Как составить основание фосфора

1. Положение фосфора в периодической системе химических элементов
2. Строение атома фосфора
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения фосфора
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с кислородом
7.1.2. Взаимодействие с галогенами
7.1.3. Взаимодействие с серой 
7.1.4. Взаимодействие с металлами
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами
7.1.6. Взаимодействие с водородом
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с окислителями
7.2.2. Взаимодействие с щелочами

Фосфин
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Основные свойства
3.2. Взаимодействие с кислородом
3.3. Восстановительные свойства

Фосфиды
Способы получения фосфидов
Химические свойства фосфидов

Оксиды фосфора
 1. Оксид фосфора (III) 
 2. Оксид фосфора (V) 

Фосфорная кислота 
 1. Строение молекулы и физические свойства 
 2. Способы получения 
3. Химические свойства 

3.1. Диссоциация фосфорной кислоты
3.2. Кислотные свойства фосфорной кислоты 
3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот
3.4. Разложение при нагревании
3.5. Взаимодействие с металлами
3.6. Качественная реакция на фосфат-ионы

Фосфористая кислота 

Соли фосфорной кислоты

Фосфор

Положение в периодической системе химических элементов

Фосфор расположен в главной подгруппе V группы  (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение фосфора

Электронная конфигурация  фосфора в основном состоянии:

Атом фосфора содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом фосфора может образовывать 3 связи по обменному механизму. Однако, в отличие от азота, за счет вакантной 3d орбитали атом фосфора может переходить в возбужденное энергетическое состояние. 

Электронная конфигурация  фосфора в возбужденном состоянии:

При этом один электрон из неподеленной электронной пары на 3s-орбитали переходит на  переходит на 3d-орбиталь. Для атома фосфора в возбужденном энергетическом состоянии характерна валентность V.

Таким образом, максимальная валентность фосфора в соединениях равна V (в отличие от азота). Также характерная валентность фосфора в соединениях — III.

Степени окисления атома фосфора – от -3 до +5. Характерные степени окисления -3, 0, +1, +3, +5.

Физические свойства и нахождение в природе

Фосфор образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Белый фосфор — это вещество состава P₄. Мягкий, бесцветный, ядовитый, имеет характерный чесночный запах. Молекулярная кристаллическая решетка, а следовательно, невысокая температура плавления (44°С), высокая летучесть.  Очень реакционно способен, самовоспламеняется на воздухе.

Белый фосфор:

Покрытие бумаги раствором белого фосфора в сероуглероде. Спустя некоторое время, когда сероуглерод испаряется, фосфор воспламеняет бумагу (процесс лег в основу различных фокусов с самовозгоранием или получением огня из ничего):

Белый фосфор можно расплавить в ёмкости с тёплой водой, поскольку он имеет температуру плавления в 44,15 °C.

Красный фосфор – это модификация с атомной кристаллической решеткой. Формула красного фосфора P_n, это полимер со сложной структурой. Твердое вещество без запаха, красно-бурого цвета, не ядовитое. Это гораздо более устойчивая модификация, чем белый фосфор. В темноте не светится. Образуется из белого фосфора при t=250-300^оС без доступа воздуха.

Черный фосфор – то наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Чёрный фосфор — это чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, полностью нерастворимое в воде или органических растворителях.

Черный фосфор:

Известны также такие модификации, как желтый фосфор и металлический фосфор. Желтый фосфор – это неочищенный белый фосфор. При очень высоком давлении фосфор переходит в новую модификацию – металлический фосфор, который очень хорошо проводит электрический ток.

В природе фосфор встречается только в виде соединений. В основном это апатиты (например, Ca₃(PO₄)₂), фосфориты и др. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений —фосфолипидов.

Соединения фосфора

Типичные соединения фосфора:

Способы получения фосфора

1. Белый фосфор получают из природных фосфатов, прокаливая их с коксом и песком в электрической печи:

Ca₃(PO₄)₂    +   3SiO₂   +   5C     →  3CaSiO₃    +    5CO    +    2P

2. Вместо фосфатов можно использовать другие неорганические соединения фосфора, например, метафосфорную кислоту.

