PHOSPHOR, P (lat. Phosphorus * a. phosphor; n. Phosphor; f. phosphor; i. fosforo), er et kemisk grundstof af gruppe V i Mendeleevs periodiske system, atomnummer 15, atommasse 30,97376. Naturligt fosfor er repræsenteret af én stabil isotop 31 R. Der er 6 kendte kunstige radioaktive isotoper af fosfor med massetal 28-30 og 32-34.
Metoden til at opnå fosfor kan have været kendt af arabiske alkymister så tidligt som i det 12. århundrede, men den almindeligt accepterede dato for opdagelsen af fosfor er 1669, hvor H. Brand () opnåede et stof, der glødede i mørket, kaldet "kulde" brand". Eksistensen af fosfor som et kemisk grundstof blev bevist i begyndelsen af 70'erne. 1700-tallet fransk kemiker A. Lavoisier.
Ændringer og egenskaber
Elementært fosfor eksisterer i form af flere allotropiske modifikationer - hvid, rød, sort. Hvidt fosfor er et voksagtigt, gennemsigtigt stof med en karakteristisk lugt, dannet ved kondensering af fosfordamp. I nærvær af urenheder - spor af rødt fosfor, arsen, jern osv. - er det farvet gult, derfor kaldes kommercielt hvidt fosfor gult. Der er 2 modifikationer af hvidt fosfor: a-P har et tæt pakket kubisk gitter a = 0,185 nm; massefylde 1828 kg/m3; smeltepunkt 44,2°C, kogepunkt 277°C; termisk ledningsevne 0,56 W/(m.K); molær varmekapacitet 23,82 J/(mol.K); temperaturkoefficient for lineær udvidelse 125,10 -6 K -1 ; Med hensyn til elektriske egenskaber er hvidt fosfor tæt på dielektrikum. Ved en temperatur på 77,8°C og et tryk på 0,1 MPa omdannes a-P til b-P (rhombisk gitter, densitet 1880 kg/m 3). Opvarmning af hvidt fosfor uden luftadgang ved 250-300°C i flere timer fører til dannelsen af en rød modifikation. Almindelig kommerciel rød fosfor er praktisk talt amorf, men ved langvarig opvarmning kan den omdannes til en af de krystallinske former (triklinisk, kubisk) med en densitet på 2000 til 2400 kg/m 3 og et smeltepunkt på 585-610°C. Under sublimering (sublimeringstemperatur 431°C) bliver rødt fosfor til gas, hvoraf der ved afkøling hovedsageligt dannes hvidt fosfor. Når hvidt fosfor opvarmes til 200-220°C under et tryk på 1,2-1,7 GPa, dannes sort fosfor. Denne type transformation kan udføres ved normalt tryk (ved 370°C), ved at bruge som en katalysator, såvel som en lille mængde sort fosfor til podning. Sort fosfor er et krystallinsk stof med et rhombisk gitter (a=0,331, b=0,438 og c=1,05 nm), massefylde 2690 kg/m 3, smeltepunkt 1000 °C; ligner grafit i udseende; halvleder, diamagnetisk. Når det opvarmes til en temperatur på 560-580°C og mættet damptryk, bliver det til rødt fosfor.
Kemisk fosfor
Fosforatomer kombineres til diatomiske (P 2) og tetraatomiske (P 4) polymermolekyler. De mest stabile molekyler under normale forhold er dem, der indeholder lange kæder af indbyrdes forbundne P4-tetraedre. I forbindelser har fosfor en oxidationstilstand på +5, +3, -3. Ligesom nitrogen i kemiske forbindelser danner det hovedsageligt en kovalent binding. Fosfor er et kemisk aktivt grundstof. Dens hvide modifikation er karakteriseret ved den største aktivitet, som spontant antændes ved en temperatur på omkring 40°C, derfor opbevares den under et lag vand. Rødt fosfor antændes ved slag eller gnidning. Sort fosfor er inaktivt og svært at antænde, når det antændes. Fosforoxidation er normalt ledsaget af kemiluminescens. Når fosfor brænder i overskud af ilt, dannes P 2 O 5, og når der er mangel dannes hovedsageligt P 2 O 3. Fosfor danner syrer: ortho- (H 3 PO 4), polyphosphorsyre (H n + 2 PO 3n + 1), fosfor (H 3 PO 3), phosphor (H 4 P 2 O 6), fosfor (H 3 PO 2) , samt persyrer: perphosphorsyre (H 4 P 2 O 8) og monoperphosphorsyre (H 3 PO 5).
Fosfor reagerer direkte med alle halogener og frigiver store mængder varme. Fosforsulfider og -nitrider er kendte. Ved en temperatur på 2000°C reagerer phosphor med kulstof og danner carbid (PC 3); når fosfor opvarmes med metaller - fosfider. Hvidt fosfor og dets forbindelser er meget giftige, MPC 0,03 mg/m3.
Fosfor i naturen
Det gennemsnitlige fosforindhold i jordskorpen (clarke) er 9,3,10 -2 %, i ultrabasiske bjergarter er det 1,7. 10 -2%, basisk - 1.4.10 -2%, sur - 7.10 -2%, sedimentær - 7.7.10 -2%. Fosfor er involveret i magmatiske processer og migrerer kraftigt i biosfæren. Begge processer er forbundet med dets store ophobninger, der danner industrielle aflejringer af apatitter - Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl) og phosphoritter - amorft Ca 5 (PO 4) 3 (OH, CO 3) med forskellige urenheder. Fosfor er et ekstremt vigtigt biogent element, som akkumuleres af mange organismer. Processerne med fosforkoncentration i jordskorpen er forbundet med biogen migration. Der kendes mere end 180 mineraler, der indeholder fosfor.
