ФОСФОР: ИСТОРИЯ, СВОЙСТВА, СТРУКТУРА, ПОЛУЧАВАНЕ, УПОТРЕБА - ХИМИЯ - 2025

На фосфор е неметален елемент, който е представен със символа P химически и има атомен номер 15. Той има три основни алотропна форми: бял, червен фосфор и черно. Белият фосфор е фосфоресциращ, изгаря спонтанно, когато е изложен на въздух, а също така е силно отровен.

Белият фосфор при температура 250 ºC става червен фосфор; неразтворима, полимерна форма, която не гори във въздуха. При високи температури и налягания, както и при наличие на катализатори или не, се получава черен фосфор, който е подобен на графита и е добър проводник на електричество.

Бял фосфор, съхраняван в бутилка с вода. Източник: W. Oelen

Фосфорът е изолиран за първи път от H. Brand през 1669 г. За това той използва урината като източник на този елемент. През 1770 г. У. Шеле открива, че той също може да изолира фосфор от костите.

По-късно, поради създаването на електрическата пещ от J. Burgess Readman (1800), фосфатните скали се превръщат в основен източник на производство на фосфор от минералния флуороапатит, присъстващ в тях.

Фосфорът е дванадесетият най-изобилен елемент в земната кора, който представлява 0,1% от теглото му. Освен това той е шестият елемент в изобилие в човешкото тяло; основно концентрирани в костите под формата на хидроксилапатит.

Следователно той е съществен елемент за живите същества, превръщайки се в едно от трите основни хранителни вещества на растенията. Фосфорът е част от химическата структура на нуклеиновите киселини; на съединения за съхранение на енергия (ATP), коензими; и като цяло на съединенията на метаболизма.

история

- Откритие

В урината

Картина на Джоузеф Райт от Дерби, илюстрираща откриването на фосфор. Източник: Джоузеф Райт от Дерби

Фосфорът е изолиран от Хенинг Бранд през 1669 г., като е първият човек, който изолира елемент. Марка беше немски алхимик от Хамбург и успя да получи фосфорно съединение от урината. За да направи това, той събра урината от 50 кофи и я остави да се разложи.

След това Мард изпари урината и получи черен остатък, който запази няколко месеца. Към това той добавя пясък и го нагрява, като успява да елиминира газовете и маслата. Накрая той получи бяло твърдо вещество, което светеше зелено в тъмнината, което той нарече „студен огън“.

Терминът „фосфор“ съвпада от гръцката дума „Фосфорос“, която означава носител на светлина.

Бранд не публикува експерименталните си резултати и го продаде на различни алхимици, включително: Йохан Крафт, Кункъл Лоуенстерн и Вилхелм Лайбниц. Вероятно някои от тях съобщават за работата на Бранд в Парижката академия на науките, като по този начин разпространяват своите изследвания.

Бранд обаче всъщност не изолира фосфор, а амоняк натриев фосфат. През 1680 г. Робърт Бойл подобрява процедурата на Бранд, чрез която успява да получи алотропна форма на фосфор (P ₄).

В костите

Йохан Готлиб Ган и Карл Вихелм Шеле установяват през 1769 г., че съединение на фосфор, калциев фосфат е открито в костите. Обезмаслените кости бяха подложени на процес на храносмилане със силни киселини, като сярна киселина.

Тогава продуктът на храносмилането се нагрява в стоманени съдове с въглища и въглища, като по този начин се получава бял фосфор чрез дестилация в ретор. Костите са основният източник на фосфор до 1840 г., когато са заменени за тази цел с гуано.

В гуано

Гуано е смес от птичи изхвърляния и продукти от разлагане на птици. Използван е като източник на фосфор и торове през 19 век.

- Индустриално развитие

Фосфатните скали се използват през 1850 г. като източник на фосфор. Това, заедно с изобретяването на електрическата пещ за калциниране на скали от James Burgess Readman (1888), направи PRs основната суровина за производството на фосфор и торове.

През 1819 г. са създадени фабриките за кибрит, които започват индустриалното развитие на използването на фосфор.

Физични и химични свойства

Външен вид

В зависимост от алотропната форма, тя може да бъде безцветна, восъчно бяла, жълта, алена, червена, лилава или черна.

