К физическим свойствам красного фосфора не относится. Белый фосфор: свойства, история открытия и применение

Фосфор открыл в 1669 году алхимик из Гамбурга Хенниг Бранд, который проводил опыты с выпариванием человеческой мочи, пытаясь получить философский камень. Вещество, образовавшееся после многочисленных манипуляций, оказалось похожим на воск, необыкновенно ярко, с мерцанием, горело. Новому веществу было дано название phosphorus mirabilis (от латинского чудотворный носитель огня). Несколькими годами позже фосфор получил Иоганн Кункель, а также, независимо от двух первых учёных, Р. Бойлем.

Фосфор является элементом XV группы III периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 15 и атомной массой 30,974. Принятое обозначение - Р.

Нахождение в природе

Фосфор содержится в морской воде и земной коре в основном в виде минералов, которых около 190 (самые важные - апатит и фосфорит). Входит в состав всех частей зелёных растений, белков, ДНК.

фосфор является неметаллом с высокой химической активностью, в свободном виде практически не встречается. Известны четыре модификации фосфора - красный, белый, чёрный и металлический.

Суточная потребность в фосфоре

Для нормального функционирования организм взрослого человека должен получать 1,0-2,0 г фосфора в сутки. Для детей и подростков норма составляет 1,5-2,5 г, для беременных и кормящих женщин возрастает до 3,0-3,8 г (calorizator). Суточная потребность в фосфоре увеличивается во время регулярных спортивных тренировок и при физических нагрузках.

Основные поставщики фосфора - рыба и морепродукты, творог, сыр, орехи, бобовые и крупы. Достаточное количество фосфора содержат и , и , ягоды, грибы и мясо, и .

Признаки нехватки фосфора

Недостаточное количество фосфора в организме характеризуется усталостью и слабостью, может сопровождаться потерей аппетита и внимания, частыми простудными заболеваниями, тревогой и чувством страха.

Признаки избытка фосфора

Признаками избытка фосфора в организме служат кровотечения и кровоизлияния, развивается анемия, возникает почечнокаменная болезнь.

Фосфор обеспечивает нормальные рост костной и зубной тканей организма, поддерживает их в здоровом состоянии, также участвует в синтезе белка, играет важную роль в обмене жиров, белков и углеводов. Без фосфора не могут функционировать мышцы, и не происходит умственная деятельность.

Усвояемость фосфора

При приёме минеральных комплексов стоит помнить о наилучшем балансе фосфора и (3:2), а также о том, что чрезмерное количество и замедляет процесс усвоения фосфора.

Фосфор широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве, прежде всего из-за его горючести. Его используют в производстве топлива, спичек, взрывчатых веществ, фосфорных удобрений и защиты поверхностей металлов от коррозии.

Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннингом Брандом в 1669 году, хотя существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать эликсир жизни или философский камень. При нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи он получил светящееся в темноте вещество, названное сначала "холодным огнём". Вторичное название "фосфор" происходит от греческих слов "фос" - свет и "феро" - несу. То, что фосфор - простое вещество, доказал Лавуазье.

Нахождение в природе, получение:

Фосфор - один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08-0,09 % её массы. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca 5 (PO 4) 3 F, фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ), является элементом жизни.
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и песком при температуре 1500°С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 = 4P + 10CO + 6CaSiO 3
Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:
4HPO 3 + 12C = 4P + 2H 2 + 12CO

Физические свойства:

Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропных модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества - белую, красную (см. рис.), черную и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропных модификации фосфора.
Белый фосфор , фосфор в жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800°С состоит из молекул P 4 . При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: P 4 = 2P 2 . При температуре выше 2000°С молекулы распадаются на атомы.
Красный фосфор имеет формулу (Р 4) n и представляет собой полимер со сложной структурой, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, растворим в расплавленных металлах (Bi, Pb).
Чёрный фосфор - это наиболее стабильная форма, вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, нерастворимое в воде или органических растворителях, полупроводник.

