Фосфор: будова атома, хімічні та фізичні властивості

Фосфор — (Р) – елемент va групи, яку складають також азот, сурма, миш’як, вісмут. Назва, що походить від грецьких слів, означає в перекладі «той, що несе світло».

У природі фосфор зустрічається тільки в зв’язаному вигляді. Основні мінерали, що містять фосфор: Апатити – хлорапатит 3ca3(PO4)2*Ca(Cl)2 або фторапатит 3ca3 (PO4)2*Ca(F)2 і фосфорит 3ca3(PO4)2*Ca (OH)2. Вміст у земній корі- приблизно 0,12%.

Фосфор є життєво важливим елементом. Його біологічну роль складно переоцінити, адже він входить до складу таких важливих сполук, як білки і аденозинтрифосфат (АТФ), міститься в тканинах тварин (наприклад, фосфорні сполуки відповідають за скорочення м’язової тканини, а що міститься в кістках фосфат кальцію забезпечує міцність скелета), міститься він також і в тканинах рослин.

Історія відкриття

Відкрити фосфор в хімії вдалося в другій половині XVII століття.

Чудотворний носій світла (лат. phosphorus mirabilis), як було названо речовина, виходило з людської сечі, кип’ятіння якої призводило до отримання з рідкої субстанції воскоподобного світиться в темряві речовини.

Загальна характеристика елемента

Фізичні властивості фосфору загальна електронна конфігурація валентного рівня атомів елементів va групи ns2np3. Відповідно до будови зовнішнього рівня в з’єднання елементи цієї групи входять в ступенях окислення + 3 або +5 (головна, особливо стійка ступінь окислення фосфору), проте фосфор може мати і інші ступені окислення, наприклад, негативну -3 або + 1.

Електронна конфігурація атома фосфору 1s22s22p63s23p3. Радіус атома 0,130 нм, електронегативність 2,1, відносна атомна (молярна) маса 31.

Фізична властивість

Фосфор у вигляді простої речовини існує у вигляді алотропних модифікацій. Найбільш стійкими алотропними модифікаціями фосфору є так звані білий, чорний і червоний фосфор.

Білий (формулу можна записати як P4)

Молекулярна кристалічна решітка речовини складається з чотирьохатомних тетраедричних молекул. Хімічний зв’язок в молекулах білого фосфору – ковалентний неполярний.

Основні властивості даного надзвичайно активної речовини:

• Швидке окислення на повітрі з проявом хемілюмінесценції (здатності світитися в темряві в результаті хімічної реакції),
• нерозчинність у воді,
• перехід у червоний P при нагріванні до 250-300 ° C у безповітряному середовищі,
• перехід в чорний P при температурі 200°C і високому тиску,
• розчинність в органічних розчинниках, наприклад, CS2.

Білий P є найсильнішим смертельною отрутою.

Жовтий

Жовтим називають неочищений білий фосфор. Це отруйна і пожежонебезпечна речовина.

Червоний

Речовина, що представляє собою велику кількість атомів P, які пов’язані в ланцюзі складної структури, є так званим неорганічним полімером.

Властивості червоного фосфору різко відрізняються від властивостей білого p: не має властивості хемілюмінесценції, розчинити його вдається лише в деяких розплавлених металах.

На повітрі, аж до температури 240-250°з, не запалюється, але здатний до самозаймання при терті або ударі. У воді, бензолі, сірковуглеці та інших речовинах ця речовина не розчиняється, але розчинний в триброміді фосфору, окислюється на повітрі. Не отруйний. У присутності вологи повітря поступово окислюється, утворюючи оксид.

Також, як і білий, переходить при нагріванні до 200°C і під дуже високим тиском в чорний P.

Чорний

Речовина являє собою також неорганічний полімер, що має шарувату атомну кристалічну решітку і є найбільш стійкою модифікацією.

Чорний p-речовина за зовнішнім виглядом нагадує графіт. Абсолютно нерозчинний у воді і органічних розчинниках. Підпалити його можна, тільки розжаривши до 400°C в атмосфері чистого кисню. Чорний P проводить електричний струм.