Атомно тегло

30,973 ф

Атомно число (Z)

петнадесет

Точка на топене

Бял фосфор: 44.15 ºC

Червен фосфор: ~ 590 ºC

Точка на кипене

Бял фосфор: 280,5 ºC

Плътност (стайна температура)

Бяло: 1823 грам / cm ³

Червено: 2.2-2.34 г / см ³

Виолетово: 2,36 g / cm ³

Черен: 2.69 g / cm ³

Топлина от синтез

Бял фосфор: 0,66 kJ / mol

Топлина от изпаряване

Бял фосфор: 51,9 kJ / mol

Моларен калоричен капацитет

Бял фосфор: 23,824 J / (mol.K)

Окислителни състояния

-3, -2, -1, +1, +2, +3, +4 и +5

В зависимост от електроотрицателността на елементите, с които е комбиниран, фосфорът може да покаже окислителното състояние +3 или -3. Фосфорът, за разлика от азота, има тенденция да реагира за предпочитане със +5 окислително състояние; такъв е случаят с фосфорен пентоксид (P ₂ O ₅ или P ₂ ⁵⁺ O ₅ ²⁺).

Електроотрицателност

2.19 по скалата на Полинг

Йонизационна енергия

-Първо: 1,101 kJ / mol

-Второ: 2,190,7 kJ / mol

-Трето: 2,914 kJ / mol

Топлопроводимост

Бял фосфор: 0,236 W / (mK)

Черен фосфор: 12,1 W / (mK)

Показано е как черният фосфор провежда почти шест пъти повече топлина от белия фосфор.

Магнетичен ред

Бял, червен, лилав и черен фосфор са диамагнитни.

Изотопи

Фосфорът има 20 изотопа, като основните са: ³¹ P, единственият стабилен изотоп с изобилие от 100%; ³² P изотоп емитер β ^- и с период на полуразпад 14,28 дни; и ³³ P, β излъчващ изотоп ^- и с период на полуразпад 25,3 дни.

фосфоресценция

Белият фосфор е фосфоресциращ и излъчва зелена светлина на тъмно.

Алотропни промени

Белият фосфор е нестабилен и се променя при температури близки до 250ºC до полимерна форма, известна като червен фосфор, която може да варира от оранжев до лилав цвят. Това е аморфно вещество, но може да стане кристално; не свети на тъмно и не гори във въздуха.

Белият фосфор при високи температури и налягане или в присъствието на катализатори се трансформира в полимерна форма, различна от червена фосфорна: черен фосфор. Това е кристално вещество с черен цвят, инертно, подобно на графит и има способността да провежда електричество.

разтворимост

Белият фосфор в чиста форма е неразтворим във вода, въпреки че може да се разтвори във въглероден сулфид. Междувременно червеният и черният фосфор са неразтворими във вода и са по-малко летливи от белия фосфор.

реактивност

Фосфор спонтанно изгаря във въздуха на форма P ₂ O _5, и това от своя страна може да реагира с три молекули вода за образуване ортофосфорна или фосфорна киселина (Н ₃ PO ₄).

Чрез действието на горещата вода се образуват фосфин (PH ₃) и фосфорни оксациди.

Фосфорната киселина действа върху фосфатните скали, причинявайки дихидроген калциев фосфат или суперфосфат.

Той може да реагира с халогени за образуване на халогени PX ₃, като X представлява F, Cl, Br или I; или халогениди с формула PX ₅, където X е F, CI или Вг.

По същия начин фосфорът реагира с метали и металоиди, за да образува фосфиди, а със сяра да образува различни сулфиди. От друга страна, той се свързва с кислорода, за да създаде естери. По същия начин, той се комбинира с въглерод и образува органични фосфорни съединения.

Структура и електронна конфигурация

- Връзки и тетраедрична единица

Фосфорните атоми имат следната електронна конфигурация:

3s ² 3p ³

Следователно той има пет валентни електрона, подобно на азота и другите елементи от група 15. Тъй като е неметален елемент, неговите атоми трябва да образуват ковалентни връзки, докато валентният октет не бъде завършен. Азот постига това, като се наложи като двуатомни молекули N ₂, с тройна връзка, N≡N.

Същото се случва и с фосфор: две от P атома връзка с тройна връзка за образуване на Р ₂ молекула, P≡P; това е дифосфорният алотроп. Фосфорът обаче има по-висока атомна маса от азота и неговите 3p орбитали, по-дифузни от 2p азот, се припокриват по-малко ефективно; Ето защо, P ₂ съществува само в газообразно състояние.