Kvittering og brug
I industriel skala udvindes fosfor fra naturlige fosfater ved elektrotermisk reduktion med koks ved temperaturer på 1400-1600°C i nærværelse af silica (kvartssand); Efter rensning for støv sendes gasformigt fosfor til kondenseringsanlæg, hvor flydende teknisk hvidt fosfor opsamles under et lag vand. Hovedparten af det producerede fosfor forarbejdes til fosforsyre og fosforgødning og tekniske salte, der opnås på basis af det. Salte af fosforsyrer - fosfater, og i lidt mindre grad - fosfitter og hypofosfitter er meget udbredt. Hvidt fosfor bruges til fremstilling af brand- og røgprojektiler; rød - i tændstikproduktion.
Krystallinsk svovl Svovldioxid (i krystaller)
Svovl
Svovl S er et hårdt, sprødt, gult krystallinsk stof med et smeltepunkt på 119,3°C. Men du må ikke forveksle dette svovl med det svovl, der findes i tændstikker. Tændstikkernes hoveder indeholder hovedsageligt komplekse stoffer, hvoraf det ene er kaliumchlorat (KClO3), som spontant kan antændes ved friktion eller temperatur. Svovl- et simpelt stof og er til stede her som en af de komponenter, der udgør tændstikhovedet.
Svovl modifikationer:
Der er to modifikationer af svovl: skørt svovl Og plastisk svovl. Ved 113°C krystallinsk svovl smelter til en gul, vandig væske. Smeltet svovl ved en temperatur på 187°C bliver meget tyktflydende og bliver hurtigt mørkere. Samtidig ændres dens strukturelle tilstand. Og opvarmer man svovl til 445 °C, koger det. Ved at hælde kogende svovl i en tynd stråle i koldt vand kan man opnå plastisk svovl - en gummilignende modifikation bestående af polymerkæder. I denne tilstand er svovl i stand til at deformere og strække uden at kollapse. Men så snart det ligger i luften i flere dage, bliver det tilbage til et skrøbeligt materiale.
Svovl er et dielektrikum. Det kan tjene som varmeisolator.
Svovl oxiderer let næsten alle metaller undtagen guld Au, platin Pt og ruthenium Ru. Svovl oxiderer alkaliske (natrium Na, kalium K, lithium Li, calcium Ca) og jordalkalimetaller (aluminium Al, magnesium Mg) selv ved stuetemperatur. I luften krystallinsk svovl brænder med en blå flamme for at danne svovldioxid SO 2 (en gas med en ubehagelig kvælende lugt). Når svovl forbrændes i brint, dannes en giftig gas - svovlbrinte.
Mange produkter, når de forkæles, udsender en specifik lugt af svovlbrinte. Svovl bruges industrielt til fremstilling af svovlsyre. Oxiderende Svovldioxid SO 2 i et iltberiget miljø opnås svovltrioxid SO 3 er en viskøs gennemsigtig væske.
Svovlsyreanhydrid eller svovltrioxid SO 3 ved stuetemperatur er en farveløs, let flygtig væske (t kogepunkt = 45 ° C), som med tiden bliver til en asbestlignende modifikation bestående af skinnende silkebløde krystaller. Svovlsyreanhydridfibre er kun stabile i en forseglet beholder. De absorberer fugt fra luften og bliver til en tyk, farveløs væske - oleum (fra det latinske oleum - "olie"). Selvom oleum formelt kan betragtes som en opløsning af SO 3 i H 2 SO 4.
Svovldioxid udviser en stærk blegende effekt: Hvis for eksempel en rød rose anbringes i en beholder med svovldioxid SO 2, vil den miste sin farve.
Fosfor
Dette stof kan eksistere i to former: rødt fosfor Og hvidt fosfor(hvidt fosfor kaldes også gult fosfor).
Hvidt fosfor (eller gult fosfor) er et giftigt, meget reaktivt, blødt, voksagtigt stof med svagt gul farve, opløseligt i kulstofdisulfid og benzen. I luften antændes hvidt fosfor ved 34 °C og brænder med en klar hvid flamme til dannelse af fosforoxid. Hvidt fosfor smelter ved en temperatur på 44,1°C og lyser i mørke. Kan forårsage alvorlige forbrændinger i tilfælde af hudkontakt.
Meget giftig: en dødelig dosis på omkring 0,1 g (omtrent det samme som kaliumcyanid - 0,12 g). På grund af faren for selvantændelse i luften opbevares hvidt fosfor under et lag vand. og sort fosfor er mindre giftige, da de er ikke-flygtige og praktisk talt uopløselige i vand. Hvidt fosfor er allerede ved stuetemperatur, og andre modifikationer af fosfor, når de opvarmes, reagerer med mange simple stoffer: halogener (fluor, klor, brom, jod, astatin), oxygen, svovl og nogle metaller. Opvarmer man hvidt fosfor til 300 0 C uden adgang til luft, bliver det gradvist til rødt fosfor. Rødt fosfor er et fast stof, ugiftigt, lyser ikke i mørke og antændes ikke spontant.
Navnet rødt fosfor refererer til flere modifikationer, der adskiller sig i tæthed og farve: det spænder fra orange til mørkerød og endda lilla. Alle varianter rødt fosfor uopløselige i organiske opløsningsmidler, sammenlignet med hvidt fosfor er de mindre reaktive (rødt fosfor antændes i luften ved t>200 °C)
Vand opløser ikke fosfor. Det er normalt opløst i ethylalkohol.
Under tryk af hundredvis af atmosfærer opnås sort fosfor, hvis egenskaber ligner metal (det leder elektricitet og skinner). Sort fosfor har et krystalgitter, der ligner metaller.
Hvorfor gløder fosfor?
Hvis de siger, at fosfor gløder, så mener de kun hvidt fosfor! I sit molekyle (spidserne af en pyramide med en trekantbase) har hvert toppunkt et par elektroner, der er placeret uden for overfladen af den imaginære pyramide. Fosforatomer er "åbne" og er let tilgængelige for alle atomer af andre grundstoffer - oxidationsmidler (for eksempel ilt fra luften). De tilgængelige elektronpar af fosfor tjener som en "lokkemad" for alle andre atomer, der er klar til at vedhæfte en andens elektron (med høj elektronegativitet). Hvidt fosfor lyser af en grund - det oxiderer - for det første er iltatomer placeret mellem fosforatomer. Dette sker indtil alle frie elektronpar er knyttet til ilt. Herefter holder hvidt fosfor op med at gløde og bliver til fosforoxid P2O5.
