуляциями с последним (нагревание, повышение давления).

Действие фосфора, его функции и роль в организме человека
Теперь давайте ответим на вопрос, какова роль фосфора в организме человека? А она очень большая, так как фосфор участвует во всех обменных процессах, происходящих в нашем организме. Большая часть фосфора содержится в костях и зубах. Вместе с кальцием фосфор формирует правильную структуру костной ткани, а при нарушении соотношения кальция и фосфора кости могут стать хрупкими и возрастет риск переломов.
Помимо костей и зубов, фосфор оказывает влияние и на самое главное – умственную деятельность человека, ведь он содержится в наших мозговых тканях и нервах. От фосфора зависит работа нервной системы, с его помощью осуществляется обмен липидов и белков, биосинтез всех необходимых органических веществ. Наконец, фосфор входит в состав ДНК и РНК, участвует в ферментативных процессах, поддерживающих кислотно-щелочное равновесие в организме.
Электронная схема фосфора
В: 1с2 2с2 2п6 3с2 3п3
Короткая запись:
В: Ne3s2 3p3
Атом фосфора и -1Si, +1S, +2Cl имеют одинаковую электронную конфигурацию
Порядок заполнения оболочек атома фосфора (P) электронами: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6д → 7р.
На подуровне «s» может находиться до 2 электронов, на «s» до 6, на «d» до 10 и на «f» до 14 электронов
Фосфор имеет 15 электронов, заполняют электронные оболочки в порядке, описанном выше:
2 электрона на 1s подуровень
2 электрона на 2s-подуровень
6 электронов на подуровень 2p
2 электрона на 3s подуровень
3 электрона на подуровне 3p
Степень окисления фосфора
Атомы фосфора в соединениях имеют степени окисления 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3.
Степень окисления – это условный заряд атома в соединении: связь в молекуле между атомами основана на обмене электронами, поэтому, если заряд атома виртуально увеличивается, то степень окисления отрицательная (электроны переносят отрицательный заряд), если заряд уменьшается, то степень окисления положительная.
Ионы фосфора
5+П 4+П 3+П 2+П 1+ПП 01-П 2-П 3-П
Валентность P
Атомы фосфора в соединениях имеют валентность V, IV, III, II, I.
Валентность фосфора характеризует способность атома Р к образованию химических связей. Валентность обусловлена строением электронной оболочки атома, электроны, участвующие в образовании химических соединений, называются валентными электронами. Более широкое определение валентности:
Количество химических связей, посредством которых данный атом соединяется с другими атомами
Валентность не имеет знака.
Квантовые числа P
Квантовые числа определяются последним электроном в конфигурации, для атома P эти числа имеют значение N = 3, L = 1, Ml = 1, Ms = ½
Таблица валентности химических элементов.
Порядковый номер химического элемента, псевдоним: атомный номер, псевдоним: номер заряда атомного ядра, псевдоним: атомный номер | Русское/английское название | Химический символ | Валентность |
один | Водород | ЧАС | (-1), +1 |
два | Гелий / Гелий | эль | 0 |
3 | Литий / Литий | Ли | +1 |
4 | Бериллий / Бериллий | Быть | +2 |
5 | Бор | Б | -3, +3 |
6 | Углерод / Углерод | С | (+2), +4 |
7 | Азот / Азот | Север | -3, -2, -1, (+1), +2, +3, +4, +5 |
восемь | Кислород / Кислород | ЛИБО | -два |
девять | Фтор / фтор | Ф | -1, (+1) |
десять | Неон / неон | К северо-востоку | 0 |
11 | Натрий | Н/Д | +1 |
12 | Магний / Магний | Миллиграммы | +2 |
тринадцать | Алюминий | Алабама | +3 |
14 | Кремний / Кремний | Да | -4, (+2), +4 |
пятнадцать | Фосфор / Фосфор | П | -3, +1, +3, +5 |
шестнадцать | Сера | Да | -2, +2, +4, +6 |
