FOSFOR, P (łac. Fosfor * a. fosfor; n. Fosfor; f. fosfor; i. fosforo) to pierwiastek chemiczny grupy V układu okresowego Mendelejewa, liczba atomowa 15, masa atomowa 30,97376. Naturalny fosfor reprezentowany jest przez jeden stabilny izotop 31 R. Znanych jest 6 sztucznych radioaktywnych izotopów fosforu o liczbach masowych 28-30 i 32-34.
Sposób otrzymywania fosforu mógł być znany arabskim alchemikom już w XII wieku, jednak powszechnie przyjętą datą odkrycia fosforu jest rok 1669, kiedy to H. Brand () uzyskał substancję świecącą w ciemności, zwaną „zimną” ogień". Istnienie fosforu jako pierwiastka chemicznego udowodniono na początku lat 70-tych. 18 wiek Francuski chemik A. Lavoisier.
Modyfikacje i właściwości
Fosfor elementarny występuje w postaci kilku modyfikacji alotropowych - białej, czerwonej, czarnej. Fosfor biały jest woskową, przezroczystą substancją o charakterystycznym zapachu, powstającą w wyniku kondensacji par fosforu. W obecności zanieczyszczeń – śladów czerwonego fosforu, arsenu, żelaza itp. – barwi się na żółto, dlatego handlowy biały fosfor nazywany jest żółtym. Istnieją 2 modyfikacje białego fosforu: a-P ma gęsto upakowaną siatkę sześcienną a = 0,185 nm; gęstość 1828 kg/m3; temperatura topnienia 44,2°C, temperatura wrzenia 277°C; przewodność cieplna 0,56 W/(m.K); molowa pojemność cieplna 23,82 J/(mol.K); współczynnik temperaturowy rozszerzalności liniowej 125,10 -6 K -1 ; Pod względem właściwości elektrycznych biały fosfor jest zbliżony do dielektryków. W temperaturze 77,8°C i pod ciśnieniem 0,1 MPa a-P przekształca się w b-P (siatka rombowa, gęstość 1880 kg/m 3). Ogrzewanie białego fosforu bez dostępu powietrza w temperaturze 250-300°C przez kilka godzin prowadzi do powstania czerwonej modyfikacji. Zwykły dostępny w handlu czerwony fosfor jest praktycznie bezpostaciowy, jednak po dłuższym ogrzewaniu może przekształcić się w jedną z form krystalicznych (trójskośną, sześcienną) o gęstości od 2000 do 2400 kg/m 3 i temperaturze topnienia 585-610°C. Podczas sublimacji (temperatura sublimacji 431°C) fosfor czerwony zamienia się w gaz, z którego po ochłodzeniu tworzy się głównie fosfor biały. Po podgrzaniu białego fosforu do temperatury 200-220°C pod ciśnieniem 1,2-1,7 GPa powstaje czarny fosfor. Ten rodzaj przemiany można przeprowadzić pod normalnym ciśnieniem (w temperaturze 370°C), stosując jako katalizator oraz niewielką ilość czarnego fosforu do zaszczepienia. Fosfor czarny jest substancją krystaliczną o siatce rombowej (a=0,331, b=0,438 i c=1,05 nm), gęstości 2690 kg/m 3 i temperaturze topnienia 1000°C; podobny wyglądem do grafitu; półprzewodnikowy, diamagnetyczny. Po podgrzaniu do temperatury 560-580°C i ciśnieniu pary nasyconej zamienia się w czerwony fosfor.
Fosfor chemiczny
Atomy fosforu łączą się w dwuatomowe (P 2) i tetraatomowe (P 4) cząsteczki polimeru. Najbardziej stabilne cząsteczki w normalnych warunkach to te zawierające długie łańcuchy połączonych ze sobą czworościanów P4. W związkach fosfor ma stopień utlenienia +5, +3, -3. Podobnie jak azot w związkach chemicznych tworzy głównie wiązania kowalencyjne. Fosfor jest pierwiastkiem aktywnym chemicznie. Największą aktywnością charakteryzuje się jego biała odmiana, która zapala się samoistnie w temperaturze około 40°C, dlatego przechowywana jest pod warstwą wody. Czerwony fosfor zapala się po uderzeniu lub potarciu. Fosfor czarny jest nieaktywny i trudno zapalić się po zapaleniu. Utlenianiu fosforu zwykle towarzyszy chemiluminescencja. Kiedy fosfor spala się w nadmiarze tlenu, powstaje P 2 O 5, a przy niedoborze głównie P 2 O 3. Fosfor tworzy kwasy: orto- (H 3 PO 4), polifosforowy (H n + 2 PO 3n + 1), fosfor (H 3 PO 3), fosfor (H 4 P 2 O 6), fosfor (H 3 PO 2) , a także nadkwasy: nadfosforowy (H 4 P 2 O 8) i mononadfosforowy (H 3 PO 5).
Fosfor reaguje bezpośrednio ze wszystkimi halogenami, wydzielając duże ilości ciepła. Znane są siarczki i azotki fosforu. W temperaturze 2000°C fosfor reaguje z węglem, tworząc węglik (PC 3); gdy fosfor ogrzewa się metalami - fosforkami. Fosfor biały i jego związki są silnie toksyczne, MPC 0,03 mg/m3.
Fosfor w przyrodzie
Średnia zawartość fosforu w skorupie ziemskiej (clarke) wynosi 9,3,10 -2%, w skałach ultrazasadowych 1,7. 10 -2%, zasadowy - 1,4,10 -2%, kwaśny - 7,10 -2%, osadowy - 7,7,10 -2%. Fosfor bierze udział w procesach magmowych i energicznie migruje w biosferze. Obydwa procesy wiążą się z jego dużą akumulacją, tworząc przemysłowe złoża apatytu - Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl) i fosforytów - amorficznego Ca 5 (PO 4) 3 (OH, CO 3) z różnymi zanieczyszczeniami. Fosfor jest niezwykle ważnym pierwiastkiem biogennym, który jest akumulowany przez wiele organizmów. Procesy koncentracji fosforu w skorupie ziemskiej związane są z migracją biogenną. Znanych jest ponad 180 minerałów zawierających fosfor.