Таблиця властивостей фосфору

Хімічна властивість

Фосфор, будучи типовим неметалом, реагує з киснем, галогенами, сіркою, металами, окислюються азотною кислотою. У реакціях він може проявляти себе як окислювачем, так і відновником.

Горіння

Взаємодія з киснем білого p призводить до утворення оксидів Р2О3 (оксид фосфору 3) і Р2О5 (оксид фосфору 5), причому перший утворюється при нестачі кисню, а другий – при надлишку:

Взаємодія з металами

Взаємодія з металами призводить до утворення фосфідів, в яких P знаходиться в ступені окислення -3, тобто в цьому випадку він виступає в ролі окислювача.

• з магнієм: 3Mg + 2P = Mg3P2
• з натрієм: 3NA + P = Na3P
• з кальцієм: 3Ca + 2P = Ca3P2
• з цинком: 3ZN + 2P = Zn3P2

Взаємодія з неметалами

З більш електронегативними неметалами P взаємодіє як відновник, віддаючи електрони і переходячи в позитивні ступені окислення.

При взаємодії з хлором утворюються хлориди:

• 2р + 3Cl2 = 2pcl3 – при нестачі Cl2
• 2р + 5Cl2 = 2pcl5 – при надлишку Cl2

Однак з йодом можливе утворення тільки одного йодиду:

З іншими галогенами можливе утворення сполук 3-х і 5-ти валентного р в залежності від співвідношення реагентів. При реакції з сіркою або фтором також утворюються два ряди сульфідів і фторидів:

• 2Р + 3S = P2S3
• 2Р + 5S = P2S5
• Р + 3F = PF3
• Р + 5F = PF5

Взаємодія з кислотами

3P + 5HNO3 (розб.) + H2O = 3H3PO4 + 5NO↑

P + 5HNO3 (конц.) = H3PO4 + 5NO2↑ + H2O

2P + 5H2SO4 (конц.) = 2H3PO4 + 5SO2↑ + H2O

З іншими кислотами P не взаємодіє.

Взаємодія з гідроксидами

Білий фосфор здатний реагувати при нагріванні з водними розчинами лугів:

P4 + 3KOH + 3H2O = PH3↑ + 3KH2PO2

2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3↑ + 3Ba(H2PO2)

В результаті взаємодії утворюється летюча водневе з’єднання — фосфін (РН3), в якому ступінь окислення фосфору=-3 і солі фосфорноватистоъ кислоти (Н3РО2) — гіпофосфіти, в яких Р знаходиться в нехарактерного ступеня окислення +1.

Сполуки фосфору

Розглянемо характеристики сполук фосфору:

• Активний елемент фосфорфосфін-РН3-газ при кімнатній температурі, але вже при невеликому підвищенні температури розкладається. Розчинний в органічних розчинниках, але мало розчинний у воді. За хімічними властивостями – відновник. Отруйний. Практичного значення ця речовина не має.
• Оксиди – найбільш стабільним оксидом є фосфорний ангідрид — оксид фосфору V (P2O5). Кристалічна речовина є дуже гігроскопічним і активно використовується як осушуючий агент. Залежно від умов при взаємодії з водою утворює або метафосфорну (НРО3), або ортофосфорну (Н3РО4), або пірофосфорну (н4р2о7) кислоти. Оксид фосфору III нестійкий. Взаємодія з водою призводить до утворення фосфорноватистоъ кислоти (Н3РО3).
• Кислоти поділяють на фосфорні (містять атом фосфору в ступені окислення +5) – ортофосфорна (Н3РО4), пірофосфорна (н4р2о7), метафосфорна (НРО3) і нижчі фосфорнокислі кислоти – фосфориста (н3ро3), фосфорноватістая (н3ро2).
• Галогеніди – хлориди фосфору-широко використовувані речовини в органічному синтезі в якості хлоруючих агентів.