17 | Хлор / Хлор | Кл | -1, +1, (+2), +3, (+4), +5, +7 |
Восемнадцать | Аргон / Аргон | Арканзас | 0 |
девятнадцать | Калий / Калий | К | +1 |
двадцать | Кальций / Кальций | Калифорния | +2 |
21 | Скандий / Скандий | Южная Каролина | +3 |
22 | Титан / Титан | Ты | +2, +3, +4 |
23 | Ванадий / Ванадий | В | +2, +3, +4, +5 |
24 | Хром / хром | Кр | +2, +3, +6 |
25 | Марганец / Марганец | Миннесота | +2, (+3), +4, (+6), +7 |
26 | Железо / Железо | Вера | +2, +3, (+4), (+6) |
27 | Кобальт / Кобальт | Ко | +2, +3, (+4) |
28 | Никель / никель | Ни один | (+1), +2, (+3), (+4) |
29 | Медь | Медь | +1, +2, (+3) |
30 | Цинк / Цинк | Цинк | +2 |
31 | Галлий / Галлий | Грузия | (+2). +3 |
32 | Германий / германий | Ge | -4, +2, +4 |
33 | Мышьяк / мышьяк | Что | -3, (+2), +3, +5 |
3. 4 | Селен / Селен | Я знаю | -2, (+2), +4, +6 |
35 | Бром / Бром | Родной брат | -1, +1, (+3), (+4), +5 |
36 | Криптон / Криптон | Кр | 0 |
37 | Рубидий / Рубидий | Руб | +1 |
38 | Стронций / Стронций | Мистер | +2 |
39 | Иттрий / иттрий | Д | +3 |
40 | Цирконий / Цирконий | Zr | (+2), (+3), +4 |
41 | Ниобий / ниобий | NB | (+2), +3, (+4), +5 |
42 | Молибден / молибден | Месяц | (+2), +3, (+4), (+5), +6 |
43 | Технеций / Технеций | КТ | +6 |
44 | Рутений / рутений | Ру | (+2), +3, +4, (+6), (+7), +8 |
Четыре пять | Родий | Rh | (+2), (+3), +4, (+6) |
46 | Палладий / Палладий | P.S | +2, +4, (+6) |
47 | Серебро / Серебро | Сельское хозяйство | +1, (+2), (+3) |
48 | Кадмий / Кадмий | Компакт диск | (+1), +2 |
49 | Индийский / индийский | В | (+1), (+2), +3 |
50 | Олово / олово | Да | +2, +4 |
51 | Сурьма / Сурьма | Суббота | -3, +3, (+4), +5 |
52 | Теллур / Теллурий | Чай | -2, (+2), +4, +6 |
53 | Йод / Йод | Я | -1, +1, (+3), (+4), +5, +7 |
54 | Ксенон / ксенон | Хэ | 0 |
55 | Цезий / Цезий | Cs | +1 |
56 | Барий / барий | Лицензия в письмах | +2 |
57 | Лантан / Лантан | Ла | +3 |
58 | Церий / Церий | ЕС | +3, +4 |
59 | Празеодим / Празеодим | Пиар | +3 |
60 | Неодим / Неодим | Северная Дакота | +3, +4 |
61 | Прометий / прометий | Вечера | +3 |
62 | Самария / Самарий | ВЫ | (+23 |
63 | Европий / европий | Евросоюз | (+23 |
64 | Гадолиний / Гадолиний | Бог | +3 |
шестьдесят пять | Тербий / Тербий | Туберкулез | +3, +4 |
66 | Диспрозий / Диспрозий | Ди | +3 |
67 | Гольмий / Гольмий | Хо | +3 |
68 | Эрбий / Эрбий | Привет | +3 |
69 | Тулий / тулий | Тм | (+23 |
70 | Иттербий / Иттербий | У б | (+23 |
71 | Лютеций / Лютеций | Мо | +3 |
72 | Гафний / Гафний | ВЧ | +4 |
73 | Тантал / Тантал | Резервная армия | (+3), (+4), +5 |
74 | Вольфрам / Вольфрам | Вт | (+2), (+3), (+4), (+5), +6 |
75 | Рений / Рений | Ре | (-1), (+1), +2, (+3), +4, (+5), +6, +7 |
76 | Осмий / Осмий | Ты | (+2), +3, +4, +6, +8 |
77 | Иридий / Иридий | Идти | (+1), (+2), +3, +4, +6 |
78 | Платина / Платина | Пятно | (+1), +2, (+3), +4, +6 |
79 | Золото / Золото | Вот это да | +1, (+2), +3 |
80 | Меркурий / Меркурий | Ртутного столба | +1, +2 |
81 | Талия / Таллий | Т-л | +1, (+2), +3 |
82 | Лид / Ведущий | Pb | +2, +4 |
83 | Висмут / висмут | Би | (-3), (+2), +3, (+4), (+5) |
84 | Полоний / полоний | Почта | (-2), +2, +4, (+6) |
85 | Астатин / Астатин | В | нет данных |
86 | Радон / Радон | Р-н | 0 |
87 | Франций / Франций | Пт | нет данных |
88 | Радиус / Радиус | Ра | +2 |
89 | Актиний / Актиний | Переменный ток | +3 |
90 | Торий / торий | Эль | +4 |
91 | Проактиний / Протактиний | Пенсильвания | +5 |
92 | Уран / Уран | Ты | (+2), +3, +4, (+5), +6 |
Что не указано в таблице валентности, так это то, что валентность элемента может быть постоянной и переменной.