Вместо това при стайна температура Р атомите предпочитат да се организират ковалентно по друг начин: в тетраедрична молекула Р ₄:

P4 молекулни единици в бели фосфорни кристали. Източник: Benjah-bmm27 чрез Wikipedia.

Обърнете внимание, че в изображението преди всичко P атомите имат три единични връзки вместо една тройна връзка. По този начин, фосфорът в Р ₄ завършва валентния си октет. Въпреки това, в P ₄ има напрежение в PP връзките, тъй като техните ъгли са далеч от 109,5º с просто око.

- Алотропи

Бял фосфор

Същото изображение на P ₄ единиците и тяхната нестабилност обясняват защо белият фосфор е най-нестабилният алотроп на този елемент.

Р на ₄ единици са разположени в пространството, за да се определи Ск кристал (α фаза) при нормални условия. Когато температурата падне до -77.95 ºC, кристалът на bcc се трансформира в hcp (вероятно), по-плътен (β фаза). Това означава, че P ₄ единици са подредени в две редуващи се слоеве, А и В, да се създаде ABAB… последователност.

Червен фосфор

Веригообразна структура за червен фосфор. Източник: Габриел Боливар.

На изображението по-горе е показан само малък сегмент от структурата на червения фосфор. Тъй като трите единици са подредени "симетрично", може да се каже, че това е кристална структура, която се получава при нагряване на този фосфор над 250 ° С.

Червеният фосфор обаче през повечето време се състои от аморфно твърдо вещество, така че структурата му е разхвърляна. Тогава полимерните вериги на Р4 _биха били подредени без видим модел, някои по-горе и други под една и съща произволна равнина.

Обърнете внимание, че това е основната структурна разлика между белия и червения фосфор: в първия _Р4 се намират индивидуално, а във втория - образуващи вериги. Това е възможно, тъй като една от РР връзките в тетраедъра е прекъсната, за да се свърже със съседния тетраедър. По този начин напрежението на пръстена се намалява и червеният фосфор придобива по-голяма стабилност.

Когато има смес от двата алотропа, той се предлага на окото като жълт фосфор; смес от тетраедри и аморфни фосфорни вериги. Всъщност, белият фосфор става жълтеникав, когато е изложен на слънчевите лъчи, тъй като радиацията благоприятства разкъсването на вече споменатата РР връзка.

Виолетов или Хитторф фосфор

Молекулна структура на виолетовия фосфор. Източник: Кадмий в английската Уикипедия

Виолетовият фосфор е окончателната еволюция на червения фосфор. Както се вижда от горното изображение, той все още се състои от полимерна верига; но сега структурите са по-сложни. Изглежда, че структурното звено, вече не е P ₄ но P ₂, подредени по такъв начин, че да формират нередовни петоъгълни пръстени.

Въпреки колко асиметрична изглежда структурата, тези полимерни вериги успяват да се подредят достатъчно добре и с периодичност, за да може виолетовият фосфор да установи моноклинни кристали.

Черен фосфор

Структура на черен фосфор, гледан от различни ъгли. Източник: Benjah-bmm27.

И най-накрая имаме най-стабилния фосфорен алотроп: черният. Приготвя се чрез загряване на бял фосфор под налягане 12 000 атм.

В горното изображение (отдолу) се вижда, че структурата му от по-висока равнина има известна прилика с тази на графита; това е чиста мрежа от шестоъгълни пръстени (дори и да изглеждат като квадратчета).

В горния ляв ъгъл на изображението това, което току-що е коментирано, може да бъде оценено по-добре. Молекулната среда на P атомите са триъгълни пирамиди. Обърнете внимание, че структурата, гледана отстрани (горния десен ъгъл), е подредена на слоеве, които прилягат един върху друг.

Структурата на черния фосфор е доста симетрична и подредена, което съответства на способността му да се утвърждава като орторомбични кристали. Подреждането на техните полимерни слоеве прави P атомите недостъпни за много химични реакции; и затова е значително стабилен и не много реактивен.

Въпреки че си струва да се спомене, дисперсионните сили в Лондон и моларните маси на тези фосфорни твърди частици са това, което управлява някои от техните физически свойства; докато неговите структури и PP връзки определят химичните и други свойства.

Къде да намеря и получавам

Апатит и фосфорит

Той е дванадесетият елемент от земната кора и представлява 0,1% от теглото му. Има около 550 минерала, които съдържат фосфор, като апатитът е най-важният минерал за получаване на фосфор.