Химические свойства:

Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.
При горении белого фосфора образуется фосфорный ангидрид. Фосфор взаимодействует с галогенами и серой, азотной кислотой, со щелочами. Может быть как восстановителем, так и окислителем

Важнейшие соединения:

Оксид фосфора(V) , P 2 O 5 или фосфорный ангидрид - белое кристаллическое вещество. Реальный состав молекулы оксида фосфора (V) соответствует формуле P 4 O 10 . Фосфорный ангидрид жадно поглощает воду, при этом в зависимости от соотношения числа молекул воды и оксида фосфора (V) P 2 O 5 образуется несколько типов фосфорных кислот: мета- и ортофосфорная, дифосфорная , а также большая группа полифосфорных кислот. Сила полифосфорных кислот возрастает с увеличением числа атомов фосфора.
При взаимодействии P 2 O 5 с водой при обычных условиях получается метафосфорная кислота НРO 3:
P 4 O 10 + 2H 2 O = 4НРO 3
а при нагревании водного раствора метафосфорной кислоты образуется ортофосфорная кислота H 3 PO 4:
НРO 3 + H 2 O = H 3 PO 4
Оксид фосфора(III) , P 2 O 3 - бесцветное, кристаллическое, очень ядовитое вещество с неприятным запахом, Тпл 23,8° С. По аналогии с оксидом фосфора (V) образует молекулы P 4 O 6 . С водой образует фосфористые кислоты.
Ортофосфористая кислота , H 3 PO 3 - слабая двухосновная кислота, сильный восстановитель. Ее особенность - только два атома водорода способны замещаться на металл, соли называются фосфитами. При нагревании ее в водном растворе выделяется водород:
H 3 PO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + H 2
Фосфиновая кислота , (устар. фосфорноватистая) H 3 PO 2 , бесцветные кристаллы, расплывающиеся на воздухе и хорошо растворимые в воде, Тпл 26,5° С. В промышленности получается при кипячении белого фосфора с водной суспензией шлама Ca(OH) 2 или Ba(OH) 2 . Образовавшийся гипофосфит кальция обрабатывают сульфатом натрия или раствором серной кислоты с целью получения гипофосфита натрия или свободной кислоты.
Трихлорид фосфора , PCl 3 - жидкость с резким неприятным запахом, дымящая на воздухе. Ткип 75,3° С, Тпл -40,5° С. В промышленности его получают пропусканием сухого хлора через суспензию красного фосфора в PCl 3 .
Пентахлорид фосфора , PCl 5 - светло-желтое с зеленоватым оттенком кристаллическое вещество с неприятным запахом. Кристаллы имеют ионное строение . Твозг 159° С. Получается при взаимодействии PCl 3 с хлором или S 2 Cl 2: 3PCl 3 + S 2 Cl 2 = PCl 5 + 2PSCl 3 .
Водородные соединения : фосфористый водород РН 3 (фосфин) бесцветный газ с характерным запахом чеснока, обычно в качестве примеси он содержит следы более активного дифосфина (P 2 H 4) и поэтому самовоспламеняется на воздухе при комнатной температуре. Получение: 4Р + 3КОН + 3Н 2 O = РН 3 + 3КН 2 РO 2
При этом способе получения кроме газообразного фосфористого водорода образуется также жидкий фосфористый водород, газообразный водород и кислый гипофосфит калия по уравнениям:
6Р+4КОН + 4Н 2 O = Р 2 Н 4 + 4КН 2 РO 2
2Р + 2КОН + 2Н 2 O = Н 2 + 2КН 2 РO 2

Применение:

В настоящее время в спичках белый фосфор не используется (хотя красный до сих пор входит в состав обмазки спичечного коробка), зато соединения фосфора имеют огромное значение в производстве удобрений, ядохимикатов и полупроводниковых соединений.
Белый фосфор ядовит, смертельная доза для человека составляет примерно 0,2 грамма.
...
...

Семенова Н.В.
ХФ ТюмГУ, 561 группа.