4HPO₃   +  10C    →    P₄  +  2H₂O   +   10 CO

3. Красный и черный фосфор получают из белого фосфора.

Химические свойства фосфора

При нормальных условиях фосфор довольно химически активен.

1. Фосфор проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому фосфор реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При взаимодействии с кислородом воздуха образу

ются оксиды – ангидриды соответствующих кислот:

4P    +   3O₂    →  2P₂O₃

4P    +   5O₂    →  2P₂O₅

Горение белого фосфора:

Горение красного фосфора:

1.2. При взаимодействии фосфора с галогенами образуются галогениды с общей формулой  PHal₃ и PHal₅:

2P    +   3Cl₂    →  2PCl₃

2P    +   5Cl₂    →  2PCl₅

Фосфор реагирует с бромом:

1.3. При взаимодействии фосфора с серой образуются сульфиды:

2P    +   3S   →   P₂S₃

2P    +   5S   →   P₂S₅

1.4. При взаимодействии с металлами фосфор проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют фосфидами.

Например, кальций и магний реагируют с фосфором с образованием фосфидов кальция и магния:

2P    +   3Ca   →   Ca₃P₂

2P    +   3Mg   →   Mg₃P₂

Еще пример: натрий взаимодействует с фосфором с образованием фосфида натрия:

P    +   3Na   →  Na₃P

1.5. С водородом фосфор непосредственно не взаимодействует.

2. Со сложными веществами фосфор реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Фосфор диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями фосфор окисляется до оксида фосфора (V) или до фосфорной кислоты.

Например, азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

5HNO₃      +    P     →   H₃PO₄     +   5NO₂↑    +    H₂O

5HNO₃      +    3P     +    2H₂O   →    3H₃PO₄     +   5NO↑

Серная кислота также окисляет фосфор:

2P    +    5H₂SO₄  →  2H₃PO₄   +  5SO₂ + 2H₂O

Соединения хлора, например, бертолетова соль,  также окисляют фосфор:

6P     +   5KClO₃    →   3P₂O₅   +   5KCl

Реакция красного фосфора с бертолетовой солью. Этот процесс заложен в принципе возгорания спички при трении её о шершавую поверхность коробка.

Некоторые металлы-сильные окислители также окисляют фосфор. Например, оксид серебра (I):

2P    +   5Ag₂O   →   P₂O₅    +   10Ag

2.2. При растворении в щелочах фосфор диспропорционирует до гипофосфита и фосфина.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия:

4P    +   3KOH   +   3H₂O   →   3KH₂PO₂   +   PH₃↑   или

P₄    +    3KOH    +   3H₂O   →   3KH₂PO₂    +   PH₃↑

Или с гидроксидом кальция:

8P      +    3Ca(OH)₂    +    6H₂O   →   3Ca(H₂PO₂)₂   +   2PH₃↑  

Фосфин

Строение молекулы и физические свойства

Фосфин PH₃ – это бинарное соединение водорода с фосфором, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, фосфин газ, с неприятным запахом, бесцветный, мало растворимый в воде, химически нестойкий и ядовитый. Водородные связи между молекулами фосфина не образуются. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы фосфина похожа на структуру аммиака — правильная треугольная пирамида. Но валентный угол H-P-H меньше, чем угол H-N-H в аммиаке и составляет 93,5^о.

 У атома фосфора в фосфине на внешнем энергетическом уровне остается неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влияние на свойства фосфина, а также на его структуру. Электронная структура фосфина — тетраэдр , с атомом фосфора в центре.

Способы получения фосфина

В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов.

Например, фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция:

Ca₃P₂    +   6H₂O  →   3Са(ОН)₂    +   2PH₃

Или при кислотном гидролизе, например, фосфида магния в соляной кислоте:

Mg₃P₂      +   6HCl →   3MgCl₂    +   2PH₃↑

Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах.

Например, фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина:

4P    +   3KOH   +   3H₂O   →   3KH₂PO₂   +   PH₃↑

Химические свойства фосфина

1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H⁺), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами.

Например, фосфин реагирует с йодоводородной кислотой:

PH₃   +   HI   →  PH₄I

Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются.