Fosforoxid er et relativt stabilt stof, men det reagerer aktivt med vand og danner metaphosphorsyre HPO 3 og orthophosphorsyre H 3 PO 4
Fosforsyrer
Når phosphoroxid P2O5 opløses i vand, dannes det orthophosphorsyre H3PO4. Denne syre er en af de svage syrer, derfor reagerer den ikke med de fleste metaller, men fjerner kun oxidfilmen på deres overflade. Det bruges ofte ved reparation af elektrisk udstyr, lodning af elektroniske tavler mv. Det er en god rustfjerner.
Fosfor danner to syrer: den ene er orthophosphorsyre, den anden er metafosforisk(HPO 3). Men den anden syre er ikke en stabil forbindelse og oxiderer hurtigt og danner orthophosphorsyre.
Den første omtale af fosforammunition går tilbage til begyndelsen af det 20. århundrede - i 1916 dukkede granater proppet med hvidt fosfor op i England. Under Anden Verdenskrig begyndte man at bruge hvidt fosfor som et af stofferne i påfyldningen af brandbomber. I de senere år har kun den amerikanske hær aktivt brugt fosforvåben, især i Irak under bombningen af Fallujah.
I øjeblikket forstås fosforammunition som en type brandfarlig eller røgammunition fyldt med hvidt fosfor. Der er flere typer af sådanne våben og ammunition, herunder luftbomber, artillerigranater, raketter (missiler), mortergranater og håndgranater.
Urenset hvidt fosfor kaldes almindeligvis "gult fosfor". Det er et brandfarligt krystallinsk stof fra lysegul til mørkebrun i farven, som ikke opløses i vand, og i luften let oxiderer og antændes spontant. Hvidt fosfor som kemisk forbindelse er meget giftigt (forårsager skader på knogler, knoglemarv, nekrose af kæberne).
En fosforbombe spreder et brændbart stof, hvis forbrændingstemperatur overstiger 1200 °C. Det brænder med en blændende, lysende grøn flamme og udsender tyk hvid røg. Dets distributionsområde kan nå flere hundrede kvadratmeter. Forbrændingen af stoffet fortsætter, indtil tilgangen af ilt stopper, eller alt fosforet brænder ud.
For at slukke fosfor skal du bruge vand i store mængder (for at reducere temperaturen på ilden og omdanne fosfor til en fast tilstand) eller en opløsning af kobbersulfat (kobbersulfat), og efter slukning af fosforet skal du dække det med vådt sand. For at beskytte mod selvantændelse opbevares gult fosfor og transporteres under et lag vand (calciumchloridopløsning).
Brugen af hvidt fosfor giver en kompleks effekt - ikke kun alvorlige fysiske skader og langsom død, men også psykisk chok. Den dødelige dosis af hvidt fosfor for en voksen er 0,05-0,1 g. Ifølge forskere er et karakteristisk træk ved brugen af dette våben forkulning af organiske væv, og ved indånding af den brændende blanding, brænding af lungerne.
Behandling af sår forårsaget af sådanne våben kræver passende uddannet medicinsk personale. Særlig litteratur bemærker, at uerfarne og utrænede læger også kan få fosforsår, når de arbejder med berørt personale.
Militær brug af ammunition indeholdende hvidt fosfor mod mål beliggende i eller nær byer og andre befolkede områder er forbudt i henhold til internationale aftaler (protokol III til konventionen om visse konventionelle våben).
Fra historien om brugen af fosforbomber:
1916 I England blev der leveret brandgranater fyldt med hvidt fosfor til at bevæbne tropper.
Anden Verdenskrig. Hvidt fosfor begyndte at blive brugt som et af stofferne i påfyldningen af brandbomber.
I 1972 blev brandvåben ifølge konklusionen fra en særlig FN-kommission betinget klassificeret som masseødelæggelsesvåben.
1980 I henhold til FN's konvention om forbud mod eller begrænsninger i brugen af visse konventionelle våben, der kan anses for at forårsage overdreven skade eller have vilkårlige virkninger, er brug af brandvåben mod civile forbudt, og brug af luftleverede brandvåben mod civile. militære installationer i områder koncentration af civilbefolkning.
I 1980'erne brugte den vietnamesiske folkehær hvidt fosfor mod Khmer Rouge-guerillaer under besættelsen af Kampuchea.
1982 155 mm artillerigranater fyldt med hvidt fosfor blev brugt af den israelske hær under Libanonkrigen (især under belejringen af Beirut).
april 1984. I området ved havnen i Bluefields blev to nicaraguanske Contra-sabotører sprængt i luften, mens de forsøgte at plante miner fyldt med hvidt fosfor.
juni 1985. "Contra" passagerskib "Bluefields Express" og brændte skibet med amerikanske fosforgranater.
1992 Under belejringen af Sarajevo blev fosforgranater brugt af bosnisk-serbisk artilleri.
2004 Amerikanerne kastede bomber fyldt med dette stof på Fallujah (Irak).
I 2006, under Anden Libanonkrig, blev artillerigranater indeholdende hvidt fosfor brugt af den israelske hær.
år 2009. Under Operation Cast Lead i Gaza-striben brugte den israelske hær røgammunition indeholdende hvidt fosfor.
år 2014. Semyonovka. Kommandoen for antiterroroperationen begår krigsforbrydelser mod civilbefolkningen i det sydøstlige Ukraine.
Fosfor er kendt i flere allotrope modifikationer: hvid, rød, lilla og sort. I laboratoriepraksis støder man på hvide og røde modifikationer.
Hvidt fosfor er et fast stof. Under normale forhold er den gullig, blød og voksagtig i udseende. Det oxiderer og antændes let. Hvidt fosfor er giftigt og efterlader smertefulde forbrændinger på huden. Hvidt fosfor kommer til salg i form af pinde af forskellig længde med en diameter på 0,5-2 cm.