Красный фосфор, также называемый фиолетовым фосфором, - это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Р n и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии - тёмно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный Фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240-250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» - промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор

Чёрный фосфор - это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2×10 9 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18×10 5 Па.

Фосфор - важная составляющая живой и неживой природы. Он находится в недрах Земли, воде и в нашем организме, а академик Ферсман даже прозвал его «элементом жизни и мысли». Несмотря на свою полезность, белый фосфор может быть чрезвычайно опасен и ядовит. Давайте же поговорим подробнее о его характеристиках.

Открытие элемента

История открытия фосфора началась с алхимии. Начиная с XV века европейские ученые жаждали отыскать философский камень или же «великий эликсир», при помощи которого удастся превращать любые металлы в золото.

В XVII веке алхимик Хенниг Бранд решил, что путь к «магическому реактиву» лежит через мочу. Она жёлтая, а, значит, содержит золото или как-то с ним связана. Ученый старательно собирал материал, отстаивал его, а затем перегонял его. Вместо золота он получил белое вещество, которое светилось в темноте и неплохо горело.

Открытие Бранд назвал «холодным огнем». Позже получать фосфор подобным способом додумался ирландский алхимик Роберт Бойль и немец Андреас Магграф. Последний также добавлял в мочу уголь, песок и минерал фосгенит. Впоследствии вещество назвали phosphorus mirabilis, что переводилось как «чудотворный носитель света».

Светоносный элемент

Открытие фосфора стало настоящей сенсацией среди алхимиков. Одни то и дело пытались выкупить у Бранда секрет получения вещества, другие пробовали дойти до этого самостоятельно. В XVIII веке было доказано, что элемент содержится в костных останках организмов, и вскоре открылось несколько заводов по его производству.

Французский физик Лавуазье доказал, что фосфор является простым веществом. В таблице Менделеева он стоит под номером 15. Вместе с азотом, сурьмой, мышьяком и висмутом он относится к группе пниктидов и характеризуется как неметалл.

Элемент довольно распространенный в природе. В процентном соотношении в массе земной коры он занимает 13 место. Фосфор активно взаимодействует с кислородом и не встречается в свободном виде. Он существует в составе многочисленных минералов (больше 190), таких как фосфориты, апатиты и т.д.

Белый фосфор

Фосфор существует в виде нескольких форм или аллотропных модификаций. Они отличаются друг от друга плотностью, цветом и химическими свойствами. Обычно выделяют четыре главные формы: белый, черный, красный и металлический фосфор. Другие модификация представляют собой только смесь из вышеперечисленных.

Белый фосфор очень неустойчив. При нормальных условиях на свету он быстро переходит в красный, а высокое давление превращает его в черный. Его атомы расположены в виде тетраэдра. Он обладает кристаллической молекулярной решеткой, с формулой молекулы Р4.

Выделяю также жёлтый фосфор. Это не ещё одна модификация вещества, а название неочищенного белого фосфора. Он может иметь как светлый, так и темно-бурый оттенок и характеризуется сильной ядовитостью.

Свойства белого фосфора

По консистенции и внешнему виду вещество напоминает воск. Оно обладает чесночным запахом и жирное на ощупь. Фосфор мягкий (без особых усилий его можно разрезать ножом) и деформируется. После очищения становится бесцветным. Его прозрачные кристаллы радужно переливаются на солнце и похожи на алмазы.

Он плавится при 44 градусах. Активность вещества проявляется даже при комнатной температуре. Основная характеристика фосфора - его способность к хемилюминесценции или свечению. Окисляясь на воздухе, он излучает бело-зеленый свет, а со временем самовоспламеняется.

Вещество практически не растворяется в воде, но может гореть в ней при длительном контакте с кислородом. Оно хорошо растворяется в органических растворителях, например, в сероуглероде, жидком парафине и бензоле.

Применение фосфора

Человек «приручил» фосфор как в мирных, так и в военных целях. Вещество используют для производства фосфорной кислоты, которую применяют для удобрений. Раньше она широко использовалась для окраски шерсти, изготовления фоточувствительных эмульсий.