Odbiór i użycie
Na skalę przemysłową fosfor ekstrahuje się z fosforanów naturalnych metodą redukcji elektrotermicznej koksem w temperaturze 1400-1600°C w obecności krzemionki (piasku kwarcowego); Po oczyszczeniu z pyłu fosfor gazowy kierowany jest do agregatów kondensacyjnych, gdzie pod warstwą wody zbierany jest ciekły fosfor techniczny biały. Wytworzony fosfor w większości przetwarzany jest na kwas fosforowy i nawozy fosforowe oraz otrzymywane na jego bazie sole techniczne. Powszechnie stosowane są sole kwasów fosforowych – fosforany, a w nieco mniejszym stopniu – fosforyny i podfosforyny. Fosfor biały wykorzystuje się do produkcji pocisków zapalających i dymnych; czerwony - w produkcji zapałek.
Siarka krystaliczna Dwutlenek siarki (w kryształach)
Siarka
Siarka S jest twardą, kruchą, żółtą, krystaliczną substancją o temperaturze topnienia 119,3°C. Ale nie myl tej siarki z siarką znajdującą się w zapałkach. Główki zapałek zawierają głównie złożone substancje, jedną z nich jest chloran potasu (KClO3), który może samozapalić się pod wpływem tarcia lub temperatury. Siarka- substancja prosta i występuje tutaj jako jeden ze składników tworzących główkę zapałki.
Modyfikacje siarki:
Istnieją dwie modyfikacje siarki: krucha siarka I plastikowa siarka. W temperaturze 113°C krystaliczna siarka topi się w żółtą, wodnistą ciecz. Roztopiona siarka w temperaturze 187°C staje się bardzo lepka i szybko ciemnieje. Jednocześnie zmienia się jego stan strukturalny. A jeśli podgrzejesz siarkę do 445°C, zacznie ona wrzeć. Wlewając wrzącą siarkę cienkim strumieniem do zimnej wody, można otrzymać siarkę plastyczną - modyfikację gumopodobną składającą się z łańcuchów polimerowych. W tym stanie siarka może się odkształcać i rozciągać bez zapadania się. Ale gdy tylko przez kilka dni pozostanie w powietrzu, ponownie zamienia się w delikatny materiał.
Siarka jest dielektrykiem. Może służyć jako izolator ciepła.
Siarka łatwo utlenia prawie wszystkie metale z wyjątkiem złota Au, platyny Pt i rutenu Ru. Siarka utlenia metale alkaliczne (sód Na, potas K, lit Li, wapń Ca) i metale ziem alkalicznych (aluminium Al, magnez Mg) nawet w temperaturze pokojowej. Na antenie krystaliczna siarka spala się niebieskim płomieniem, tworząc dwutlenek siarki SO 2 (gaz o nieprzyjemnym, duszącym zapachu). Podczas spalania siarki w wodorze powstaje trujący gaz - siarkowodór.
Wiele produktów po zepsuciu wydziela specyficzny zapach siarkowodoru. Siarka jest wykorzystywana przemysłowo do produkcji kwasu siarkowego. Utleniający dwutlenek siarki Otrzymuje się SO 2 w środowisku wzbogaconym w tlen trójtlenek siarki SO 3 jest lepką, przezroczystą cieczą.
Bezwodnik siarkowy lub trójtlenek siarki SO 3 w temperaturze pokojowej jest bezbarwną, łatwo lotną cieczą (t temp. wrzenia = 45°C), która z czasem zamienia się w azbestopodobną modyfikację składającą się z błyszczących jedwabistych kryształów. Włókna bezwodnika siarkowego są trwałe tylko w zamkniętym pojemniku. Pochłaniając wilgoć z powietrza, zamieniają się w gęstą, bezbarwną ciecz - oleum (od łacińskiego oleum - „olej”). Chociaż formalnie oleum można uznać za roztwór SO 3 w H 2 SO 4.
Dwutlenek siarki wykazuje silne działanie wybielające: jeśli np. czerwoną różę umieścimy w pojemniku z dwutlenkiem siarki SO 2, straci ona kolor.
Fosfor
Substancja ta może występować w dwóch postaciach: czerwony fosfor I biały fosfor(biały fosfor jest również nazywany żółty fosfor).
Fosfor biały (lub fosfor żółty) to trująca, silnie reaktywna, miękka, woskowata substancja o bladożółtym zabarwieniu, rozpuszczalna w dwusiarczku węgla i benzenie. W powietrzu biały fosfor zapala się w temperaturze 34°C i spala jasnym, białym płomieniem, tworząc tlenek fosforu. Fosfor biały topi się w temperaturze 44,1°C i świeci w ciemności. Może powodować poważne oparzenia w przypadku kontaktu ze skórą.
Bardzo trujący: śmiertelna dawka około 0,1 g (mniej więcej tyle samo, co cyjanek potasu - 0,12 g). Ze względu na niebezpieczeństwo samozapłonu w powietrzu, fosfor biały magazynowany jest pod warstwą wody. i czarny fosfor są mniej toksyczne, ponieważ są nielotne i praktycznie nierozpuszczalne w wodzie. Fosfor biały ma już temperaturę pokojową, a inne modyfikacje fosforu po podgrzaniu reagują z wieloma prostymi substancjami: halogenami (fluor, chlor, brom, jod, astat), tlenem, siarką i niektórymi metalami. Jeśli podgrzejesz biały fosfor do 300 0 C bez dostępu powietrza, stopniowo zamieni się on w fosfor czerwony. Fosfor czerwony jest ciałem stałym, nietoksycznym, nie świeci w ciemności i nie ulega samozapłonowi.
Nazwa czerwony fosfor odnosi się do kilku modyfikacji różniących się gęstością i kolorem: waha się od pomarańczowego do ciemnoczerwonego, a nawet fioletowego. Wszystkie odmiany czerwony fosfor nierozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych, w porównaniu do fosforu białego są mniej reaktywne (fosfor czerwony zapala się w powietrzu w temperaturze t>200°C)
Woda nie rozpuszcza fosforu. Zwykle rozpuszcza się w alkoholu etylowym.
Pod ciśnieniem setek atmosfer otrzymuje się fosfor czarny, którego właściwości są zbliżone do metalu (przewodzi prąd i świeci). Czarny fosfor ma sieć krystaliczną podobną do metali.
Dlaczego fosfor świeci?
Jeśli mówią, że fosfor świeci, to tylko mają na myśli biały fosfor! W swojej cząsteczce (wierzchołki piramidy o podstawie trójkąta) każdy wierzchołek ma parę elektronów, które znajdują się na zewnątrz powierzchni wyimaginowanej piramidy. Atomy fosforu są „otwarte” i łatwo dostępne dla dowolnych atomów innych pierwiastków - utleniaczy (na przykład tlenu z powietrza). Dostępne pary elektronów fosforu służą jako „przynęta” dla wszelkich innych atomów, które są gotowe do przyłączenia cudzego elektronu (o wysokiej elektroujemności). Biały fosfor nie bez powodu świeci - utlenia się - po pierwsze, pomiędzy atomami fosforu znajdują się atomy tlenu. Dzieje się tak, dopóki wszystkie wolne pary elektronów nie zostaną przyłączone do tlenu. Następnie biały fosfor przestaje świecić i zamienia się w tlenek fosforu P2O5.