Спосіб отримання

У промисловості р отримують з природних ортофосфатыв при температурі 800-1000 ° з без доступу повітря із застосуванням коксу і піску:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5CO↑ + 2P↑

Отриманий пар конденсується при охолодженні в білий р.

У лабораторії для отримання р особливої чистоти використовують фосфін і тірхлорид фосфору:

2РН3 + 2РCl3 = P4 + 6HCl

Галузь застосування

В основному фосфор витрачається для виробництва ортофосфорної кислоти, яку використовують в органічному синтезі, в медицині, а також для отримання миючих засобів, з її солей отримують добрива.

h2po3 – такого з’єднання немає

Фосфор – електронна формула, властивості, молярна маса

Один з найбільш поширених простих речовин в земній корі – фосфор. У чистому вигляді не зустрічається, тому що має високу активність і швидко вступає в реакції. Входить до складу живих організмів.

Будова

Фосфор знаходиться в V групі, в третьому періоді таблиці Менделєєва. Розташовується під 15 номером. Відомо шість ізотопів фосфору, отриманих штучним шляхом.

Фосфор – елемент р-сімейства. Атом фосфору складається з позитивно зарядженого ядра +15 і 15 негативно заряджених електронів, розташованих на трьох електронних оболонках. П’ять валентних електронів розташовуються на зовнішньому енергетичному рівні: 2 – на s-орбіталі, 3 – на p-орбіталі. У звичайному стані p-орбіталь залишається незавершеною, і фосфор проявляє III валентність. У збудженому стані електрони з s-орбіталі переходять на p-орбіталь, і фосфор набуває вищу валентність – V.

Електронна формула фосфору – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3.

Фізичні властивості

Фосфор при нормальних умовах постійно знаходиться в одному агрегатному стані. Це тверде кристалічна речовина, нерозчинна у воді. Відносна атомна маса – 31 а.е.м., молярна маса – 30,9738 г / моль.

Фосфору властива алотропія – здатність модифікуватися. Модифікації відрізняються фізичними властивостями фосфору. Особливості видів описані в таблиці.

При звичайних умовах фосфор має тільки три модифікації. Однак під високим тиском з чорного фосфору можна отримати металевий фосфор. Це найщільніша модифікація (3,83 г / см3), яка проводить електричний струм.

Хімічні властивості

Активність знижується при переході від однієї модифікації до іншої. Тому активним є білий фосфор, інертним – металевий.

Фосфор вступає в реакції з багатьма простими і складними речовинами. Особливості хімічних властивостей описані в таблиці.

Фосфор не взаємодіє з вільним воднем.

Значення фосфору

У природі фосфор зустрічається у вигляді солей і мінералів. Зокрема входить до складу апатиту.

В організмі тварин і людини фосфор виконує структурну функцію. Його містять:

• білки;
• ДНК;
• АТФ;
• фосфоліпіди;
• кісткова, нервова, м’язова тканини.

Фосфор бере участь в будівництві клітинної мембрани, в метаболізмі, в механізмі скорочення м’язів. Разом з кальцієм у вигляді фосфату кальцію Са3 (PO4) 2 надає міцність скелету.

Фосфор бере участь в круговороті речовин. Основне джерело фосфору – рослини, які отримують його з грунту. У грунт фосфор потрапляє в результаті гниття. Спеціальні бактерії переробляють органічні речовини, що містять фосфор, в фосфати – неорганічні сполуки, засвоювані рослинами.

Що ми дізналися?

Фосфор – один з найважливіших елементів неорганічної хімії, який входить до складу живих організмів. Електронна конфігурація – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Має змінну валентність – III і V.Ето твердий неметал, який утворює три fkjnhjgsxys форми – білий, червоний і чорний фосфор. Форми відрізняються фізичними та хімічними властивостями. Найактивніший – білий фосфор, окислюється на повітрі. Елемент реагує з киснем, металами, неметалами, галогенами, кислотами, водою і лугами. Фосфор не реагує з воднем.