Белый фосфор применяется не очень широко. Основная его ценность в горючести. Так, вещество используют для зажигательных боеприпасов. Этот вид оружия был актуален во время обеих Мировых воин. Его применяли в войне в Газе в 2009 году, а также в Ираке в 2016 году.

Красный фосфор используется более широко. Из него делают топливо, смазочные материалы, взрывчатые вещества и головки спичек. Различные соединения фосфора используют в промышленности в средствах для смягчения воды, добавляют в пассиваторные средства, чтобы защитить металл от коррозии.

Содержание в организме и влияние на человека

Фосфор является одним из жизненно необходимых элементов для нас. В виде соединений с кальцием он присутствует в зубах и скелете, придавая костям твердость и прочность. Элемент присутствует в соединениях АТФ и ДНК. Он имеет важнейшее значение для деятельности мозга. Находясь в нервных клетках, он способствует передаче нервных импульсов.

Фосфор содержится в мышечной ткани. Он участвует в процессе преобразования энергии из белков, жиров и углеводов, поступающих в организм. Элемент поддерживает кислотно-щелочной баланс в клетках, осуществляется их деление. Он способствует метаболизму, крайне необходим во время роста организма и его восстановления.

Вместе с тем, фосфор может быть опасен. Сам по себе белый фосфор является очень токсичным. Доза выше 50 миллиграмм приводит к летальному исходу. Отравление фосфором сопровождается рвотой, головной и желудочной болью. Попадание вещества на кожу вызывает ожоги, которые заживают очень медленно и болезненно.

Избыток фосфора в организме приводит к ломкости костей, возникновению сердечно-сосудистых заболеваний, появлению кровотечений, анемии. От перенасыщения фосфором страдают также печень и система пищеварения.

Общие сведения и методы получения

Фосфор (Р)-неметалл. Открыт в 1669 г. Брэндом (Германия), полу­чившим светящееся в темноте вещество. Первоначальное название «холлодный огонь», более позднее - фосфор, от греческого «phosph6ros» - светоносный.

Лавуазье установил элементарную природу фосфора. В 1771 г. Шее-ле предложил метод получения фосфора из костной золы путем прока­ливания ее с углем.

Во второй половине XIX в. было организовано промышленное про­изводство фосфора из фосфоритов в ретортных печах; в начале XX в. иа смену им пришли электрические печи.

Важнейшими из минералов, содержащих фосфор, являются апатиты и фосфориты. Содержание фосфора (в пересчете на Р2О5) в апатитах составляет от 20 до 41 %.

Фосфориты - минералы осадочного происхождения, главная состав­ляющая которых - фосфаты кальция; кроме того, в них присутствуют многочисленные включения кварца, кальцита, глауконита и др., а также органические вещества. Содержание фосфора (в пересчете на Р2О5) в фосфоритах 5-36 %.

В настоящее время фосфор получают, прокаливая фосфориты или апатиты в электрических печах с песком (Si0 2) и углем (С) без до­ступа воздуха. Выделяющиеся пары фосфора конденсируются в приемнике под водой.

Физические свойства

Атомные характеристики. Атомный номер 15, атомная масса 30,973 а. е.м. атомный объем 13,93-10 _в м 3 /моль. Атомный радиус 0,134 нм, ионные радиусы Р 6 +, Р 3 +, Р 3 - 0,035; 0,044; 0,186 нм соответ­ственно. Электроотрицательность 2,1. Конфигурация внешних электрон­ных оболочек 3s 2 3p 3 . Значения потенциалов ионизации / (эВ): 10,55; 19,65; 30,16.

Красный фосфор - аморфное вещество; цвет - от коричневого до фиолетового; образуется при нагревании белого фосфора без доступа воздуха до 250-300 °С в течение нескольких часов. При длительном нагревании красного фосфора выше 450 °С существуют его различные кристаллические формы: триклннная, кубическая, тетрагональная и др.