Tlenek fosforu jest substancją stosunkowo stabilną, ale aktywnie reaguje z wodą, tworząc kwas metafosforowy HPO 3 i kwas ortofosforowy H 3 PO 4
Kwasy fosforowe
Gdy tlenek fosforu P2O5 zostanie rozpuszczony w wodzie, powstaje kwas ortofosforowy H3PO4. Kwas ten należy do kwasów słabych, dlatego nie reaguje z większością metali, a jedynie usuwa warstwę tlenków z ich powierzchni. Często wykorzystuje się go przy naprawie sprzętu elektrycznego, lutowaniu płytek elektronicznych itp. Jest dobrym środkiem do usuwania rdzy.
Fosfor tworzy dwa kwasy: jeden to kwas ortofosforowy, drugi to metafosforowy(HPO3). Ale drugi kwas nie jest związkiem trwałym i szybko się utlenia, tworząc kwas ortofosforowy.
Pierwsza wzmianka o amunicji fosforowej pochodzi z początku XX wieku – w 1916 roku w Anglii pojawiły się granaty nadziewane białym fosforem. Podczas II wojny światowej zaczęto stosować fosfor biały jako jedną z substancji do wypełniania bomb zapalających. W ostatnich latach jedynie armia amerykańska aktywnie używała broni fosforowej, szczególnie w Iraku podczas bombardowań Faludży.
Obecnie przez amunicję fosforową rozumie się rodzaj amunicji zapalającej lub dymnej wypełnionej fosforem białym. Istnieje kilka rodzajów takiej broni i amunicji, w tym bomby lotnicze, pociski artyleryjskie, rakiety (pociski), pociski moździerzowe i granaty ręczne.
Nieoczyszczony biały fosfor jest powszechnie nazywany „żółtym fosforem”. Jest łatwopalną substancją krystaliczną o barwie od jasnożółtej do ciemnobrązowej, która nie rozpuszcza się w wodzie, a w powietrzu łatwo utlenia się i samozapala. Fosfor biały jako związek chemiczny jest bardzo toksyczny (powoduje uszkodzenie kości, szpiku kostnego, martwicę szczęk).
Bomba fosforowa rozprzestrzenia substancję łatwopalną, której temperatura spalania przekracza 1200°C. Spala się oślepiającym, jasnozielonym płomieniem i wydziela gęsty, biały dym. Jej powierzchnia dystrybucyjna może sięgać kilkuset metrów kwadratowych. Spalanie substancji trwa do momentu ustania dostępu tlenu lub wypalenia całego fosforu.
Do gaszenia fosforu należy używać wody w dużych ilościach (w celu obniżenia temperatury pożaru i przekształcenia fosforu w stan stały) lub roztworu siarczanu miedzi (siarczan miedzi), a po ugaszeniu fosforu przykryć go mokrym piaskiem. W celu ochrony przed samozapłonem fosfor żółty jest magazynowany i transportowany pod warstwą wody (roztwór chlorku wapnia).
Zastosowanie białego fosforu daje złożony efekt - nie tylko poważne obrażenia fizyczne i powolną śmierć, ale także szok psychiczny. Śmiertelna dawka fosforu białego dla osoby dorosłej wynosi 0,05-0,1 g. Zdaniem badaczy charakterystyczną cechą użycia tej broni jest zwęglenie tkanek organicznych, a przy wdychaniu płonącej mieszaniny pieczenie płuc.
Leczenie ran zadanych taką bronią wymaga odpowiednio przeszkolonego personelu medycznego. W literaturze specjalnej zauważono, że niedoświadczeni i nieprzeszkoleni lekarze mogą również otrzymać rany fosforowe podczas pracy z dotkniętym personelem.
Wojskowe użycie amunicji zawierającej fosfor biały przeciwko celom znajdującym się w miastach lub w ich pobliżu oraz na innych obszarach zaludnionych jest zabronione na mocy umów międzynarodowych (Protokół III do Konwencji o niektórych broniach konwencjonalnych).
Z historii użycia bomb fosforowych:
1916 W Anglii do uzbrojenia żołnierzy dostarczano granaty zapalające wypełnione białym fosforem.
Druga wojna Światowa. Zaczęto stosować fosfor biały jako jedną z substancji wypełniających bomby zapalające.
W 1972 r., zgodnie z wnioskiem specjalnej komisji ONZ, broń zapalająca została warunkowo sklasyfikowana jako broń masowego rażenia.
1980 Zgodnie z Konwencją ONZ w sprawie zakazu lub ograniczenia użycia niektórych broni konwencjonalnych, które można uznać za powodujące nadmierne obrażenia lub mające masowe skutki, użycie broni zapalającej przeciwko ludności cywilnej jest zabronione, a użycie broni zapalającej przenoszonej z powietrza przeciwko instalacje wojskowe na obszarach koncentracji ludności cywilnej.
W latach 80. Wietnamska Armia Ludowa użyła białego fosforu przeciwko partyzantom Czerwonych Khmerów podczas okupacji Kampuczy.
1982 Pociski artyleryjskie kal. 155 mm wypełnione białym fosforem były używane przez armię izraelską podczas wojny w Libanie (w szczególności podczas oblężenia Bejrutu).
Kwiecień 1984. W rejonie portu Bluefields wysadzono w powietrze dwóch sabotażystów Nikaragui Contra, którzy próbowali podłożyć miny wypełnione białym fosforem.
Czerwiec 1985. statku pasażerskiego „Contra” „Bluefields Express” i spalił statek amerykańskimi granatami fosforowymi.
1992 Podczas oblężenia Sarajewa artyleria bośniackich Serbów użyła pocisków fosforowych.
2004 Amerykanie zrzucili bomby wypełnione tą substancją na Faludżę (Irak).
W 2006 roku, podczas drugiej wojny libańskiej, armia izraelska używała pocisków artyleryjskich zawierających biały fosfor.
rok 2009. Podczas operacji „Płynny ołów” w Strefie Gazy armia izraelska użyła amunicji dymnej zawierającej biały fosfor.
rok 2014. Siemionówka. Dowództwo operacji antyterrorystycznej popełnia zbrodnie wojenne na ludności cywilnej południowo-wschodniej Ukrainy.