2. Фосфин PH₃ – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется:

2PH₃    +   4O₂  →   P₂O₅   +   3H₂O

PH₃    +   2O₂  →   H₃PO₄

3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей.

Например, азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту.

PH₃    +   8HNO₃  →   H₃PO₄   +    8NO₂    +  4H₂O

Серная кислота также окисляет фосфин:

PH₃    +  3H₂SO₄      →    H₃PO₄   +    3SO₂    +  3H₂O

С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора.

Например, хлорид фосфора (III) окисляет фосфин:

2PH₃    +   2PCl₃    →   4P     +   6HCl 

Фосфиды

Фосфиды – это бинарные соединения фосфора и металлов или некоторых неметаллов.

Способы получения фосфидов

Фосфиды получают при взаимодействии фосфора с металлами. При этом фосфор проявляет свойства окислителя.

Например, фосфор взаимодействует с магнием и кальцием:

2P    +   3Mg   →   Mg₃P₂

2P    +   3Ca   →   Ca₃P₂

Фосфор взаимодействует с натрием:

P    +   3Na   →  Na₃P

Химические свойства фосфидов

1. Фосфиды легко разлагаются водой или кислотами с образованием фосфина.

Например, фосфид кальция разлагается водой:

Ca₃P₂    +   6H₂O   →  3Са(ОН)₂    +   2PH₃↑

Фосфид магния разлагается соляной кислотой:

Mg₃P₂      +   6HCl   →   3MgCl₂    +   2PH₃↑

2. Фосфиды металлов проявляют сильные восстановительные свойства за счет фосфора в степени окисления -3.

Оксиды фосфора

Оксид фосфора (III)

Оксид фосфора (III) –  это кислотный оксид. Белые кристаллы при обычных условиях.  Пары состоят из молекул P₄O₆.

Получить оксид фосфора (III) можно окислением фосфора при недостатке кислорода:

4P    +   3O₂    →  2P₂O₃

Химические свойства оксида фосфора (III):

Оксид фосфора (III) очень ядовит и неустойчив. Для P₂O₃  (P₄O₆) характерны два типа реакций.

1. Поскольку фосфор в оксиде фосфора (III) проявляет промежуточную степень окисления, то он принимает участие в окислительно-восстановительных процессах, повышая либо понижая степень окисления атома фосфора. Характерны для P₂O₃ реакции диспропорционирования.

Например, оксид фосфора (III) диспропорционирует в горячей воде:

2Р₂О₃    +   6Н₂О _(гор.)    →  РН₃    +   3Н₃РО₄

2. При взаимодействии с окислителями P₂O₃ проявляет свойства восстановителя.

Например, N₂O окисляется кислородом:

Р₂О₃    +   О₂  →  Р₂О₅

3. С другой стороны Р₂О₃  проявляет свойства кислотного оксида (ангидрид фосфористой кислоты), взаимодействуя с водой с образованием  фосфористой кислоты:

Р₂О₃    +   3Н₂О   →   2Н₃РО₃

а со щелочами – с образованием солей (фосфитов):

Р₂О₃    +  4KOH   →   2K₂HРО₃  +   H₂O

Оксид фосфора (V)

Оксид фосфора (V) –  это кислотный оксид.  В нормальных условиях образует белые кристаллы. В парах состоит из молекул P₄О₁₀. Очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Способы получения. Оксид фосфора (V) получают сжиганием фосфора в избытке кислорода.

4P    +   5O₂    →   2P₂O₅

Химические свойства.

1. Оксид фосфора (V) – очень гигроскопичное вещество, которое используется для осушения газов. Обладая высоким сродством к воде, оксид фосфора (V) дегидратирует до ангидридов неорганические и органические кислоты.