Hvidt fosfor oxiderer let, og derfor opbevares det under vand i omhyggeligt lukkede mørke glasbeholdere i svagt oplyste og ikke særlig kolde rum (for at undgå revner i glassene på grund af frysning af vand). Mængden af oxygen indeholdt i vand og oxiderende fosfor er meget lille; det er 7-14 mg per liter vand.
Når det udsættes for lys, bliver hvidt fosfor til rødt.
Ved langsom oxidation gløder hvidt fosfor, og ved kraftig oxidation antændes det.
Hvidt fosfor tages med pincet eller metaltang; Du må under ingen omstændigheder røre ved det med dine hænder.
I tilfælde af en forbrænding med hvidt fosfor, vask det brændte område med en opløsning af AgNO 3 (1:1) eller KMnO 4 (1:10) og påfør en våd bandage gennemvædet i de samme opløsninger eller en 5% opløsning af kobbersulfat , derefter vaskes såret med vand og efter udglatning af epidermis påføres vaselinebandage med methylviolet. Søg læge ved alvorlige forbrændinger.
Opløsninger af sølvnitrat, kaliumpermanganat og kobbersulfat oxiderer hvidt fosfor og stopper derved dets skadelige virkning.
I tilfælde af hvid fosforforgiftning skal du tage en teskefuld 2% kobbersulfatopløsning oralt, indtil der opstår opkastning. Derefter, ved hjælp af Mitscherlich-testen baseret på luminescens, bestemmes tilstedeværelsen af phosphor. For at gøre dette tilsættes vand forsuret med svovlsyre til den forgiftede persons opkast og destilleres i mørket; Når fosforindholdet observeres, observeres dampglød. Den anvendte anordning er en Wurtz-kolbe, til hvis siderør er tilsluttet et Liebig-køleskab, hvorfra de destillerede produkter kommer ind i modtageren. Hvis phosphordamp ledes ind i en opløsning af sølvnitrat, udfældes et sort bundfald af metallisk sølv, der dannes efter ligningen givet i forsøget med reduktion af sølvsalte med hvidt fosfor.
Allerede 0,1 G hvidt fosfor er en dødelig dosis for en voksen.
Skær hvidt fosfor med en kniv eller saks i en porcelænsmørtel under vand. Når du bruger vand ved stuetemperatur, smuldrer fosfor. Derfor er det bedre at bruge varmt vand, men ikke højere end 25-30°. Efter at have skåret fosforet i varmt vand, overføres det til koldt vand eller afkøles med en strøm af koldt vand.
Hvidt fosfor er et meget brandfarligt stof. Den antændes ved en temperatur på 36-60°, afhængig af koncentrationen af ilt i luften. Derfor, når du udfører eksperimenter, for at undgå en ulykke, er det nødvendigt at tage højde for hvert enkelt korn af det.
Tørring af hvidt fosfor sker ved hurtigt at påføre tyndt asbest eller filterpapir, så friktion eller tryk undgås.
Hvis fosfor antændes, slukkes det med sand, et vådt håndklæde eller vand. Hvis brændende fosfor er på et ark papir (eller asbest), må dette ark ikke røres, da smeltet brændende fosfor let kan spildes.
Hvidt fosfor smelter ved 44° og koger ved 281°. Hvidt fosfor smeltes under vandet, da smeltet fosfor antændes i kontakt med luft. Ved sammensmeltning og efterfølgende afkøling kan hvidt fosfor let genvindes fra affald. For at gøre dette opvarmes hvidt fosforaffald fra forskellige eksperimenter, opsamlet i en porcelænsdigel med vand, i et vandbad. Hvis dannelsen af en skorpe er mærkbar på overfladen af smeltet fosfor, tilsættes lidt HNO 3 eller en chromblanding. Skorpen oxideres, små korn smelter sammen til en samlet masse, og efter afkøling med en strøm af koldt vand opnås et stykke hvidt fosfor.
Rester af fosfor må aldrig smides i vasken, da det, der samler sig i albuebøjningerne af afløbsrørene, kan forårsage forbrændinger for reparationsarbejdere.
Erfaring. Smeltning og underafkøling af smeltet hvidt fosfor. Et stykke hvidt fosfor på størrelse med ærte lægges i et reagensglas med vand. Reagensglasset placeres i et glas fyldt næsten til toppen med vand og fastgøres i lodret position i en stativklemme. Glasset opvarmes let og ved hjælp af et termometer bestemmes temperaturen på vandet i reagensglasset, hvor fosfor smelter. Efter at smeltningen er afsluttet, overføres reagensglasset til et glas koldt vand, og størkningen af fosfor observeres. Hvis reagensglasset er stationært, forbliver hvidt fosfor i flydende tilstand ved temperaturer under 44° (op til 30°).
Den flydende tilstand af hvidt fosfor, afkølet under dets smeltepunkt, er en tilstand af underafkøling.
Efter endt forsøg, for at gøre det lettere at udvinde fosfor, smeltes det igen, og reagensglasset nedsænkes med hullet oppe i en skrå stilling i en beholder med koldt vand.
Erfaring. Fastgøring af et stykke hvidt fosfor til enden af ledningen. For at smelte og størkne hvidt fosfor, brug en lille porcelænsdigel med fosfor og vand; den lægges i et glas med varmt og derefter koldt vand. Til dette formål skal du tage jern- eller kobbertråd med en længde på 25-30 cm og diameter 0,1-0,3 cm. Når tråden er nedsænket i størknende fosfor, hæfter den let på den. I mangel af en digel bruges et reagensglas. Men på grund af den utilstrækkeligt glatte overflade af reagensglasset er det nogle gange nødvendigt at knække det for at udvinde fosfor. For at fjerne hvidt fosfor fra ledningen skal du nedsænke det i et glas varmt vand.
Erfaring. Bestemmelse af den specifikke vægt af fosfor. Ved 10° er fosfors vægtfylde 1,83. Erfaring gør det muligt at verificere, at hvidt fosfor er tungere end vand og lettere end koncentreret H 2 SO 4.