Черный фосфор образуется при нагревании белого фосфора до 200-220 °С и давлении 1,2-1,7 ГПа. Указанное превращение в присут­ствии ртути и небольшого количества кристаллов черного фосфора осу­ществляется-при нормальном давлении и температуре 370°С в течение 8 сут.

Существуют аморфная и кристаллическая формы черного фосфора. Кристаллы черного фосфора имеют ромбическую решетку с парамет­рами: л = 0,331 нм, 6 = 0,438 нм, с=1,050 нм. В элементарной ячейке - 8 атомов.

Энергия кристаллической решетки 315 мкДж/кмоль. Сродство ато­мов к электрону 0,8-0,9 эВ; энергия диссоциации молекул 5,0 эВ. Эф­фективное поперечное сечение захвата тепловых нейтронов 19-Ю -30 м г.

Плотность. Белый фосфор: а-модификация имеет плотность р = = 1,828 Мг/м 3 , 6-модификация 1,880 Мг/м 3 . Плотность желтого 2,223 Мг/м 3 , кристаллического черного 2,702 Мг/м 3 , аморфного черного 2,250 Мг/м 3 , красного от 2,000 до 2,400 Мг/м 3 .

Химические свойства

Фосфор проявляет степени окисления +5, 4-3, -3. Электрохимический эквивалент фосфора со степенью окисления +5 равен 0,06421 мг /Кл.

Различные модификации фосфора резко различаются по химической активности: белый, красный, черный (в порядке уменьшения активно* сти).

Мелко измельченный белый фосфор самовоспламеняется на возду» хе, в компактной форме возгорается при нагреве выше 50 °С.

Красный фосфор при нормальной температуре и влажности с пара» ми воды и кислородом реагирует медленно, однако большие количест­ва его при хранении на воздухе воспламеняются.

Черный фосфор более устойчив: его можно безопасно обрабатывать на воздухе.

С водородом фосфор в обычных условиях ие взаимодействует, по­этому соединения этих элементов получают косвенными путями, а имен­но: действием кислоты или воды на фосфиды металлов, кипячением бе­лого фосфора с раствором едкого кали, термическим разложением низ­ших кислот фосфора и др.

Известны следующие водородные соединения фосфора: фосфин РНз, дифосфин Р 2 Н 4 и твердые низшие гидриды фосфора, отвечающие общей формуле РгпН„. Фосфин - сильный восстановитель.

Твердые низшие гидриды фосфора (РгпН„) являются полимерами н во многих отношениях напоминают органические пластмассы и фос­фатные стекла.

Фосфор образует с кислородом ряд оксидов.

Оксид фосфора (V) Р 2 0 5 , или фосфорный ангидрид, - белый, гиг­роскопичный порошок, который возгоняется при 360 °С и атмосферном давлении. Под действием света Р2О5 светится зеленым светом.

Фосфорный ангидрид взаимодействует с металлами, образуя смесь фосфатов и фосфидов; с галогенидами, кроме фтора, не реагирует; де­гидратирует многие органические вещества; реагирует со спиртами, фе­нолами, эфирами, алкилфосфатами и др.; при сплавлении с основными оксидами образует твердые фосфаты.

Оксид фосфора (III) Р 2 0 3 , или фосфористый ангидрид, представля­ет собой летучие белые кристаллы, ядовит, хорошо растворяется в ор­ганических растворителях, при продолжительном хранении самопроиз­вольно распадается. Обладает сильно выраженными восстановительны­ми свойствами, реагирует с хлором и бромом, образуя оксигалогениды.

Оксид фосфора (IV), или тетраоксид фосфора Р0 2 (Р20 4), является полимером (Р0 2)„, представляет собой блестящие прозрачные кристал­лы, которые возгоняются выше 780 °С, на воздухе расплываются, по­глощая влагу, хорошо растворяются в воде.

С фтором фосфор реагирует со взрывом; в атмосфере хлора и брома белый фосфор воспламеняется на холоду; с красным фосфором реакция протекает спокойно; с иодом белый фосфор взаимодействует при охлаж­дении, красный фосфор - прн подогревании. Галогениды фосфора чрез­вычайно реакционноспособны; химическая активность уменьшается от фторидов к иодидам, аналогично уменьшается прочность.