Fosfor występuje w kilku modyfikacjach alotropowych: białej, czerwonej, fioletowej i czarnej. W praktyce laboratoryjnej spotyka się modyfikacje w kolorze białym i czerwonym.
Fosfor biały jest ciałem stałym. W normalnych warunkach jest żółtawy, miękki i woskowaty. Łatwo się utlenia i zapala. Fosfor biały jest trujący i pozostawia bolesne oparzenia na skórze. Fosfor biały dostępny jest w sprzedaży w postaci pałeczek o różnej długości i średnicy 0,5-2 cm.
Fosfor biały łatwo się utlenia, dlatego przechowuje się go pod wodą w starannie zamkniętych naczyniach z ciemnego szkła, w słabo oświetlonych i niezbyt zimnych pomieszczeniach (aby uniknąć pękania słoików na skutek zamarzania wody). Ilość tlenu zawartego w wodzie i fosforu utleniającego jest bardzo mała; jest 7-14 mg na litr wody.
Pod wpływem światła biały fosfor zmienia się w czerwony.
Przy powolnym utlenianiu biały fosfor świeci, a przy energicznym utlenianiu zapala się.
Biały fosfor pobiera się pęsetą lub metalowymi szczypcami; W żadnym wypadku nie należy dotykać go rękami.
W przypadku oparzeń fosforem białym oparzone miejsce przemyć roztworem AgNO 3 (1:1) lub KMnO 4 (1:10) i nałożyć mokry bandaż nasączony tymi samymi roztworami lub 5% roztworem siarczanu miedzi , następnie ranę przemywa się wodą i po wygładzeniu naskórka nakłada bandaż wazelinowy z fioletem metylowym. W przypadku poważnych oparzeń należy zasięgnąć porady lekarza.
Roztwory azotanu srebra, nadmanganianu potasu i siarczanu miedzi utleniają biały fosfor i tym samym powstrzymują jego szkodliwe działanie.
W przypadku zatrucia fosforem białym należy przyjąć doustnie łyżeczkę 2% roztworu siarczanu miedzi, aż do wystąpienia wymiotów. Następnie za pomocą testu Mitscherlicha opartego na luminescencji oznacza się obecność fosforu. W tym celu do wymiocin zatrutej osoby dodaje się wodę zakwaszoną kwasem siarkowym i destyluje w ciemności; Obserwując zawartość fosforu, obserwuje się świecenie pary. Wykorzystywanym urządzeniem jest kolba Wurtza, do której bocznej rurki podłączona jest lodówka Liebiga, skąd produkty destylowane trafiają do odbiornika. Jeśli pary fosforu zostaną skierowane do roztworu azotanu srebra, wytrąci się czarny osad metalicznego srebra, utworzony zgodnie z równaniem podanym w doświadczeniu redukcji soli srebra białym fosforem.
Już 0,1 G fosfor biały to dawka śmiertelna dla osoby dorosłej.
Fosfor biały pokroić nożem lub nożyczkami w moździerzu do porcelany pod wodą. Podczas używania wody o temperaturze pokojowej fosfor kruszy się. Dlatego lepiej jest używać ciepłej wody, ale nie wyższej niż 25-30°. Po pocięciu fosfor w ciepłej wodzie przenosi się go do zimnej wody lub schładza strumieniem zimnej wody.
Fosfor biały jest substancją wysoce łatwopalną. Zapala się w temperaturze 36-60°, w zależności od stężenia tlenu w powietrzu. Dlatego przeprowadzając eksperymenty, aby uniknąć wypadku, należy wziąć pod uwagę każde jego ziarenko.
Suszenie fosforu białego odbywa się poprzez szybkie nałożenie na niego cienkiego azbestu lub bibuły filtracyjnej, unikając tarcia i nacisku.
Jeżeli fosfor się zapali, należy go ugasić piaskiem, mokrym ręcznikiem lub wodą. Jeśli płonący fosfor znajduje się na kartce papieru (lub azbestu), nie wolno dotykać tej kartki, ponieważ stopiony płonący fosfor może łatwo się rozlać.
Fosfor biały topi się w temperaturze 44°C i wrze w temperaturze 281°. Fosfor biały topi się pod wodą, ponieważ stopiony fosfor zapala się w kontakcie z powietrzem. Przez stopienie i późniejsze schłodzenie fosfor biały można łatwo odzyskać z odpadów. W tym celu odpady białego fosforu z różnych eksperymentów, zebrane w porcelanowym tyglu z wodą, podgrzewa się w łaźni wodnej. Jeśli na powierzchni stopionego fosforu zauważalne jest tworzenie się skorupy, dodać trochę HNO 3 lub mieszaniny chromu. Skorupa ulega utlenieniu, drobne ziarna łączą się w masę całkowitą i po ochłodzeniu strumieniem zimnej wody otrzymuje się jedną cząstkę białego fosforu.
Resztek fosforu nigdy nie należy wrzucać do zlewu, ponieważ gromadząc się w kolankach rur spustowych, mogą powodować oparzenia pracowników naprawczych.
Doświadczenie. Topienie i przechłodzenie stopionego białego fosforu. Kawałek białego fosforu wielkości groszku umieszcza się w probówce z wodą. Probówkę umieszcza się w szklance wypełnionej prawie do góry wodą i zabezpiecza w pozycji pionowej w zacisku statywowym. Szkło lekko podgrzewa się i za pomocą termometru określa temperaturę wody w probówce, przy której topi się fosfor. Po zakończeniu topienia probówkę przenosi się do szklanki zimnej wody i obserwuje się krzepnięcie fosforu. Jeśli probówka jest nieruchoma, to w temperaturach poniżej 44° (do 30°) fosfor biały pozostaje w stanie ciekłym.
Stan ciekły białego fosforu, schłodzony poniżej jego temperatury topnienia, jest stanem przechłodzenia.
Po zakończeniu doświadczenia, aby ułatwić ekstrakcję fosforu, należy go ponownie stopić i probówkę zanurzyć otworem do góry w pozycji pochylonej w naczyniu z zimną wodą.
Doświadczenie. Mocowanie kawałka białego fosforu na końcu drutu. Aby stopić i zestalić biały fosfor, użyj małego porcelanowego tygla z fosforem i wodą; umieszcza się go w szklance z ciepłą, a następnie zimną wodą. W tym celu weź drut żelazny lub miedziany o długości 25-30 cm i średnica 0,1-0,3 cm. Drut zanurzony w zastygającym fosforze łatwo się do niego przyczepia. W przypadku braku tygla stosuje się probówkę. Jednak ze względu na niewystarczająco gładką powierzchnię probówki czasami konieczne jest jej rozbicie w celu wydobycia fosforu. Aby usunąć biały fosfor z drutu, zanurz go w szklance ciepłej wody.