Når et lille stykke hvidt fosfor indføres i et reagensglas med vand og koncentreret H 2 SO 4 (vægtfylde 1,84), observeres det, at fosforet synker ned i vandet, men flyder på overfladen af syren og smelter pga. den varme, der frigives ved koncentreret H 2 SO, opløses 4 i vand.
For at hælde koncentreret H 2 SO 4 i et reagensglas med vand, skal du bruge en tragt med en lang og smal hals, der når enden af reagensglasset. Hæld syren og fjern forsigtigt tragten fra reagensglasset for ikke at forårsage blanding af væskerne.
Ved forsøgets afslutning omrøres indholdet i reagensglasset med en glasstang og afkøles udefra med en strøm af koldt vand, indtil fosforet hærder, så det kan fjernes fra reagensglasset.
Ved brug af rødt fosfor observeres det, at det ikke kun synker i vand, men også i koncentreret H 2 SO 4, da dets massefylde (2,35) er større end vægtfylden af både vand og koncentreret svovlsyre.
HVID FOSFOR, GLÆD
På grund af den langsomme oxidation, der sker selv ved almindelige temperaturer, lyser hvidt fosfor i mørke (deraf navnet "luminiferous"). En grønlig lysende sky dukker op omkring et stykke fosfor i mørket, som, når fosforet svinger, sættes i en bølgelignende bevægelse.
Fosforescens (glød af fosfor) forklares ved den langsomme oxidation af fosfordamp med oxygen i luften til fosfor og fosforanhydrid med frigivelse af lys, men uden frigivelse af varme. I dette tilfælde frigives ozon, og luften omkring det ioniseres (se forsøget, der viser den langsomme forbrænding af hvidt fosfor).
Fosforescens afhænger af temperatur og iltkoncentration. Ved 10°C og normalt tryk forekommer fosforescens svagt, og i fravær af luft forekommer den slet ikke.
Stoffer, der reagerer med ozon (H 2 S, SO 2, Cl 2, NH 3, C 2 H 4, terpentinolie) svækker eller stopper helt fosforescensen.
Omdannelsen af kemisk energi til lysenergi kaldes "kemiluminescens".
Erfaring. Observation af gløden af hvidt fosfor. Hvis du i mørket observerer et stykke hvidt fosfor, der er i et glas og ikke er helt dækket af vand, vil du bemærke en grønlig glød. I dette tilfælde oxiderer vådt fosfor langsomt, men antændes ikke, da vandtemperaturen er under flammepunktet for hvidt fosfor.
Hvidt fosfors glød kan observeres, efter at et stykke hvidt fosfor har været udsat for luft i kort tid. Hvis du putter flere stykker hvidt fosfor i en kolbe på glasuld og fylder kolben med kuldioxid, sænker du enden af udløbsrøret til bunden af kolben under glasulden, og opvarmer derefter kolben lidt ved at sænke den ned i et fartøj med varmt vand, så i mørket kan du observere dannelsen af en kold bleggrønlig flamme (du kan roligt stikke din hånd ind i den).
Dannelsen af en kold flamme forklares ved, at kuldioxid, der slipper ud fra kolben, medfører fosfordampe, som begynder at oxidere ved kontakt med luft ved åbningen af kolben. I en kolbe antændes hvidt fosfor ikke, fordi det er i en atmosfære af kuldioxid. Ved afslutningen af forsøget fyldes kolben med vand.
Når man beskrev oplevelsen af at producere hvidt fosfor i en atmosfære af brint eller kuldioxid, blev det allerede nævnt, at udførelsen af disse eksperimenter i mørke gør det muligt at observere gløden af hvidt fosfor.
Hvis du laver en inskription på en væg, et ark pap eller papir med fosforescerende kridt, forbliver inskriptionen takket være fosforescens synlig i lang tid i mørket.
En sådan inskription kan ikke laves på en tavle, da dette almindelige kridt ikke klæber til det, og brættet skal vaskes med benzin eller et andet stearinopløsningsmiddel.
Fosforkridt opnås ved at opløse flydende hvidt fosfor i smeltet stearin eller paraffin. For at gøre dette tilsættes cirka to vægtdele stearin (lysstykker) eller paraffin til en vægtdel tør hvidt fosfor i et reagensglas, reagensglasset dækkes med vat for at forhindre ilt i at trænge ind og opvarmes med kontinuerlig rystning. Efter endt smeltning afkøles reagensglasset med en strøm af koldt vand, derefter knækkes reagensglasset, og den frosne masse fjernes.
Fosforkridt opbevares under vand. Ved brug pakkes et stykke sådant kridt ind i vådt papir.
Fosforkridt kan også opnås ved at tilsætte små stykker tørret hvidt fosfor til paraffin (stearin) smeltet i en porcelænskop. Hvis paraffinen antændes ved tilsætning af fosfor, slukkes den ved at dække koppen med et stykke pap eller asbest.
Efter nogen afkøling hældes opløsningen af phosphor i paraffin i tørre og rene reagensglas og afkøles med en strøm af koldt vand, indtil det stivner til en fast masse.
Herefter knækkes reagensglassene, kridtet fjernes og opbevares under vand.
OPLØSELIGHED AF HVID FOSFOR
Hvidt fosfor er tungtopløseligt i vand, lidt opløseligt i alkohol, ether, benzen, xylen, methyliodid og glycerin; opløses godt i carbondisulfid, svovlchlorid, phosphortrichlorid og tribromid, carbontetrachlorid.
Erfaring. Opløsning af hvidt fosfor i kulstofdisulfid. Kulstofdisulfid er en farveløs, meget flygtig, brandfarlig, giftig væske. Derfor, når du arbejder med det, skal du undgå at indånde dets dampe og slukke for alle gasbrændere.
Tre eller fire ærtestore stykker hvidt fosfor opløses under forsigtig rystning i et glas med 10-15 ml kulstofdisulfid.
