План:

Введение

Пятая группа Периодической системы включает два типических элемента азот и фосфор – и подгруппы мышьяка и ванадия. Между первым и вторым типическими элементами наблюдается значительное различие в свойствах.

В состоянии простых веществ азот – газ, а фосфор – твердое вещество. Эти два вещества получили большую область применения, хотя когда азот впервые был выделен из воздуха его посчитали вредным газом, а на продаже фосфора удавалось заработать большое количество денег (в фосфоре ценили его способность светится в темноте).

История открытия фосфора

По иронии судьбы фосфор открывался несколько раз. Причем всякий раз получали его из … мочи. Есть упоминания о том, что арабский алхимик Альхильд Бехиль (XII век) открыл фосфор при перегонке мочи в смеси с глиной, известью и углем. Однако датой открытия фосфора считается 1669 год. Гамбургский алхимик-любитель Хеннинг Бранд, разорившийся купец, мечтавший с помощью алхимии поправить свои дела, подвергал обработке самые разнообразные продукты. Предполагая, что физиологические продукты могут содержать «первичную материю», считавшейся основой философского камня, Бранд заинтересовался человеческой мочей.

Он собрал около тонны мочи из солдатских казарм и выпаривал ее до образования сиропообразной жидкости. Эту жидкость он вновь дистиллировал и получил тяжелое красное «уринное масло», которое перегонялось с образованием твердого остатка. Нагревая последний, без доступа воздуха, он заметил образование белого дыма, оседавшего на стенках сосуда и ярко светившего в темноте. Бранд назвал полученное им вещество фосфором, что в переводе с греческого означает «светоносец».

Несколько лет «рецепт приготовления» фосфора хранился в строжайшем секрете и был известен лишь нескольким алхимикам. В третий раз фосфор открыл Р.Бойль в 1680 году.

В несколько модифицированном виде старинный метод получения фосфора использовали и в XVIII столетии: нагреванию подвергали смесь мочи с оксидом свинца (PbO), поваренной солью (NaCl), поташом (K2CO3) и углем (C). Лишь 1777 году К.В.Шееле заработал способ получения фосфора из рога и костей животных.

Природные соединения и получение фосфора

По распространенности в земной коре фосфор опережает азот, серу и хлор. В отличие от азота фосфор, из-за большой химической активности встречается в природе только в виде соединений. Наиболее важные минералы фосфора - апатит Са5Х(РО4)3 (Х - фтор, реже хлор и гидрооксильная группа) и фосфорит основой которого является Са3(РО4)2. Крупнейшее месторождение апатитов находится на Кольском полуострове, в районе Хибинских гор. Залежи фосфоритов находятся в районе гор Каратау, в Московской, Калужской, Брянской областях и в других местах. Фосфор входит в состав некоторых белковых веществ, содержащихся в генеративных органах растений, в нервных и костных тканях организмов животных и человека. Особенно богаты фосфором мозговые клетки.

В наши дни фосфор производят в электрических печах, восстанавливая апатит углем в присутствии кремнезема:

Ca3(PO4)2+3SiO2+5C®3CaSiO3+5CO­+P2­.

Пары фосфора при этой температуре почти полностью состоят из молекул Р2, которые при охлаждении конденсируются в молекулы Р4.

Химические свойства

Электронная конфигурация атома фосфора

1S22S22P63S23P33d0

Наружный электронный слой содержит 5 электронов. Наличием трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность фосфора равна 3.

Но на третьем энергетическом уровне имеются вакантные ячейки d-орбиталей, поэтому при переходе в возбужденное состояние 3S-электроны будут разъединяться, переходить на d подуровень, что приводит к образованию 5-ти неспаренных элементов.

Таким образом, валентность фосфора в возбужденном состоянии равна 5.

В соединениях фосфор обычно проявляет степень окисления +5, реже +3, -3.

1. Реакции с кислородом:

4P0 + 5O2 2P2+5O5

(при недостатке кислорода: 4P0 + 3O2 2P2+3O3)

2. С галогенами и серой:

2P0 + 3Cl2 ® 2P+3Cl3

P0 + 5S P2+5S5

(галогениды фосфора легко разлагаются водой, например:

PCl3 + 3H2O ® H3PO3 + 3HCl PCl5 + 4H2O ® H3PO4 + 5HCl)

3. С азотной кислотой:

3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O ® 3H3P+5O4 + 5N+2O

4. С металлами образует фосфиды, в которых фосфор проявляет степень окисления - 3:

2P0 + 3Mg ® Mg3P2-3

(фосфид магния легко разлагается водой Mg3P2 + 6H2O ® 3Mg(OH)2 + 2PH3 (фосфин))

3Li + P ® Li3P-3

5. Со щелочью:

4P + 3NaOH + 3H2O ® PH3­ + 3NaH2PO2

В реакциях (1,2,3) - фосфор выступает как восстановитель, в реакции (4) - как окислитель; реакция (5) - пример реакции диспропорционирования.

Фосфор может быть как восстановителем, так и окислителем.

Аллотропные изменения

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений. Это объясняется тем, что атомы фосфора способны, взаимно соединяясь, образовывать кристаллические решетки различного типа.

Таблица 1

Физические свойства фосфора