Например, оксид фосфора (V) дегидратирует серную, азотную и уксусную кислоты:

P₂O₅  +   H₂SO₄   → 2HPO₃  +   SO₃

P₂O₅   +  2HNO₃  →  2HPO₃  +  N₂O₅

P₂O₅   +   2CH₃COOH   →   2HPO₃  +   (CH₃CO)₂O

2. Фосфорный ангидрид  является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с водой с образованием фосфорных кислот:

P₂O₅   +   3H₂O   →  2H₃PO₄ 

В зависимости от количества воды и от других условий образуются мета-фосфорная, орто-фосфорная или пиро-фосфорная кислота:

P₂O₅   +   2H₂O   →  2H₄P₂O₇ 

P₂O₅   +  H₂O   →  HPO₃

Видеоопыт взаимодействия оксида фосфора с водой можно посмотреть здесь. 

3. Как кислотный оксид, оксид фосфора (V) взаимодействует с основными оксидами и основаниями.

Например, оксид фосфора (V) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

P₂O₅   +   6NaOH   →   2Na₃PO₄  +   3H₂O

P₂O₅   +   2NaOH   +   H₂O   →  2NaH₂PO₄ 

P₂O₅   +   4NaOH    →  2Na₂HPO₄  +   H₂O

Еще пример: оксид фосфора взаимодействует с оксидом бария (при сплавлении):

P₂O₅   +   3BaO    →   Ba₃(PO₄)₂

 Фосфорная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Фосфор в степени окисления +5 образует несколько кислот: орто-фосфорную H₃PO₄, мета-фосфорную HPO₃, пиро-фосфорную H₄P₂O₇.

Фосфорная кислота H₃PO₄ – это кислота средней силы, трехосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях фосфорная кислота – твердое вещество, хорошо растворимое в воде и гигроскопичное.

Валентность фосфора в фосфорной кислоте равна V.

При температуре выше +213 °C орто-фосфорная кислота переходит в пирофосфорную H₄P₂O₇.

При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде образуется метафосфорная кислота HPO₃, представляющая собой прозрачную стекловидную массу.

Способы получения

Наибольшее практическое значение из фосфорных кислот имеет орто-фосфорная кислота.

1. Получить орто-фосфорную кислоту можно взаимодействием оксида фосфора (V) с водой:

P₂O₅   +   3H₂O    →    2H₃PO₄

2. Еще один способ получения фосфорной кислоты — вытеснение фосфорной кислоты из солей (фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов) под действием более сильных кислот (серной, азотной, соляной и др.).

Промышленный способ получения фосфорной кислоты обработка фосфорита концентрированной серной кислотой:

Ca₃(PO₄)_2(тв)    +  3H₂SO_4(конц)  →   2H₃PO₄   +   3CaSO₄

3. Фосфорную кислоту также можно получить жестким окислением соединений фосфора в водном растворе в присутствии кислот.

Например, концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты:

5HNO₃      +    P     →   H₃PO₄     +   5NO₂↑    +    H₂O

Химические свойства

Фосфорная кислота – это кислота средней силы (по второй и третьей ступени слабая).

1. Фосфорная кислота частично и ступенчато диссоциирует в водном растворе.

H₃PO₄  ⇄  H⁺ + H₂PO₄^–

H₂PO₄^–  ⇄  H⁺ + HPO₄^2–

 HPO₄^2– ⇄ H⁺ + PO₄^3–

2. Фосфорная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами  и амфотерными гидроксидами. 

Например, фосфорная кислота взаимодействует с оксидом магния:

2H₃PO₄    +   3MgO   →   Mg₃(PO₄)₂   +   3H₂O

Еще пример: при взаимодействии фосфорной кислоты с гидроксидом калия образуются фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:

H₃PO₄    +   КОН     →     KH₂РО₄  +   H₂O

H₃PO₄    +   2КОН      →     К₂НРО₄  +   2H₂O

H₃PO₄    +   3КОН     →    К₃РО₄  +   3H₂O

3. Фосфорная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов и др.).  Также фосфорная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например, фосфорная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Н₃PO₄   +   3NaHCO₃   →   Na₃PO₄   +   CO₂   +  3H₂O

4. При нагревании H₃PO₄  до 200°С происходит отщепление от нее молекулы воды с образованием пирофосфорной кислоты H₂P₂O₇:

2H₃PO₄   →  H₂P₂O₇   +   H₂O

5. Фосфорная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например, фосфорная кислота реагирует с магнием:

2H₃PO₄    +   3Mg   →    Mg₃(PO₄)₂   +   3H₂

Фосфорная кислота взаимодействует также с аммиаком с образованием солей аммония:

2H₃PO₄   +   3NH₃    →    NH₄H₂PO₄     +   (NH₄)₂HPO₄

7. Качественная реакция на фосфат-ионы и фосфорную кислоту — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется ярко-желтый осадок фосфата серебра:

Н₃PO₄   +    3AgNO₃    →   Ag₃PO₄↓  +   3НNO₃

Видеоопыт взаимодействия фосфата натрия и нитрата серебра в растворе  (качественная реакция на фосфат-ион) можно посмотреть здесь.

Фосфористая кислота

Фосфористая кислота H₃PO₃ — это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Валентность фосфора в фосфористой кислота равна V, а степень окисления +3.

Получение фосфористой кислоты.

Фосфористую кислоту можно получить гидролизом галогенидов фосфора (III).

Например, гидролизом хлорида фосфора (III):

PCl₃   +   3H₂O   →    H₃PO₃   +   3HCl

Фосфористую кислоту можно получить также взаимодействием оксида фосфора (III) с водой:

Р₂О₃    +   3Н₂О   →   2Н₃РО₃

Химические свойства.

1. Фосфористая кислота H₃PO₃  в водном растворе — двухосновная кислота средней силы. Взаимодействует с основаниями с образованием солей-фосфитов.

Например, при взаимодействии с гидроксидом натрия фосфористая кислота образует фосфит натрия:

H₃PO₃  + 2NaOH → Na₂HPO₃   + 2H₂O

2. При нагревании фосфористая кислота разлагается на фосфин (Р^-3) и фосфорную кислоту (Р⁺⁵):

4H₃PO₃   →   3H₃PO₄  + PH₃

3. За счет фосфора в степени окисления +3 фосфористая кислота проявляет восстановительные свойства.

Например, H₃PO₃ окисляется перманганатом калия в кислой среде:

5H₃PO₃    +   2KMnO₄   +   3H₂SO₄    →  5H₃PO₄   +   K₂SO₄    +   2MnSO₄   +  3H₂O

Еще пример: фосфористая кислота окисляется соединениями ртути (II):

H₃PO₃   +  HgCl₂  + H₂O →  H₃PO₄  + Hg + 2HCl

Соли фосфорной кислоты — фосфаты

Фосфорная кислота образует разные типы солей: средние – фосфаты, кислые – гидрофосфаты, дигидрофосфаты.

1. Качественная реакция на фосфаты — взаимодействие с нитратом серебра. При этом образуется желтый осадок фосфата серебра. 

K₃PO₄   +    3AgNO₃    →   Ag₃PO₄↓  +   3KNO₃

2. Нерастворимые фосфаты растворяются под действием сильных кислот, либо под действием фосфорной кислоты.

Например, фосфат кальция реагирует с фосфорной кислотой с образованием дигидрофосфата кальция:

Ca₃(PO₄)₂    +   4H₃PO₄    →   3Ca(H₂PO₄)₂

Фосфат кальция растворяется под действием серной кислоты:

Ca₃(PO₄)₂    +  2H₂SO₄  →   Ca(H₂PO₄)₂   +   2CaSO₄

3. За счет фосфора со степенью окисления +5 фосфаты проявляют слабые окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например, фосфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием фосфида кальция и угарного газа:

Ca₃(PO₄)₂    +  8C   →   Ca₃P₂   +   8CO

Фосфат кальция также восстанавливается алюминием при сплавлении:

3Ca₃(PO₄)₂    +  16Al   →   3Ca₃P₂   +   8Al₂O₃

4. Гидрофосфаты могут взаимодействовать и с более сильными кислотами, и с щелочами. Под действием фосфорной кислоты гидрофосфаты переходят в дигидрофосфаты.

Например, гидрофосфат калия взаимодействует с фосфорной кислотой с  образованием дигидрофосфата калия:

K₂HPO₄    +   H₃PO₄  →  2KH₂PO₄

Под действием едкого кали гидрофосфат калия образует более среднюю соль — фосфат калия:

K₂HPO₄    +   KOH   →  K₃PO₄  +   H₂O

5. Дигидрофосфаты могут взаимодействовать с более сильными кислотами и щелочами, но не реагируют с фосфорной кислотой.