Hvis et lille stykke filterpapir fugtes med denne opløsning og holdes i luften, vil papiret antændes efter et stykke tid. Dette sker, fordi kulstofdisulfid fordamper hurtigt, og det fintmalede hvide fosfor, der er tilbage på papiret, oxiderer hurtigt ved normale temperaturer og antændes på grund af den varme, der genereres under oxidationen. (Det er kendt, at forskellige stoffers antændelsestemperatur afhænger af graden af deres formaling.) Det sker, at papiret ikke antændes, men kun forkuller. Papiret, fugtet med en opløsning af fosfor i kulstofdisulfid, holdes i luften ved hjælp af metaltang.
Forsøget udføres omhyggeligt, så dråber af en opløsning af fosfor i kulstofdisulfid ikke falder på gulvet, på bordet, på tøjet eller på hænderne.
Hvis opløsningen kommer på din hånd, skal du hurtigt vaske den med sæbe og vand og derefter med en KMnO 4 opløsning (for at oxidere de hvide fosforpartikler, der kommer på dine hænder).
Opløsningen af fosfor i kulstofdisulfid, der er tilbage efter forsøgene, opbevares ikke i laboratoriet, da den let kan antændes.
OMDANNELSE AF HVID FOSFOR TIL RØD
Hvidt fosfor bliver til rødt ifølge ligningen:
P (hvid) = P (rød) + 4 kcal.
Installation til fremstilling af hvidt fosfor fra rødt: reaktorrør 1, rør 2, hvorigennem kuldioxid kommer ind i reaktorrøret, gasudløbsrør 3, hvorigennem hvide fosfordampe sammen med kuldioxid forlader reagensglasset og afkøles med vand
Omdannelsen af hvidt fosfor til rødt accelereres kraftigt ved opvarmning, eksponering for lys og tilstedeværelsen af spor af jod (1 G jod ved 400 G hvidt fosfor). Jod, der kombineres med fosfor, danner jodidfosfor, hvor hvidt fosfor opløses og hurtigt bliver rødt ved frigivelse af varme.
Rødt fosfor opnås ved langvarig opvarmning af hvidt fosfor i en lukket beholder i nærværelse af spor af jod til 280-340°
Når hvidt fosfor opbevares i lys i lang tid, bliver det gradvist rødt.
Erfaring. At opnå en lille mængde rødt fosfor fra hvidt. I et glasrør 10-12 langt lukket i den ene ende cm og diameter 0,6-0,8 cm der indføres et stykke hvidt fosfor på størrelse med et hvedekorn og en meget lille krystal af jod. Røret forsegles og suspenderes i et luftbad over en bakke med sand, opvarmes derefter til 280-340° og omdannelsen af hvidt fosfor til rødt observeres.
En delvis omdannelse af hvidt fosfor til rødt kan også observeres ved forsigtigt at opvarme et reagensglas indeholdende et lille stykke hvidt fosfor og en meget lille krystal af jod. Inden opvarmningen påbegyndes, lukkes reagensglasset med en vatpind af glas (asbest eller almindelig) uld og en bakke med sand lægges under reagensglasset. Reagensglasset opvarmes i 10-15 minutter (uden at bringe phosphoret i kog), og omdannelsen af hvidt fosfor til rødt observeres.
Det hvide fosfor, der er tilbage i reagensglasset, kan fjernes ved opvarmning med en koncentreret alkaliopløsning eller ved afbrænding.
Omdannelsen af hvidt fosfor til rødt kan også observeres, når et lille stykke fosfor opvarmes i et reagensglas i en atmosfære af kuldioxid til en temperatur under kogepunktet.
FORBRÆNDING AF HVID FOSFOR
Når hvidt fosfor brænder, dannes fosforanhydrid:
P 4 + 5O 2 = 2 P 2 O 5 + 2 x 358,4 kcal.
Du kan observere forbrændingen af fosfor i luft (langsomt og hurtigt) og under vand.
Erfaring. Langsom forbrænding af hvidt fosfor og luftsammensætning. Dette eksperiment blev ikke beskrevet som en metode til at opnå nitrogen, da det ikke fuldstændigt binder ilten i luften.
Atmosfærisk oxygens langsomme oxidation af hvidt fosfor sker i to trin; I det første trin dannes fosforanhydrid og ozon ifølge ligningerne:
2P + 2O 2 = P 2 O 3 + O, O + O 2 = O 3.
I andet trin oxideres phosphoranhydrid til phosphoranhydrid.
Den langsomme oxidation af hvidt fosfor er ledsaget af glød og ionisering af den omgivende luft.
Et eksperiment, der viser den langsomme forbrænding af hvidt fosfor, bør vare mindst tre timer. Den nødvendige anordning til eksperimentet er vist i fig.
Et gradueret rør med en lukket ende, der indeholder omkring 10 ml vand. Rørlængde 70 cm, diameter 1,5-2 cm. Efter at have sænket det graduerede rør, skal du fjerne fingeren fra hullet i røret, bringe vandet i røret og cylinderen til samme niveau, og notere mængden af luft, der er indeholdt i røret. Uden at hæve røret over vandniveauet i cylinderen (for ikke at lukke yderligere luft ind), indføres et stykke hvidt fosfor, der er fastgjort til enden af en ledning, i rørets luftrum.
Efter tre til fire timer eller endda to til tre dage bemærkes en stigning i vand i røret.
Ved afslutningen af eksperimentet fjernes tråden med fosfor fra røret (uden at hæve røret over vandstanden i cylinderen), bringe vandet i røret og cylinderen til samme niveau og notere mængden af luft, der er tilbage efter langsom oxidation af hvidt fosfor.
Erfaringen viser, at som følge af, at fosfor binder ilt, faldt luftmængden med en femtedel, hvilket svarer til iltindholdet i luften.
Erfaring. Hurtig forbrænding af hvidt fosfor. På grund af det faktum, at reaktionen af fosfor med ilt frigiver en stor mængde varme, antændes hvidt fosfor spontant i luften og brænder med en lys gullig-hvid flamme og danner fosforanhydrid - et fast hvidt stof, der kombinerer meget energisk med vand.
