Фосфор
Фо́сфор (P) — хімічний елемент 15-ї групи (згідно із застарілою класифікацією — головної підгрупи п'ятої групи) третього періоду періодичної системи хімічних елементів; неметал; атомний номер 15. Ат. маса 30,97376. Один з найпоширеніших елементів земної кори: 0,08-0,09% її маси. У вільному стані не зустрічається через високу хімічну активність. У природі відомий один стабільний ізотоп — 31Р. Відомі оксиди фосфору P2O5, P2O3, пероксид P2O6, карбід РС3. Утворює близько 190 мінералів, найважливішими з яких є апатит Ca5(PO4)3(F, Cl, OH), фосфорит та інші. Фосфор міститься у всіх частинах зелених рослин, ще більше його в плодах і насінні (див. фосфоліпіди). Міститься в тканинах тварин, входить до складу білків та інших найважливіших органічних сполук (Аденозинтрифосфат (АТФ), Дезоксирибонуклеїнова кислота (ДНК)), є біогенним елементом.
Історія
Фосфор відкритий гамбурзьким алхіміком Геннігом Брандом у 1669 році. Подібно до інших алхіміків, Бранд намагався відшукати еліксир життя або філософський камінь, а отримав речовину, яка світиться. Цим відкриттям Бранд не збагатився і продав спосіб отримання Даніелю Крафту (Johann Daniel Kraft), який заробив на цьому статок. Трохи згодом фосфор отримав інший німецький хімік — Йоганн Кункель. Незалежно від Бранда і Кункеля фосфор отримав Роберт Бойль, який описав його в статті «Спосіб приготування фосфору з людської сечі», датованій 14 жовтня 1680 та опублікованій 1693. Удосконалений спосіб отримання фосфору був опублікований 1743 Андреасом Маргграфом. Існують дані, що фосфор вміли отримувати арабські алхіміки у XII столітті.
Те, що фосфор — проста речовина, довів Антуан Лавуазьє.
Походження назви
У 1669 році німецький алхімік Генніг Бранд при нагріванні суміші білого піску і випаруваної сечі отримав речовину, що світилася в темряві, названу спочатку «холодним вогнем», а пізніше фосфором, від грец. φως-φορος — світлоносний.
Поширення в природі
Фосфор досить поширений елемент (0,08 % маси земної кори). Концентрація у морській воді 0,07 мг/л[1]. В природі він зустрічається винятково у зв'язаному стані. Найважливішими природними сполуками фосфору є мінерали фосфорит Са3(PO4)2 і апатит, який у своєму складі містить, крім Са3(PO4)2, CaP2 або CaCl2.
Багаті родовища апатиту є на Кольському півострові, а також у південному Казахстані (гори Каратау), на Уралі, в Естонії, Ленінградській і Московській областях Російської Федерації, в Україні і в інших місцях.
Фосфор є також постійною складовою частиною живих організмів — рослин і тварин. Особливо значні його кількості містяться в кістках тварин (і людини) у вигляді фосфату кальцію Са3(PO4)2. Крім того, фосфор входить до складу нуклеїнових кислот та білків.
Прогноз скорочення запасів
Як сільськогосподарське добриво, замість того, щоб повернутись у ґрунт, з якого він походить, — через рослинні та тваринні відходи — наразі фосфор найчастіше подорожує до міст разом з врожаєм, і зрештою вимивається нашими каналізаційними системами у море. Якщо ситуація не зміниться, за різними підрахунками фосфору нам може вистачити від 35 до 400 років[2].
Фізичні властивості
Проста речовина — фосфор. Неметал. Утворює декілька алотропічних модифікацій — білий фосфор (густина 1,828, tплав 44,14 °C), червоний фосфор (густина 2,3, tплав 590 °C) та ін.
Легко окиснюється киснем повітря до оксидів, галогенами — до галогенідів, при сплавленні із сіркою утворює сульфіди, а при нагріванні з металами — фосфіди. Білий фосфор (насправді внаслідок наявності домішок має жовтуватий відтінок і тому називають також жовтим фосфором) легко самозаймається, світиться в темряві, дуже отруйний, викликає сильні опіки; червоний фосфор (суміш декількох модифікацій, в якій переважає фіолетова) менш активний хімічно, не отруйний; чорний фосфор — найменш хімічно активний, за зовнішнім виглядом схожий на графіт, на відміну від білого та червоного фосфорів, які є ізоляторами, чорний фосфор — напівпровідник.