Например, дигидрофосфат натрия взаимодействует с избытком гидроксида натрия с образованием фосфата:

NaH₂PO₄    +   2NaOH   →  Na₃PO₄  +   2H₂O

Фосфор (греч. phos — свет + phoros — несущий) — химический элемент, принадлежащий к Vа группе и 3 периоду. Простое желтоватое вещество,
легко воспламеняющееся и светящееся.

Основное и возбужденное состояние фосфора

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на d-подуровень.

Природные соединения

В природе фосфор встречается в виде следующих соединений:

• 3Ca₃(PO₄)₂*CaCO₃*Ca(OH,F)₂ — фосфорит
• Ca₁₀(PO₄)₆(F,Cl,OH)₂ — апатит

Получение

В промышленности фосфор получают в ходе сплавления фосфата кальция, песка и угля.

Ca₃(PO₄)₂ + SiO₂ + C → (t) CaSiO₃ + P + CO

Химические свойства

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Активность также определяется аллотропной модификацией: наиболее активен белый
фосфор, излучающий видимый свет из-за окисления кислородом.

В жидком и газообразном состоянии до 800 °C фосфор состоит из молекул P₄. Свыше 800 °C молекулы P₄ распадаются до
P₂.

• Реакции с неметаллами

C неметаллами фосфор часто проявляет себя как восстановитель и окислитель. Легко окисляется кислородом.

4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (недостаток кислорода)

4P+ 5O₂ → 2P₂O₅ (избыток кислорода)

Схожим образом происходит взаимодействие фосфора и хлора.

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ (недостаток хлора)

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅ (избыток хлора)

P + S → P₂S₃

Реакции с водородом крайне затруднена. Тем не менее, в ходе разложения фосфидов металлов можно получить ядовитый газ — фосфин — боевое
отравляющее вещество.

Ca₃P₂ + H₂O → Ca(OH)₂ + PH₃↑



• Реакции с металлами

2P + 3Ca → Ca₃P₂ (фосфид кальция)

• Реакция с водой

При взаимодействии с водой фосфор вступает в реакцию диспропорционирования (так называются реакции, в которых одно и то же вещество
является и окислителем, и восстановителем).

P + H₂O → (t) PH₃ + H₃PO₄

• Реакция с щелочами

При добавлении фосфора в растворы щелочей также происходит реакция диспропорционирования.

P + LiOH + H₂O → LiH₂PO₂ + PH₃↑ (LiH₂PO₂ — гипофосфит лития)

• Восстановительные свойства

При поджигании спичек происходит реакция между фосфором и бертолетовой солью, которая выступает в качестве окислителя.

KClO₃ + P → KCl + P₂O₅

Оксид фосфора V — P₂O₅

Кислотный оксид, пары которого имеют формулу P₄O₁₀. Твердый оксид характеризуется белым цветом.

Получение

P + O₂ → P₂O₅

Химические свойства

• Кислотные свойства

Активно реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты. При недостатке воды образует метафосфорную кислоту.

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

P₂O₅ + H₂O = HPO₃ (при недостатке воды)

Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли фосфорной кислоты. Какая именно получится соль — определяет соотношение основного
оксида/основания и кислотного оксида.

P₂O₅ + Na₂O → Na₃PO₄

6KOH + P₂O₅ = 2K₃PO₄ + 3H₂O (фосфат калия, избыток щелочи — соотношение 6:1)

4KOH + P₂O₅ = 2K₂HPO₄ + H₂O (гидрофосфат калия, незначительный избыток кислотного оксида — соотношение 4:1)

2KOH + P₂O₅ = 2KH₂PO₄ + H₂O (дигидрофосфат калия, избыток кислотного оксида — соотношение 2:1)



• Дегидратационные свойства

Обладает выраженным водоотнимающим (дегидратационным) свойством: легко извлекает воду из других соединений.