Det er tidligere nævnt, at hvidt fosfor antændes ved 36-60°. For at observere dens spontane antændelse og forbrænding anbringes et stykke hvidt fosfor på et ark asbest og dækkes med en glasklokke eller en stor tragt, på hvis hals et reagensglas placeres.
Fosfor kan let antændes med en glasstang opvarmet i varmt vand.
Erfaring. Sammenligning af antændelsestemperaturer af hvidt og rødt fosfor. I den ene ende af en kobberplade (længde 25 cm, bredde 2,5 cm og tykkelse 1 mm) læg et lille stykke tørret hvidt fosfor, og hæld en lille bunke rødt fosfor i den anden ende. Pladen sættes på et stativ og samtidig bringes omtrent ligeligt brændende gasbrændere i begge ender af pladen.
Hvidt fosfor antændes med det samme, og rødt fosfor først antændes, når dets temperatur når cirka 240°.
Erfaring. Antændelse af hvidt fosfor under vand. Et reagensglas med vand indeholdende flere små stykker hvidt fosfor anbringes i et glas varmt vand. Når vandet i reagensglasset varmes op til 30-50°, begynder en strøm af ilt at strømme ind i det gennem røret. Fosfor antændes og brænder og spreder lyse gnister.
Hvis forsøget udføres i selve glasset (uden reagensglas), sættes glasset på et stativ monteret på en bakke med sand.
REDUKTION AF SØLV- OG KOBBERSALT MED HVID FOSFOR
Erfaring. Når et stykke hvidt fosfor tilsættes til et reagensglas med en opløsning af sølvnitrat, observeres et bundfald af metallisk sølv (hvidt fosfor er et energisk reduktionsmiddel):
P + 5AgNO3 + 4H2O = H3PO4 + 5Ag + 5HNO3.
Hvis hvidt fosfor tilsættes til et reagensglas med en opløsning af kobbersulfat, udfældes metallisk kobber:
2P + 5CuSO4 + 8H2O = 2H3PO4 + 5H2SO4 + 5Cu.
Fosfor- grundstof fra 3. periode og VA-gruppe i det periodiske system, serienummer 15. Elektronisk formel for atomet [ 10 Ne]3s 2 3p 3, stabil oxidationstilstand i forbindelser +V.
Fosforoxidationstilstandsskala:
Elektronegativiteten af phosphor (2,32) er betydeligt lavere end for typiske ikke-metaller og lidt højere end for brint. Danner forskellige oxygenholdige syrer, salte og binære forbindelser, udviser ikke-metalliske (sure) egenskaber. De fleste fosfater er uopløselige i vand.
I naturen - trettende grundstof efter kemisk overflod (sjette blandt ikke-metaller), kun findes i en kemisk bundet form. Vitalt element.
Manglen på fosfor i jorden kompenseres ved indførelsen af fosforgødning - hovedsageligt superfosfater.
Allotropiske modifikationer af fosfor
Rød og hvid fosfor P. Der kendes adskillige allotrope former for fosfor i fri form, hvoraf de vigtigste er hvidt fosfor R4 og rødt fosfor Pn. I reaktionsligninger er allotropiske former repræsenteret som P (rød) og P (hvid).
Rødt fosfor består af Pn-polymermolekyler af forskellig længde. Amorf, ved stuetemperatur bliver det langsomt til hvidt fosfor. Når den opvarmes til 416 °C, sublimerer den (når dampen afkøles, kondenserer hvidt fosfor). Uopløseligt i organiske opløsningsmidler. Kemisk aktivitet er lavere end hvid fosfors. I luften antændes den kun, når den opvarmes.
Det bruges som et reagens (sikkert end hvidt fosfor) i uorganisk syntese, et fyldstof til glødelamper og en komponent i æskesmøremiddel til fremstilling af tændstikker. Ikke giftig.
Hvidt fosfor består af P4-molekyler. Blød som voks (skåret med en kniv). Smelter og koger uden nedbrydning (smelter 44,14 °C, koger 287,3 °C, p 1,82 g/cm3). Oxiderer i luften (grønt lys i mørket); med en stor masse er selvantændelse mulig. Under særlige forhold omdannes det til rødt fosfor. Godt opløseligt i benzen, ethere, kulstofdisulfid. Reagerer ikke med vand, opbevares under et lag vand. Ekstremt kemisk aktiv. Udviser redoxegenskaber. Gendan ædelmetaller fra opløsninger af deres salte.
Det bruges til fremstilling af H 3 P0 4 og rødt fosfor, som et reagens i organiske synteser, et deoxidationsmiddel af legeringer og et brandfarligt middel. Brændende fosfor skal slukkes med sand (men ikke vand!). Ekstremt giftig.
Ligninger for de vigtigste reaktioner af fosfor: 
Produktion af fosfor i industrien
- reduktion af phosphorit med varm koks (sand tilsættes for at binde calcium):
Ca 3 (PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2 R+ 5СО (1000 °С)
Fosfordampen afkøles, og der opnås fast hvidt fosfor.
Rødt fosfor fremstilles af hvidt fosfor (se ovenfor); afhængigt af betingelserne kan polymerisationsgraden n (P n) være forskellig.
Fosforforbindelser
Fosfin PH 3. Binær forbindelse, oxidationstilstanden for fosfor er III. Farveløs gas med en ubehagelig lugt. Molekylet har strukturen af et ufuldstændigt tetraeder [: P(H) 3 ] (sp 3 hybridisering). Lidt opløseligt i vand, reagerer ikke med det (i modsætning til NH 3). Et stærkt reduktionsmiddel, brænder i luft, oxiderer til HNO 3 (konc.). Vedhæfter HI. Anvendes til syntese af organophosphorforbindelser. Meget giftig.