Апатитът е минерал от фосфор и калций, който може да съдържа променливи количества флуор, хлорид и хидроксид, чиято формула е следната:. Освен апатит има и други фосфорни минерали с търговско значение; такъв е случаят с wavelite и vivianita.

Фосфатната скала или фосфоритът е основният източник на фосфор. Това е недетритна утаечна скала, която има съдържание на фосфор 15-20%. Фосфорът обикновено присъства като Ca ₁₀ (PO ₄) ₆ F ₂ (флуороапатит). Той също присъства като хидроксиапатит, макар и в по-малка степен.

Освен това флуороапатитът може да бъде намерен като част от магматични и метаморфни скали, както и варовици и разкопки.

Електротермална редукция на флуороапатит

Избраните фосфатни скали се прехвърлят в пречиствателната станция за преработка. Първоначално те се раздробяват, за да се получат скални фрагменти, които след това се смилат в топкови мелници със 70 оборота в минута.

След това продуктът от смилането на скалните фрагменти се пресява, за да може да ги фракционира. Тези фракции със съдържание на фосфор 34% са избрани като фосфорен пентоксид (P ₂ O ₅).

Бял фосфор (P ₄) се получава индустриално чрез електротермално редуциране на флуороапатит с въглерод при температура 1500 ° С в присъствието на силициев оксид:

2Ca ₃ (PO ₄) ₂ (s) + 6SiO ₂ (s) + 10 C (s) => P ₄ (g) + CaSiO ₃ (l) + CO (g)

P ₄ в газообразно състояние след кондензация се събира и съхранява като бяло твърдо вещество, потопено във вода, за да се предотврати реакцията му с външен въздух.

сплави

с меден цвят

Фосфорният капак се произвежда с различни проценти мед и фосфор: Cu 94% - P 6%; Cu 92% - P 8%; Cu 85% - P 15% и т.н. Сплавта се използва като разкислител, омокрящ агент за медната промишленост, а също и като нуклеант в алуминиевата промишленост.

бронз

Те са мед, фосфор и калаени сплави, които съдържат 0,5 - 11% фосфор и 0,01 - 0,35% калай. Калайът повишава устойчивостта на корозия, докато фосфорът увеличава износоустойчивостта на сплавта и й придава твърдост.

Използва се при производството на пружини, болтове и като цяло в изделия, които изискват устойчивост на умора, износване и химическа корозия. Използването му се препоръчва в витлата на лодките.

Никелиран

Най-известната сплав е NiP ₂₀, като фосфорният никел се използва в спояване на сплави за подобряване на тяхната устойчивост на химическа ерозия, окисляване и високи температури.

Сплавта се използва в компоненти на газови турбини и реактивни двигатели, галванопластика и в производството на заваръчни електроди.

Рискове

Белият фосфор причинява тежки изгаряния на кожата и е мощна отрова, която може да бъде фатална при дози от 50 mg. Фосфорът инхибира клетъчното окисляване, пречи на клетъчното управление на кислорода, което може да доведе до мастна дегенерация и клетъчна смърт.

Острото отравяне с фосфор предизвиква коремна болка, парене, дъх с мирис на чесън, фосфоресциращо повръщане, изпотяване, мускулни крампи и дори състояние на шок в рамките на първите четири дни от приема.

По-късно се прояви жълтеница, петехии, кръвоизлив, засягане на миокарда с аритмии, промяна на централната нервна система и смърт на десетия ден след поглъщането.

Най-очевидната проява на хронично отравяне с фосфор е увреждане на костната структура на челюстта.

Увеличение на плазмената концентрация на фосфор (хиперфосфатемия) обикновено се наблюдава при пациенти с бъбречна недостатъчност. Това причинява ненормално отлагане на фосфати в меките тъкани, което може да доведе до съдова дисфункция и сърдечно-съдови заболявания.

Приложения

Фосфорът е основен елемент за растенията и животните. Това е едно от трите основни хранителни вещества на растенията, като е необходимо за техния растеж и енергийни нужди. Освен това той е част от нуклеиновите киселини, фосфолипидите, междинните продукти на метаболитните процеси и др.

При гръбначните животни фосфорът присъства в костите и зъбите под формата на хидроксилапатит.

- Елементарен фосфор

Кутия кибрит или "кибрит". Източник: Pxhere.