У вільному стані фосфор буває в кількох алотропічних модифікаціях. Найбільше значення мають так звані білий і червоний фосфор.
Білий фосфор — безбарвна воскоподібна речовина з жовтуватим відтінком, через що його називають також жовтим фосфором. Утворюється при швидкому охолодженні пари фосфору. Його густина 1,82 г/см³. Температура плавлення 44,1 °C, температура кипіння 280 °C. У воді практично не розчиняється, але добре розчиняється в сірковуглеці CS2.
Білий фосфор надзвичайно отруйний — на шкірі залишає хворобливі опіки. Доза його в 0,1 г — смертельна для людини. Працювати з ним слід дуже обережно.
На повітрі білий фосфор легко окислюється. При цьому частина хімічної енергії перетворюється у світло. Тому білий фосфор у темряві світиться.
Білий фосфор — легкозаймиста речовина. Температура його займання 40 °C, а в дуже роздрібненому стані він самозаймається на повітрі навіть при звичайній температурі. Тому білий фосфор зберігають під водою.
Червоний фосфор — порошкоподібна речовина червоно-бурого кольору. Утворюється при тривалому нагріванні білого фосфору в герметично закритому посуді при температурі близько 250 °C. Червоний фосфор не отруйний і не розчиняється у сірковуглеці. Густина 2,20 г/см³. Запалюється червоний фосфор лише при температурі 240 °C. При нагріванні не плавиться, а переходить безпосередньо з твердого в газоподібний стан (сублімує). При охолодженні пари фосфору переходять у білий фосфор.
Чорний фосфор — речовина, схожа на графіт, має шарувату будову. Масний на дотик, з металічним блиском, має властивості напівпровідників. Утворюється також з білого фосфору при тривалому нагріванні (200 °C) під великим тиском (1220 МПа).
Хімічні властивості
Фосфор належить до п'ятої групи третього періоду періодичної системи елементів. Порядковий номер 15. Маючи на зовнішній електронній оболонці п'ять електронів: (15 = 2 + 8 + 5), атоми фосфору мають властивості окисника і, приєднуючи від атомів інших елементів три електрони, яких бракує для заповнення зовнішньої оболонки, перетворюються в негативно тривалентні йони: Р0 + 3e = Р3-. Фосфор менш активний окисник, ніж азот, оскільки його валентні електрони перебувають далі від ядра атома і слабше з ним зв'язані, ніж валентні електрони атомів азоту.
Атоми фосфору можуть також втрачати свої валентні електрони, перетворюючись при цьому в позитивно заряджені йони, наприклад Р0 — 5е = Р5+. У зв'язку з більшою віддаленістю валентних електронів від ядра атома фосфор набагато легше віддає ці електрони, ніж азот. Тому металічні властивості фосфору проявляються більш виразно, ніж в азоту.
З киснем фосфор сполучається досить енергійно, особливо білий, виділяючи значну кількість тепла і утворюючи пентаоксид фосфору P2O5:
- 4P + 5O2 → 2P2O5
Фосфор досить легко реагує і з іншими неметалами, особливо з хлором, з яким він навіть при невеликому нагріванні енергійно взаємодіє з утворенням безбарвних кристалів пентахлориду фосфору PCl5:
- 2P + 5Cl2 → 2PCl5
При дуже високій температурі фосфор, подібно до азоту, може сполучатися з багатьма металами, утворюючи фосфіди:
- 2P + 3Ca → Ca3P2
З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє. Але посереднім шляхом можна одержати сполуки фосфору з воднем. Наприклад, при дії на фосфід кальцію розведеної хлоридної кислоти утворюється фосфін PH3, який за своїми властивостями нагадує аміак:
- Ca3P2+6HCl → 3CaCl2 + 2PH3↑
Сполуки
Для фосфору характерним є ступінь окиснення «+5», якому відповідають природні фосфатні мінерали. Сполуки фосфору «+3» — відновники.
- Оксиди: P2O5 (який має тетраедричну структуру P4O10), P2O3, некласичні P4Ox (x=7…9).