Ligninger for de vigtigste reaktioner af fosphin:
Indhentning af fosfin laboratorier:
Casp2 + 6HCl (fortyndet) = 3CaCl + 2 RNZ
Fosfor (V) oxid P 2 O 5. Surt oxid. Hvid, termisk stabil. I den faste og gasformige tilstand har P 4 O 10-dimeren en struktur af fire tetraedre forbundet langs tre hjørner (P - O-P). Ved meget høje temperaturer monomeriserer det til P 2 O 5 . Der er også en glasagtig polymer (P 2 0 5) n. Den er ekstremt hygroskopisk, reagerer kraftigt med vand og alkalier. Gendannet med hvidt fosfor. Fjerner vand fra iltholdige syrer.
Det bruges som et meget effektivt dehydreringsmiddel til tørring af faste stoffer, væsker og gasblandinger, et reagens til fremstilling af fosfatglas og en katalysator til polymerisation af alkener. Giftig.
Ligninger for de vigtigste reaktioner af phosphoroxid +5:
Kvittering: forbrænding af fosfor i overskydende tør luft.
Orthophosphorsyre H 3 P0 4. Oxosyre. Hvidt stof, hygroskopisk, slutproduktet af interaktionen mellem P 2 O 5 og vand. Molekylet har strukturen som et forvrænget tetraeder [P(O)(OH) 3 ] (sp 3 -hybridisadium), indeholder kovalente σ-bindinger P - OH og σ, π-binding P=O. Smelter uden nedbrydning og nedbrydes ved yderligere opvarmning. Det er meget opløseligt i vand (548 g/100 g H20). En svag syre i opløsning, den neutraliseres af alkalier og ikke fuldstændig af ammoniakhydrat. Reagerer med typiske metaller. Indgår i ionbytterreaktioner.
En kvalitativ reaktion er udfældningen af et gult bundfald af sølv (I) orthophosphat. Det bruges til fremstilling af mineralsk gødning, til klaring af saccharose, som en katalysator i organisk syntese og som en komponent i anti-korrosionsbelægninger på støbejern og stål.
Ligninger for de vigtigste reaktioner af orthophosphorsyre:
Produktion af fosforsyre i industrien:
kogende fosfatsten i svovlsyre:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (konc.) = 2 H3PO4+ 3CaSO4
Natriumorthophosphat Na 3 PO 4. Oxosol. Hvid, hygroskopisk. Smelter uden nedbrydning, termisk stabil. Det er meget opløseligt i vand, hydrolyserer ved anionen og skaber et meget alkalisk miljø i opløsning. Reagerer i opløsning med zink og aluminium.
Indgår i ionbytterreaktioner.
Kvalitativ reaktion på PO 4 3- ionen
— dannelse af et gult bundfald af sølv(I) orthophosphat.
Det bruges til at eliminere den "permanente" hårdhed af ferskvand, som en komponent af rengøringsmidler og fotofremkaldere, og et reagens i syntesen af gummi. Ligninger for de vigtigste reaktioner:
Kvittering: fuldstændig neutralisering af H 3 P0 4 med natriumhydroxid eller ifølge reaktionen:
Natriumhydrogenphosphat Na 2 HPO 4. Syre oxosalt. Hvid, nedbrydes uden at smelte ved moderat opvarmning. Det er meget opløseligt i vand og hydrolyserer ved anionen. Reagerer med H 3 P0 4 (koncentreret), neutraliseret af alkalier. Indgår i ionbytterreaktioner.
Kvalitativ reaktion på HPO 4 2- ionen— dannelse af et gult bundfald af sølv (I) orthophosphat.
Det bruges som emulgator til kondensering af komælk, en komponent i madpasteurisatorer og fotoblegemidler.
Ligninger for de vigtigste reaktioner:
Kvittering: ufuldstændig neutralisering af H 3 P0 4 med natriumhydroxid i en fortyndet opløsning:
2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
Natriumdihydrogenorthophosphat NaH 2 PO 4. Syre oxosalt. Hvid, hygroskopisk. Når den opvarmes moderat, nedbrydes den uden at smelte. Det er meget opløseligt i vand, H 2 P0 4 anionen gennemgår reversibel dissociation. Neutraliseret af alkalier. Indgår i ionbytterreaktioner.
Kvalitativ reaktion på H 2 P0 4 ionen - dannelse af et gult bundfald af sølvorthophosphat (1).
Det bruges i glasproduktion, til at beskytte stål og støbejern mod korrosion, og som et blødgøringsmiddel.
Ligninger for de vigtigste reaktioner:
Kvittering: ufuldstændig neutralisering af H 3 PO 4 med natriumhydroxid:
H3PO4 (konc.) + NaOH (fortyndet) = NaH2PO4+ H2O
Calciumorthophosphat Ca 3(PO 4)2— Oxosol. Hvid, ildfast, termisk stabil. Uopløseligt i vand. Nedbrydes med koncentrerede syrer. Gendannet af koks under fusion. Hovedbestanddelen af phosphoritmalme (apatit osv.).
Det bruges til at opnå fosfor i produktionen af fosforgødning (superfosfater), keramik og glas; udfældet pulver bruges som en komponent i tandpasta og en polymerstabilisator.
Ligninger for de vigtigste reaktioner:
Fosforgødning
Blandingen af Ca(H 2 P0 4) 2 og CaS0 4 kaldes simpelt superfosfat, Ca(H 2 P0 4) 2 med en blanding af CaНР0 4 - dobbelt superfosfat, de optages let af planter, når de fodres.
De mest værdifulde gødninger er ammofos(indeholder nitrogen og phosphor), er en blanding af ammoniumsyresalte NH 4 H 2 PO 4 og (NH 4) 2 HPO 4.
Fosfor (V) chlorid PCI5. Binær forbindelse. Hvid, flygtig, termisk ustabil. Molekylet har strukturen som en trigonal bipyramide (sp 3 d-hybridisering). I fast tilstand er dimeren P 2 Cl 10 med den ioniske struktur PCl 4 + [PCl 6 ] -. "Røg" i fugtig luft. Meget reaktiv, fuldstændig hydrolyseret af vand, reagerer med alkalier. Gendannet med hvidt fosfor. Det bruges som klormiddel i organisk syntese. Giftig.
Ligninger for de vigtigste reaktioner:
Kvittering: klorering af fosfor.