При сплавлении фосфора с серой ниже 100 °С образуются твердые растворы; выше 100 °С - кристаллические сульфиды P 4 S 3 , P 4 S 5 , P4S7, P 4 S, 0 .

При смешении свежеперегнанного оксида фосфора (III) Р 4 0б с рас­считанным количеством серы в атмосфере азота образуются оксисуль-фиды фосфора: P 2 0 3 S 2 , P 2 0 2 S 3 , P 4 0 4 S 3 , P 6 O 10 S5. Известны и полимерные сульфиды, состав которых соответствует молярному отношению 0 < Я/5 < 0,4.

С углеродом фосфор реагирует в парах при высоких температурах (выше 2000 °С).

При взаимодействии хлорида фосфора (III) РС1 3 с ацетиленмагний-иодндом (C 2 Mg 2 l2) образуется желтовато-белый аморфный осадок карбида (РС 3), ие растворяющийся в обычных растворителях и не разру­шающийся кислотами и щелочами, но загорающийся при самом слабом нагревании с выделением углерода

Пары фосфора реагируют с азотом в электрическом разряде, обра­зуя твердые нитриды. Чистые нитриды белого цвета, при комнатной тем­пературе инертны, не взаимодействуют с водой, хлором, соляной кис­лотой и разбавленной серной кислотой. Полностью разлагаются кипя­щей концентрированной серной кислотой. Выше 500-700 °С нитриды фосфора диссоциируют с образованием азота и элементарного фосфора.

С металлами, а также с более электроположительными элементами (В, Si, As и др.) фосфор образует фосфиды, бурно реагирующие с водой н минеральными кислотами.

Фосфиды металлов подгруппы меди термически неустойчивы, не растворяются в азотной кислоте даже при кипячении, являются полупро­водниками.

Фосфиды металлов подгруппы цинка легко разлагаются водой и кис­лотами, в токе кислорода легко сгорают, сухой водород на них не дей­ствует, фтор действует уже при комнатной температуре, а хлор, бром и иод - только при нагревании.

Фосфиды переходных металлов, а также лантаноидов и актиноидов по физическим свойствам близки либо к полупроводникам (VP, NbP, ТаР, CrP, МоР, WP, МпР), либокметаллам (TiP, ZrP, HtP). В химичес­ком отношении они относительно устойчивы, их химическая стойкость по­нижается с уменьшением содержания фосфора. Фосфиды неметаллов и так называемых полуметаллов - ковалентные соединения, представля­ющие собой либо диэлектрики, либо полупроводники. Фосфиды элемен­тов подгруппы бора уменьшают химическую активность от BP к InP, а ТеР при обычных условиях вообще не образуется.

Фосфиды элементов IV группы (Si, Ge, Sn, Pb) и V группы Периоди­ческой системы (As, Sb) в химическом отношении нестойки.

С кремнием фосфор образует Si 2 P и SiP, с германием GeP, с оловом Sn 4 P 3 и SnP 4 , со свинцом РЬ 3 Р 2 , с мышьяком AsP, с сурьмой SbP. Фос­фиды висмута не образуются.

При нагревании фосфора в парах НС! образуется фосфин РН 3 , в продуктах взаимодействия фосфора с НВг выделен бромид фосфония РН 4 Вг, с HI - диноднд фосфора Р 2 1 4 и иодид фосфония РН 4 1.

При нагревании фосфора с водными растворами сильных щелочей об­разуется фосфин РН 3 .

С водой фосфор не взаимодействует, но прн температурах 600- 900 °С под давлением и в присутствии катализаторов (Pt, Ti, Zr, Си) об­разуются фосфорная кислота Н 3 Р0 4 и водород.

Белый фосфор легко окисляется водными растворами солей метал­лов, имеющих низкий окислительно-восстановительный потенциал (Си, Ag, Аи, РЬ и др.); красный и черный фосфор не окисляются.