Doświadczenie. Oznaczanie ciężaru właściwego fosforu. W temperaturze 10° ciężar właściwy fosforu wynosi 1,83. Doświadczenie pozwala sprawdzić, że fosfor biały jest cięższy od wody i lżejszy od stężonego H 2 SO 4.
Kiedy do probówki z wodą i stężonym H 2 SO 4 (ciężar właściwy 1,84) wprowadza się mały kawałek białego fosforu, obserwuje się, że fosfor tonie w wodzie, ale unosi się na powierzchni kwasu, topiąc się pod wpływem ciepło uwolnione podczas rozpuszczania stężonego H 2 SO w wodzie.
Aby wlać stężony H 2 SO 4 do probówki z wodą, należy użyć lejka z długą i wąską szyjką sięgającą końca probówki. Wlać kwas i ostrożnie wyjąć lejek z probówki, tak aby nie spowodować wymieszania się cieczy.
Po zakończeniu doświadczenia zawartość probówki miesza się szklanym prętem i schładza od zewnątrz strumieniem zimnej wody, aż fosfor stwardnieje i będzie można go usunąć z probówki.
Przy stosowaniu czerwonego fosforu obserwuje się, że tonie on nie tylko w wodzie, ale także w stężonym H 2 SO 4, ponieważ jego ciężar właściwy (2,35) jest większy niż ciężar właściwy zarówno wody, jak i stężonego kwasu siarkowego.
FOSFOOR BIAŁY, BLASK
Ze względu na powolne utlenianie, które zachodzi nawet w zwykłych temperaturach, biały fosfor świeci w ciemności (stąd nazwa „luminiferous”). W ciemności wokół kawałka fosforu pojawia się zielonkawa, świetlista chmura, która wprawiana jest w ruch przypominający falę, gdy fosfor oscyluje.
Fosforescencję (blask fosforu) tłumaczy się powolnym utlenianiem par fosforu przez tlen z powietrza do fosforu i bezwodnika fosforu z uwolnieniem światła, ale bez wydzielania ciepła. W tym przypadku uwalniany jest ozon, a otaczające go powietrze zostaje zjonizowane (patrz eksperyment pokazujący powolne spalanie białego fosforu).
Fosforescencja zależy od temperatury i stężenia tlenu. W temperaturze 10°C i normalnym ciśnieniu fosforescencja zachodzi słabo, a przy braku powietrza w ogóle nie występuje.
Substancje reagujące z ozonem (H 2 S, SO 2, Cl 2, NH 3, C 2 H 4, olej terpentynowy) osłabiają lub całkowicie zatrzymują fosforescencję.
Przekształcenie energii chemicznej w energię świetlną nazywa się „chemiluminescencją”.
Doświadczenie. Obserwacja blasku białego fosforu. Jeśli zaobserwujesz w ciemności kawałek białego fosforu, który znajduje się w szklance i nie jest całkowicie pokryty wodą, zauważysz zielonkawy blask. W tym przypadku mokry fosfor powoli utlenia się, ale nie zapala się, ponieważ temperatura wody jest niższa od temperatury zapłonu białego fosforu.
Poświatę białego fosforu można zaobserwować po krótkim wystawieniu kawałka białego fosforu na działanie powietrza. Jeśli do kolby na wacie szklanej włożysz kilka kawałków fosforu białego i napełnisz kolbę dwutlenkiem węgla, opuszczając koniec rurki wylotowej na dno kolby pod watę szklaną, a następnie lekko podgrzej kolbę opuszczając ją do naczynie z ciepłą wodą, następnie w ciemności można zaobserwować powstawanie zimnego bladozielonego płomienia (można bezpiecznie włożyć do niego rękę).
Powstawanie zimnego płomienia można wytłumaczyć faktem, że dwutlenek węgla ulatniający się z kolby porywa pary fosforu, które zaczynają się utleniać w kontakcie z powietrzem przy otworze kolby. W kolbie biały fosfor nie zapala się, ponieważ znajduje się w atmosferze dwutlenku węgla. Po zakończeniu doświadczenia kolbę napełnia się wodą.
Opisując doświadczenia związane z produkcją białego fosforu w atmosferze wodoru lub dwutlenku węgla, wspomniano już, że prowadzenie tych doświadczeń w ciemności umożliwia obserwację świecenia białego fosforu.
Jeśli wykonasz napis na ścianie, kartce tektury lub papieru fosforyzującą kredą, to dzięki fosforescencji napis będzie długo widoczny w ciemności.
Takiego napisu nie można wykonać na tablicy, gdyż po tym zwykła kreda nie przykleja się do niej i tablicę należy umyć benzyną lub innym rozpuszczalnikiem stearynowym.
Kreda fosforowa otrzymywana jest poprzez rozpuszczenie ciekłego białego fosforu w stopionej stearynie lub parafinie. W tym celu w probówce dodaje się około dwie części wagowe stearyny (kawałki świec) lub parafiny do jednej części wagowej suchego białego fosforu, probówkę przykrywa się watą, aby zapobiec przedostawaniu się tlenu, i ogrzewa ciągłe drżenie. Po zakończeniu topienia probówkę chłodzi się strumieniem zimnej wody, następnie probówkę rozbija się i usuwa zamrożoną masę.
Kreda fosforowa jest przechowywana pod wodą. Podczas używania kawałek takiej kredy zawija się w mokry papier.
Kredę fosforową można również otrzymać dodając małe kawałki suszonego białego fosforu do roztopionej w porcelanowym kubku parafiny (stearyny). Jeśli parafina zapali się podczas dodawania fosforu, należy ją ugasić, przykrywając kubek kawałkiem tektury lub azbestu.
Po pewnym ochłodzeniu roztwór fosforu w parafinie wlewa się do suchych i czystych probówek i chłodzi strumieniem zimnej wody aż do stwardnienia w stałą masę.
Następnie probówki są rozbijane, kreda jest usuwana i przechowywana pod wodą.
ROZPUSZCZALNOŚĆ FOSFORU BIAŁEGO
Fosfor biały jest trudno rozpuszczalny w wodzie, słabo rozpuszczalny w alkoholu, eterze, benzenie, ksylenie, jodku metylu i glicerynie; dobrze rozpuszcza się w dwusiarczku węgla, chlorku siarki, trójchlorku i trójbromku fosforu, czterochlorku węgla.