С фосфор се прави химичен емайл, който се използва за осветяване на знаци, поставени върху алуминий и неговите сплави; както и във фосфорна мед и бронз.

Използва се и за направата на запалителни бомби, гранати, димни бомби и проследяващи куршуми. Червеният фосфор се използва за създаване на мачове или мачове за безопасност.

Бял фосфор се използва за получаване на органофосфати. В допълнение, той се използва при производството на фосфорна киселина.

Голямо количество фосфор, произведени се изгарят за получаване на фосфор тетраоксид (P ₄ O ₁₀), получено под формата на прах или твърдо вещество.

- Съединения

фосфин

Той е суровината за получаване на различни фосфорни съединения. Действа като допинг агент за електронни компоненти.

Фосфорна киселина

Използва се при производството на безалкохолни напитки поради характерния аромат, който им придава. Той действа върху фосфатните скали и образува дихидроген калциев фосфат, известен още като суперфосфат, който се използва като тор.

Фосфорната киселина е кондициониращ елемент на зъбния емайл, за да улесни адхезията на вашите възстановителни материали. Той също така се използва, смесен с масло, карбамид, катран, битум и пясък, за да образува асфалт; материал, използван при ремонта на наземни комуникационни пътища.

Органофосфати

Органофосфатните съединения имат многобройни приложения; като: забавители на горенето, пестициди, екстракционни агенти, средства за нервно действие и за обработка на вода.

Дихидроген калциев фосфат дихидрат

Използва се като тор, бакпулвер, добавка за хранене на животни и при направата на паста за зъби.

Фосфорен пентоксид

Използва се в химическия анализ като дехидратиращо средство и в органичния синтез като кондензиращо средство. Съединението е предназначено предимно за производството на ортофосфорна киселина.

Натриев триполифосфат

Използва се в почистващи препарати и като омекотител за вода, което подобрява действието на детергентите и спомага за предотвратяване на корозия на тръбите.

Тринатриев фосфат

Използва се като почистващо средство и омекотител за вода.

Натриеви фосфати

Двуосновен натриев фосфат (Na ₂ HPO ₄) и едноосновен натриев фосфат (NaH ₂ PO ₄) са компоненти на рН буферната система, която действа дори при живи същества; включително човешки същества.

Препратки

1. Рейд Даниел. (2019). Алотропи на фосфор: форми, приложения и примери. Изследване. Възстановено от: study.com
2. Проф. Робърт Дж. Ланкашир. (2014). Лекция 5в. Структура на елементите, продължение P, S и I. Възстановени от: chem.uwimona.edu.jm
3. BYJU-те години. (2019). Червен фосфор. Възстановено от: byjus.com
4. Bing Li, Ceng-Ceng Ren, Shu-Feng Zhang и др. (2019). Електронни структурни и оптични свойства на многослоен син фосфор: първоначално проучване. Списание за наноматериали, кн. 2019 г., номер на артикул 4020762, 8 страници. doi.org/10.1155/2019/4020762
5. Д-р Тесто Стюар. (2019). Факти на фосфорния елемент. Chemicool. Възстановено от: chemicool.com
6. Wikipedia. (2019). Фосфор. Възстановено от: en.wikipedia.org
7. Хелменстин, Ан Мари, доктор на науките (03 юли 2019 г.). Факти за фосфор (атомно число 15 или елемент символ P). Възстановено от: thinkco.com
8. Институт Линус Полинг. (2019). Фосфор. Възстановено от: lpi.oregonstate.edu
9. Bernardo Fajardo P. & Héctor Lozano V. (nd). Национална обработка на фосфатни скали за производство на суперфосфати., Възстановено от: bdigital.unal.edu.co
10. Редакторите на Encyclopaedia Britannica. (16 ноември 2018 г.). Фосфор Химически елемент. Encyclopædia Britannica. Възстановено от: britannica.com
11. Reade International Corp. (2018). Медна фосфорна (CuP) сплав. Възстановено от: reade.com
12. KBM Affilips. (27 декември 2018 г.). Никел фосфор (NiP) Основна сплав. AZoM. Възстановено от: azom.com
13. Lenntech BV (2019). Периодична таблица: фосфор. Възстановена от: lenntech.com
14. Абхиджит Найк. (21 февруари 2018 г.). Използва фосфор. Възстановено от: sciencestruck.com