Фосфорорганические соединения по своей структуре можно условно разделить на фосфорсодержащие карбоновые кислоты и их производные (эфиры, амиды и т. д.), а также фосфины, их производные и родствен­ные им вещества. Во всех этих соединениях имеется непосредственная связь между фосфором и углеродом.

Области применения

Элементарный фосфор применяется в военном деле, в спичечной промыш­ленности, для производства термической фосфорной кислоты, полифосфа­тов, хлоридов, сульфидов, фосфидов и других соединений.

В металлургии фосфор используют для легирования сталей (авто­матная сталь до 0,15% Р, нержавеющие стали до 0,3 % Р и и т. д.),

чугуна (фосфористый чугун до 0,8 % Р). Сплав медь - магний фосфор (до 1,4 % Р) обладает высокой электропроводностью и слабо разупроч-няется при нагреве; промышленный сплав меди с фосфором (7 % Р) от­личается сверхпластичностью в области температур деформирования (400-600 °С); многие фосфорсодержащие сплавы применяют в качест­ве припоев; спеченные антифрикционные фосфорсодержащие сплавы (до 2 % Р), обладающие высокой механической прочностью, износостойко­стью, прирабатываемостью, используют взамен железографита, бронзо-графита и бронзы; спеченные фрикционные сплавы (до 1 % Р) применяют для создания магнитио-мягких материалов, магнитопроводов и других изделий; фосфорсодержащие сплавы наносят в виде покрытий для за­щиты материалов от изнашивания, коррозии; пленки из сплавов Со- Р, Ni -Р, Со- Fe -Р, Со- W -Р ферромагнитны, их применяют для созда­ния элементов памяти в вычислительных машинах.

Фосфор вводят в состав некоторых бронз (фосфористая бронза - 0,5-1,2 % Р), повышая их жидкотекучесть и стойкость против истира­ния.

Поверхностная обработка стальных изделий - фосфатирование - обеспечивает защиту их от коррозии.

Фосфор используют как раскислитель в производстве сплавов цвет­ных металлов (до 1 % Р), что увеличивает их жаропрочность (фехраль, хромаль и др.).

Применяют фосфор также для получения полупроводников - фосфи­дов галлия и индия, в состав других полупроводников его вводят в не­больших количествах в качестве необходимой добавки.

Фосфорная кислота используется для изготовления концентрирован­ных фосфорных удобрений (двойной суперфосфат, преципитат, нитро­фоска, нитрофос и др.). реактивов.

Фосфаты аммония применяют для пропитки тканей, пластика, дерева для придания им огнестойких свойств; Фосфаты Fe, Na, К, Са - компо­ненты буровых жидкостей, зубных паст; фоефаш Са и аммония исполь­зуют для производства эмалей и в фармацевтической промышленности.

Мегафосфаты применяют в промышленноеш для умягчения воды и снижения ее коррозионной активности, для удаления накипи в паровых котлах, вводят в состав некоторых моюших средств.

Полифосфаты применяют в производстве синтетических моющих средств.

Фосфиды имеют следующие области применения: Фосфид бора - для датчиков э. д. с Холла, полупроводниковых приборов, приемников ИК-излучения, рабочих тел квантовых генераторов; фосфид меди - для пайки лаауни: фосфид никеля - для создания износостойких покры­тий на деталих машин.

Оксид (V) фосфора Р 2 О ч используется в качестве осушающего агента, для дегидратации при получении метнлмечакрнлатных смол.

Широкое применение в промышленное m нашли хлориды фосфора в производстве красителей, инсектицидов, лекарств, поверхностно-активных веществ и как эффективное хлорирующее средство

Области применения сульфидов фосфора - производство флотацион­ных реагентов, антикоррозионных добавок к маслам и горючему, фос-форорганических инсектицидов (тиофос, карбофос и др.). Фосфороргани-ческие соединения - термостойкие ч огнестойкие лаки, клеи - для мо­дификации полимеров, для получения неорганического каучука.

Атомная промышленность использует комплексные соединения фос­фора для извлечения редких и трансурановых элементов из руд.