- Кислоти
| Ступінь окиснення | Формула | Назва | Основність | Стійкі сполуки |
|---|---|---|---|---|
| +1 | H3PO2 | гіпофосфітна кислота | 1 | кислота, солі |
| +3 | H3PO3 | фосфітна кислота | 2 | кислота, солі |
| +5 | (HPO3)n | метафосфатні кислоти | n | кислоти, солі (n ≥ 3) |
| +5 | H3PO4 | (орто)фосфатна кислота | 3 | кислота, солі |
| +5 | H4P2O7 | пірофосфатна кислота | 4 | кислота, солі |
- Галогеніди фосфору: PCl5, POCl3, PCl3 та аналогічні бурхливо взаємодіють з водою, утворюючи галогенводневі кислоти.
Отримання
У вільному стані фосфор одержують відновленням фосфату кальцію вугілля в присутності діоксиду кремнію: Са3(PO4)2 + 3SiO2 → 3CaSiO3 + P2O5
- P2O5 + 5C → 2P + 5CO↑
Процес відновлення здійснюють у спеціальних електричних печах при температурі близько 1500 °C. Діоксид кремнію (пісок) додається для зниження температури реакції, витиснення фосфатного ангідриду з фосфату кальцію і видалення з печі твердих продуктів у вигляді розплавленого шлаку CaSiO3. Одержуваний фосфор виділяється в пароподібному стані, який потім охолоджують і збирають у приймачі з водою.
Застосування
У практиці застосовується переважно червоний фосфор, головним чином у сірниковому виробництві. В суміші з товченим склом і клеєм червоний фосфор наносять на бічні поверхні сірникових коробок. До складу головок сірників фосфор не входить. Вони виготовляються з суміші хлорату калію KClO3, діоксиду мангану MnO2, сірки, товченого скла і клею. При терті головки сірника об бічну поверхню сірникової коробки запалюється фосфор, який підпалює головку сірника, а від головки запалюється й дерево сірника.
Червоний фосфор застосовують в металургії як розкиснювач і компонент деяких металічних сплавів, сполуки фосфору — як добрива (суперфосфат) і в медицині. Штучний радіоактивний ізотоп 32Р — як мічений атом (Т1/2 = 14,22 доби, β-випромінювач).
Біологічна роль
Фосфатний зв'язок поєднує послідовні нуклеотиди в нитках ДНК та РНК.
АТФ слугує головним енергетичним носієм клітин.
Фосфоліпіди формують клітинні мембрани.
Міцність кісток визначається наявністю у них фосфатів.
Токсикологія та перша допомога
Хронічне отруєння білим фосфором може призвести до виродження жирової тканини та загнивання нижньої щелепи. При потраплянні на шкіру чи в очі негайно промивають 5-%вим розчином CuSO4·5H2O і накладають пов'язку просочену цим же розчином. Цим же розчином гасять білий фосфор, при цьому він вкривається металевою міддю, що ізолює його від доступу повітря:
При потраплянні всередину дають блювотне: 20 г CuSO4·5H2O на 2—3л теплої води, що також нейтралізує фосфор його окисненням. Постраждалому не можна давати молоко, оскільки наявні в ньому краплини жиру розчиняють фосфор, сприяючи його всмоктуванню стінками кишечника[3].
Див. також
Примітки
- JP Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
- Шість речей, яких скоро може не стати - а ви про це й не здогадуєтесь. BBC News Україна. 23 вересня 2019. Процитовано 12 листопада 2019.
- Василега, 1980.
Джерела
- Глосарій термінів з хімії / уклад. Й. Опейда, О. Швайка ; Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Дон. : Вебер, 2008. — 738 с. — ISBN 978-966-335-206-0.
- Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.
- Василега М. Д. Цікава хімія. — Київ : Радянська школа, 1980.
- Гірничий енциклопедичний словник : у 3 т / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Східний видавничий дім, 2001—2004.
Література
- Фосфор у ґрунтах і землеробстві України / Б. С. Носко ; Нац. акад. аграр. наук України, Нац. наук. центр "Ін-т ґрунтознавства та агрохімії ім. О. Н. Соколовського". — Харків : Бровін О. В., 2017. — 474 с. : іл., табл., портр. ; 21 см. — Бібліогр.: с. 458—474 (282 назви). — 300 пр. — ISBN 978-617-7256-82-2