Doświadczenie. Rozpuszczanie fosforu białego w dwusiarczku węgla. Dwusiarczek węgla jest bezbarwną, bardzo lotną, łatwopalną i toksyczną cieczą. Dlatego podczas pracy z nim należy unikać wdychania jego oparów i wyłączać wszystkie palniki gazowe.
Trzy lub cztery kawałki białego fosforu wielkości grochu rozpuszcza się delikatnie wstrząsając w szklance z 10-15 ml dwusiarczek węgla.
Jeśli zwilżymy tym roztworem mały kawałek bibuły filtracyjnej i trzymamy ją w powietrzu, po chwili nastąpi zapalenie bibuły. Dzieje się tak, ponieważ dwusiarczek węgla szybko odparowuje, a drobno zmielony biały fosfor pozostający na papierze szybko utlenia się w normalnych temperaturach i zapala się pod wpływem ciepła wytwarzanego podczas utleniania. (Wiadomo, że temperatura zapłonu różnych substancji zależy od stopnia ich zmielenia.) Zdarza się, że papier nie zapala się, a jedynie zwęglenia. Papier zwilżony roztworem fosforu w dwusiarczku węgla utrzymuje się w powietrzu za pomocą metalowych szczypiec.
Doświadczenie przeprowadza się ostrożnie, aby krople roztworu fosforu w dwusiarczku węgla nie spadły na podłogę, stół, ubranie ani ręce.
Jeśli roztwór dostanie się na dłoń, należy szybko umyć ją wodą z mydłem, a następnie roztworem KMnO 4 (w celu utlenienia cząstek białego fosforu, które dostaną się na dłonie).
Pozostały po doświadczeniach roztwór fosforu w dwusiarczku węgla nie jest przechowywany w laboratorium, gdyż może łatwo ulec zapaleniu.
PRZEMIANA FOSFORU BIAŁEGO W CZERWONY
Fosfor biały zamienia się w czerwony zgodnie z równaniem:
P (biały) = P (czerwony) + 4 kcal.
Instalacja do produkcji fosforu białego z czerwonego: rura reaktora 1, rura 2, przez którą dwutlenek węgla wchodzi do rury reaktora, rura wylotowa gazu 3, przez którą pary fosforu białego wraz z dwutlenkiem węgla opuszczają probówkę i są chłodzone wodą
Konwersja białego fosforu do czerwonego jest znacznie przyspieszana przez ogrzewanie, ekspozycję na światło i obecność śladów jodu (1 G jod w temperaturze 400 G biały fosfor). Jod łącząc się z fosforem tworzy jodek fosforu, w którym biały fosfor rozpuszcza się i szybko zmienia kolor na czerwony wraz z wydzieleniem ciepła.
Fosfor czerwony otrzymuje się przez długotrwałe ogrzewanie fosforu białego w zamkniętym naczyniu w obecności śladów jodu do temperatury 280-340°
Gdy biały fosfor jest przechowywany przez długi czas w świetle, stopniowo zmienia kolor na czerwony.
Doświadczenie. Otrzymywanie niewielkiej ilości fosforu czerwonego z białego. W szklanej rurce o długości 10-12, zamkniętej z jednego końca cm i średnica 0,6-0,8 cm wprowadza się kawałek białego fosforu wielkości ziarna pszenicy i bardzo mały kryształ jodu. Probówkę szczelnie zamyka się i zawiesza w łaźni powietrznej nad tacą z piaskiem, następnie podgrzewa do temperatury 280-340° i obserwuje się przemianę białego fosforu w czerwony.
Częściową konwersję białego fosforu do czerwonego można również zaobserwować delikatnie podgrzewając probówkę zawierającą mały kawałek białego fosforu i bardzo mały kryształ jodu. Przed rozpoczęciem ogrzewania probówkę zamyka się wacikiem z wełny szklanej (azbestowej lub zwykłej) i pod probówkę umieszcza się tackę z piaskiem. Probówkę ogrzewa się przez 10-15 minut (nie doprowadzając fosforu do wrzenia) i obserwuje się przemianę fosforu białego w czerwony.
Biały fosfor pozostający w probówce można usunąć poprzez ogrzewanie stężonym roztworem alkalicznym lub przez spalenie.
Przemianę fosforu białego w czerwony można także zaobserwować po podgrzaniu małego kawałka fosforu w probówce w atmosferze dwutlenku węgla do temperatury poniżej wrzenia.
SPALANIE FOSFORU BIAŁEGO
Podczas spalania białego fosforu powstaje bezwodnik fosforu:
P 4 + 5O 2 = 2 P 2 O 5 + 2 x 358,4 kcal.
Spalanie fosforu można zaobserwować w powietrzu (wolno i szybko) oraz pod wodą.
Doświadczenie. Powolne spalanie białego fosforu i składu powietrza. Doświadczenia tego nie opisano jako metody otrzymywania azotu, gdyż nie wiąże on całkowicie tlenu zawartego w powietrzu.
Powolne utlenianie fosforu białego tlenem atmosferycznym zachodzi w dwóch etapach; W pierwszym etapie powstaje bezwodnik fosforu i ozon zgodnie z równaniami:
2P + 2O 2 = P 2 O 3 + O, O + O 2 = O 3.
W drugim etapie bezwodnik fosforu utlenia się do bezwodnika fosforu.
Powolnemu utlenianiu białego fosforu towarzyszy blask i jonizacja otaczającego powietrza.
Eksperyment pokazujący powolne spalanie białego fosforu powinien trwać co najmniej trzy godziny. Urządzenie potrzebne do doświadczenia pokazano na ryc.
Rurka z podziałką z zamkniętym końcem, zawierająca około 10 ml woda. Długość rury 70 cm, średnica 1,5-2 cm. Po opuszczeniu rurki miarowej należy wyjąć palec z otworu w rurce, doprowadzić wodę w rurce i cylindrze do tego samego poziomu i zanotować objętość powietrza zawartego w rurce. Nie podnosząc rurki ponad poziom wody w cylindrze (aby nie wpuścić dodatkowego powietrza), w przestrzeń powietrzną rurki wprowadza się kawałek białego fosforu przymocowany do końca drutu.
Po trzech do czterech godzinach lub nawet dwóch do trzech dniach zauważa się wzrost poziomu wody w rurce.