Типы валентности | |
Постоянная (для металлов основных подгрупп) | Переменная (для неметаллов и металлов второстепенных подгрупп) |
Самый высокий (равный номеру группы) | Наименьший (равный разнице между числом 8 и номером группы) |
Знание валентности элементов необходимо для правильного составления химических формул соединений.
Таблица характерных значений валентностей некоторых атомов химических соединений.
Предметы | Валенсия | Примеры подключения |
Х, Ф, Ли, На, К | Я | H2, HF, Li2O, NaCl, KBr |
О, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn | Я | H2O, MgCl2, CaH2, SrBr2, BaO, ZnCl2 |
Б, Ал | В третьих | БКл3, АлБр3 |
С, да | IV | СО2, СН4, SiO2, SiCl4 |
Медь | Я, я | Cu2O, CuO |
Вера | II, III | FeCl2, FeCl3 |
Кр | II, III, VI | CrCl2, CrCl3, CrO3 |
Да | II, IV, VI | H2S, SO2, SO3 |
Север | III, IV | NH3, NH4Cl, HNO3 |
П | III, В | РН3, Р2О5, Н3РО4 |
Sn,Pb | II, IV | SnCl2, SnCl4, PbO, PbO2 |
Кл, брат, я | I, III, V, VII | HCl, ClF3, BrF5, IF7 |
Белый фосфор
Получение этой аллотропной модификации фосфора можно назвать «фантастической случайностью». В конце XVII века немецкий алхимик Хеннинг Бранд работал над получением философского камня. Согласно легендам того времени, он обладал удивительными свойствами: превращал черные металлы в золото, даровал вечную жизнь и свободу. Выпаривая мочу, ученый получил сухой остаток. Поскольку это вещество светилось в темноте, Бранд решил, что это философский камень. Это был белый фосфор.
Рассмотрим свойства и строение этой аллотропной модификации фосфора. Это бесцветное или желтоватое кристаллическое вещество. Его твердость невелика: под водой белый фосфор можно резать ножом. Нерастворим в воде, плавится при 44 градусах Цельсия.
Эта аллотропная модификация фосфора отличается от всех других своей важной химической активностью. Уже при 40 градусах он вступает в реакцию с кислородом и воспламеняется. Эта форма самая ядовитая.

Желтый фосфор
Это вещество относится к группе высокотоксичных. Желтый фосфор называют сырым белым. Он легко воспламеняется на воздухе. При этом образуется ярко-зеленое пламя и выделяется большое количество едкого белого дыма. Поскольку желтый фосфор способен к самовозгоранию, его хранят и транспортируют только под слоем воды.
Красный фосфор
Аллотропные модификации фосфора могут переходить друг в друга. Для этого нужны определенные условия. Так, при длительном нагревании в условиях высокого давления и в присутствии углекислого газа белый фосфор становится красным. Эта реакция впервые была проведена в конце 19 века австрийским химиком Риттером Шреттером.
Красный фосфор химически менее активен. Это вещество растворяется только в расплавленных свинце и висмуте. Процесс воспламенения не происходит при повышении температуры. Красный фосфор превращается в пар, который затем становится белым. Но чтобы возник пожар, необходимо взбить или растереть это вещество.
Эта модификация менее ядовита, чем белая. Поэтому он широко используется в производстве спичек как основа вещества поверхности сетки коробки.

Черный фосфор
Только в 20 веке стало известно, что фосфор образует аллотропные модификации, являющиеся его наиболее устойчивой и наименее активной формой. Это черный фосфор. На этот раз открытие принадлежало американскому физику Перси Бриджмену, лауреату Нобелевской премии. Но высокую награду он получил не за получение черного фосфора, а за создание устройства, способного создавать высокое атмосферное давление. Это было одним из условий, при которых красный фосфор становится черным.
Визуально эта модификация напоминает графит. Они представляют собой кристаллы черного цвета с металлическим блеском, жирные на ощупь, нерастворимые в воде и органических веществах. Это вещество плавится только при температуре 1000 градусов.
Комментарии 0