Na koniec doświadczenia wyjąć z rurki drut z fosforem (nie podnosząc rurki ponad poziom wody w cylindrze), doprowadzić wodę w rurce i cylindrze do tego samego poziomu i zanotować objętość powietrza pozostałego po powolne utlenianie białego fosforu.
Doświadczenie pokazuje, że w wyniku wiązania tlenu przez fosfor objętość powietrza zmniejsza się o jedną piątą, co odpowiada zawartości tlenu w powietrzu.
Doświadczenie. Szybkie spalanie białego fosforu. Ze względu na to, że w wyniku reakcji fosforu z tlenem wydziela się duża ilość ciepła, fosfor biały samoczynnie zapala się w powietrzu i spala jasnym żółtawo-białym płomieniem, tworząc bezwodnik fosforu - stałą białą substancję, która bardzo energetycznie łączy się z wodą.
Wspomniano wcześniej, że biały fosfor zapala się w temperaturze 36-60°. Aby obserwować jego samozapłon i spalanie, kawałek białego fosforu umieszcza się na arkuszu azbestu i przykrywa szklanym dzwonkiem lub dużym lejkiem, na szyjce którego umieszcza się probówkę.
Fosfor można łatwo podpalić za pomocą szklanego pręta podgrzanego w gorącej wodzie.
Doświadczenie. Porównanie temperatur zapłonu fosforu białego i czerwonego. Na jednym końcu miedzianej płytki (długość 25,25 m). cm, szerokość 2,5 cm i grubość 1 mm) umieść mały kawałek suszonego białego fosforu, a na drugim końcu wlej mały stos czerwonego fosforu. Płytę umieszcza się na statywie i jednocześnie na oba końce płyty doprowadza się w przybliżeniu jednakowo płonące palniki gazowe.
Fosfor biały zapala się natychmiast, a fosfor czerwony dopiero po osiągnięciu temperatury około 240°.
Doświadczenie. Zapłon białego fosforu pod wodą. Probówkę z wodą zawierającą kilka małych kawałków białego fosforu umieszcza się w szklance gorącej wody. Kiedy woda w probówce nagrzeje się do 30-50°C, przez rurkę zaczyna do niej napływać strumień tlenu. Fosfor zapala się i pali, rozpraszając jasne iskry.
Jeśli doświadczenie przeprowadza się w samej szklance (bez probówki), szklankę umieszcza się na statywie zamontowanym na tacy z piaskiem.
REDUKCJA SOLI SREBRA I MIEDZI ZA POMOCĄ FOSFORU BIAŁEGO
Doświadczenie. Po dodaniu kawałka białego fosforu do probówki z roztworem azotanu srebra obserwuje się wytrącenie metalicznego srebra (biały fosfor jest energicznym środkiem redukującym):
P + 5AgNO 3 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5Ag + 5HNO 3.
Jeśli do probówki z roztworem siarczanu miedzi doda się biały fosfor, wówczas wytrąci się metaliczna miedź:
2P + 5CuSO4 + 8H2O = 2H3PO4 + 5H2SO4 + 5Cu.
Fosfor- pierwiastek III okresu i grupa VA układu okresowego, numer porządkowy 15. Wzór elektronowy atomu [ 10 Ne]3s 2 3p 3, stabilny stan utlenienia w związkach +V.
Skala stanu utlenienia fosforu:
Elektroujemność fosforu (2,32) jest znacznie niższa niż typowych niemetali i nieco wyższa niż wodoru. Tworzy różne kwasy, sole i związki binarne zawierające tlen, wykazuje właściwości niemetaliczne (kwasowe). Większość fosforanów jest nierozpuszczalna w wodzie.
W naturze - trzynasty pierwiastek pod względem liczebności chemicznej (szósty wśród niemetali), występujący tylko w postaci związanej chemicznie. Istotny element.
Brak fosforu w glebie rekompensuje wprowadzenie nawozów fosforowych - głównie superfosfatów.
Alotropowe modyfikacje fosforu
Fosfor czerwony i biały P. Znanych jest kilka alotropowych form fosforu w postaci wolnej, z których najważniejsze to biały fosfor R 4 i czerwony fosfor Pn. W równaniach reakcji formy alotropowe są przedstawiane jako P (czerwony) i P (biały).
Fosfor czerwony składa się z cząsteczek polimeru Pn o różnej długości. Amorficzny, w temperaturze pokojowej powoli zamienia się w biały fosfor. Po podgrzaniu do 416°C sublimuje (kiedy para się ochładza, skrapla się biały fosfor). Nierozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych. Aktywność chemiczna jest niższa niż białego fosforu. W powietrzu zapala się dopiero po podgrzaniu.
Stosowany jest jako odczynnik (bezpieczniejszy od białego fosforu) w syntezie nieorganicznej, wypełniacz do lamp żarowych oraz składnik smaru do skrzynek przy produkcji zapałek. Nie trujący.
Fosfor biały składa się z cząsteczek P4. Miękkie jak wosk (cięte nożem). Topi się i wrze bez rozkładu (stopienie 44,14°C, wrzenie 287,3°C, p 1,82 g/cm3). Utlenia się na powietrzu (świeci w ciemności na zielono), przy dużej masie możliwy jest samozapłon. W specjalnych warunkach przekształca się w czerwony fosfor. Dobrze rozpuszczalny w benzenie, eterach, dwusiarczku węgla. Nie reaguje z wodą, przechowywany pod warstwą wody. Wyjątkowo aktywny chemicznie. Wykazuje właściwości redoks. Odnawia metale szlachetne z roztworów ich soli.
Stosowany jest do produkcji H 3 PO 4 i czerwonego fosforu, jako odczynnik w syntezach organicznych, odtleniacz stopów i środek zapalający. Płonący fosfor należy gasić piaskiem (ale nie wodą!). Niezwykle trujący.
Równania najważniejszych reakcji fosforu: 
Produkcja fosforu w przemyśle
- redukcja fosforytów gorącym koksem (dodawany jest piasek w celu związania wapnia):
Ca 3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2 R+ 5СО (1000 °С)
Opary fosforu schładza się i otrzymuje się stały biały fosfor.
Fosfor czerwony wytwarza się z fosforu białego (patrz wyżej), w zależności od warunków stopień polimeryzacji n (P n) może być różny.
Związki fosforu
Fosfina PH 3. Związek binarny, stopień utlenienia fosforu to III. Bezbarwny gaz o nieprzyjemnym zapachu. Cząsteczka ma budowę niepełnego czworościanu [: P(H) 3 ] (hybrydyzacja sp 3). Słabo rozpuszczalny w wodzie, nie reaguje z nią (w przeciwieństwie do NH 3). Silny środek redukujący, pali się na powietrzu, utlenia się do HNO 3 (stężony). Dołącza HI. Stosowany do syntezy związków fosforoorganicznych. Silnie trujący.
Równania najważniejszych reakcji fosfiny:
Otrzymywanie fosfiny w laboratoria:
Casp2 + 6HCl (rozcieńczony) = 3CaCl + 2 RNZ
Tlenek fosforu (V) P 2 O 5. Tlenek kwasowy. Biały, stabilny termicznie. W stanie stałym i gazowym dimer P 4 O 10 ma strukturę czterech czworościanów połączonych trzema wierzchołkami (P - O-P). W bardzo wysokich temperaturach monomeryzuje do P 2 O 5 . Istnieje również szklisty polimer (P 2 0 5) n. Jest wyjątkowo higroskopijny, silnie reaguje z wodą i zasadami. Odrestaurowany białym fosforem. Usuwa wodę z kwasów zawierających tlen.
Stosowany jest jako bardzo skuteczny środek odwadniający do suszenia ciał stałych, cieczy i mieszanin gazowych, odczynnik przy produkcji szkieł fosforanowych oraz katalizator polimeryzacji alkenów. Trujący.
Równania najważniejszych reakcji tlenku fosforu +5:
Paragon: spalanie fosforu w nadmiarze suchego powietrza.
Kwas ortofosforowy H 3 P0 4. Oksokwas. Substancja biała, higroskopijna, końcowy produkt oddziaływania P 2 O 5 z wodą. Cząsteczka ma budowę zniekształconego czworościanu [P(O)(OH) 3 ] (sp 3 -hybridisadium), zawiera kowalencyjne wiązania σ P - OH oraz σ, wiązanie π P=O. Topi się bez rozkładu i rozkłada się podczas dalszego ogrzewania. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie (548 g/100 g H2O). Słaby kwas w roztworze, neutralizowany jest przez zasady, a nie całkowicie przez hydrat amoniaku. Reaguje z typowymi metalami. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Reakcją jakościową jest wytrącanie się żółtego osadu ortofosforanu srebra (I). Stosowany jest do produkcji nawozów mineralnych, do klarowania sacharozy, jako katalizator w syntezie organicznej oraz jako składnik powłok antykorozyjnych na żeliwie i stali.
Równania najważniejszych reakcji kwasu ortofosforowego:
Produkcja kwasu fosforowego w przemyśle:
wrzący fosforyt w kwasie siarkowym:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (stężony) = 2 H3PO4+ 3CaSO4
Ortofosforan sodu Na 3 PO 4. Oksosol. Biały, higroskopijny. Topi się bez rozkładu, stabilny termicznie. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, hydrolizuje na anionach i tworzy w roztworze silnie zasadowe środowisko. Reaguje w roztworze z cynkiem i aluminium.
Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Jakościowa reakcja na jon PO 4 3-
— powstawanie żółtego osadu ortofosforanu srebra(I).
Stosowany jest do eliminacji „trwałej” twardości wody słodkiej, jako składnik detergentów i wywoływaczy fotograficznych oraz odczynnik w syntezie gumy. Równania najważniejszych reakcji:
Paragon: całkowita neutralizacja H 3 PO 4 wodorotlenkiem sodu lub zgodnie z reakcją:
Wodorofosforan sodu Na 2 HPO 4. Sól kwasowa okso. Biały, rozkłada się bez topienia przy umiarkowanym ogrzewaniu. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie i hydrolizuje na anionie. Reaguje z H 3 PO 4 (stężony), zobojętniony alkaliami. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Jakościowa reakcja na jon HPO 4 2-— powstawanie żółtego osadu ortofosforanu srebra (I).
Stosowany jest jako emulgator do zagęszczania mleka krowiego, składnik pasteryzatorów spożywczych i fotowybielaczy.
Równania najważniejszych reakcji:
Paragon: niepełna neutralizacja H 3 PO 4 wodorotlenkiem sodu w rozcieńczonym roztworze:
2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
Diwodoroortofosforan sodu NaH 2 PO 4. Sól kwasowa okso. Biały, higroskopijny. Po umiarkowanym podgrzaniu rozkłada się bez topienia. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, anion H2P04 ulega odwracalnej dysocjacji. Zneutralizowany alkaliami. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Jakościowa reakcja na jon H 2 P0 4 - powstawanie żółtego osadu ortofosforanu srebra (1).
Stosowany jest w produkcji szkła, do ochrony stali i żeliwa przed korozją oraz jako zmiękczacz wody.
Równania najważniejszych reakcji:
Paragon: niepełna neutralizacja H 3 PO 4 wodorotlenkiem sodu:
H3PO4 (stężony) + NaOH (rozcieńczony) = NaH2PO4+ H2O
Ortofosforan wapnia Ca 3(PO 4)2— Oksosol. Biały, ogniotrwały, stabilny termicznie. Nierozpuszczalne w wodzie. Rozkłada się pod wpływem stężonych kwasów. Przywrócony koksem podczas stapiania. Główny składnik rud fosforytów (apatyt itp.).
Służy do otrzymywania fosforu w produkcji nawozów fosforowych (superfosforanów), ceramiki i szkła, proszek strącony stosowany jest jako składnik past do zębów i stabilizator polimerów.
Równania najważniejszych reakcji:
Nawozy fosforowe
Nazywa się mieszaniną Ca(H 2 P0 4) 2 i CaS0 4 prosty superfosfat, Ca(H 2 P0 4) 2 z domieszką CaНР0 4 - podwójny superfosfat, są łatwo wchłaniane przez rośliny podczas żerowania.
Najcenniejszymi nawozami są amofos(zawierają azot i fosfor), są mieszaniną soli kwasów amonowych NH 4 H 2 PO 4 i (NH 4) 2 HPO 4.
Chlorek fosforu (V) PCI5. Połączenie binarne. Biały, lotny, niestabilny termicznie. Cząsteczka ma budowę bipiramidy trygonalnej (hybrydyzacja sp 3 d). W stanie stałym dimer P 2 Cl 10 o strukturze jonowej PCl 4 + [PCl 6 ] - . „Dym” w wilgotnym powietrzu. Bardzo reaktywny, całkowicie hydrolizowany przez wodę, reaguje z zasadami. Odrestaurowany białym fosforem. Stosowany jest jako środek chlorujący w syntezie organicznej. Trujący.
Równania najważniejszych reakcji:
Paragon: chlorowanie fosforu.