HClO₄ + P₂O₅ → HPO₃ + Cl₂O₇ (HPO₃ — метафосфорная кислота)

HNO₃ + P₂O₅ → HPO₃ + N₂O₅

Фосфорные кислоты

Существует несколько кислородсодержащих фосфорных кислот:

• Ортофосфорная кислота — H₃PO₄ (трехосновная кислота, соли — фосфаты PO₄^3-)
• Метафосфорная кислота — HPO₃ (одноосновная кислота, соли — метафосфаты PO₃^—)
• Фосфористая — H₃PO₃ (двухосновная кислота, соли — фосфиты HPO₃^2-)
• Фосфорноватистая — H₃PO₂ (одноосновная кислота, соли гипофосфиты — H₂PO₂^— )

Фосфорноватистая кислота способна вытеснять из солей малоактивные металлы, при этом превращаясь в ортофосфорную кислоту.

CuSO₄ + H₃PO₂ + H₂O → Cu + H₂SO₄ + H₃PO₄

Ортофосфорная кислота

В твердом виде представляет собой кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде.

Получение

Фосфорную кислоту получают из фосфатов, воздействуя на них серной кислотой. Также известны способы гидролиза пентахлорида фосфора,
взаимодействия оксида фосфора V с водой.

Ca₃(PO₄)₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₃PO₄

P₂O₅ + H₂O → H₃PO₄

PCl₅ + H₂O → H₃PO₄ + HCl

Фосфорная кислота может образоваться при окислении фосфора сильной кислотой:

P + HNO₃ + H₂O → H₃PO₄ + NO

Химические свойства

• Кислотные свойства

За счет кислотных свойств отлично реагирует с основными оксидами, основаниями. При различных соотношениях кислоты и основания получаются различные
соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты).

3K₂O + H₃PO₄ = 2K₃PO₄ + 3H₂O

3KOH + H₃PO₄ = K₃PO₄ + 3H₂O

2KOH + H₃PO₄ = K₂HPO₄ + H₂O

KOH + H₃PO₄ = KH₂PO₄ + H₂O

• Реакции с солями

Реакции идут, если выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода). Например, характерный осадок
желтого цвета — фосфат серебра — образуется в результате реакции с нитратом серебра.

AgNO₃ + H₃PO₄ → Ag₃PO₄ + HNO₃

В реакции с карбонатами образуется нестойкая угольная кислота, которая распадается на воду и углекислый газ.

K₂CO₃ + H₃PO₄ → K₃PO₄ + H₂O + CO₂

• Реакции с металлами

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из фосфорной кислоты.

Mg + H₃PO₄ → Mg₃(PO₄)₂ + H₂↑

• Дегидратация

При сильном нагревании ортофосфорная кислота теряет воду и переходит в метафосфорную кислоту.

H₃PO₄ → (t) HPO₃ + H₂O

Соли фосфорной кислоты

Соли фосфорной кислоты получаются в ходе реакции ортофосфорной кислоты и оснований.

3Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 6H₂O

Фосфаты являются хорошими удобрениями, которые повышают урожайность. Перечислим наиболее значимые:

• Фосфоритная мука — Ca₃(PO₄)₂
• Простой суперфосфат — смесь Ca(H₂PO₄)₂*H₂O и CaSO₄
• Двойной суперфосфат — Ca(H₂PO₄)₂*H₂O
• Преципитат — CaHPO₄*2H₂O
• Костная мука — продукт переработки костей домашних животных Ca₃(PO₄)₂
• Аммофос — в основном состоит из моноаммонийфосфата — NH₄H₂PO₄

На этой странице вы узнаете 

• О трех фосфорных братах;
• P₂O₅-разбойник: разберем, почему;

Фосфор был открыт в результате поисков философского камня. Хотели получить золото и бессмертие, а вместо этого обнаружили элемент, который светится зеленым цветом в темноте. Чем ещё отличается фосфор — расскажем в статье.

Общая характеристика

Фосфор находится в VA-группе третьего периода таблицы Менделеева, прямо под азотом. Электронная конфигурация  фосфора в основном состоянии 1s²2s²2p⁶3s²3p³. 

Конфигурация его внешнего слоя такая же, как и у азота. Но фосфор имеет на этом слое полностью свободный d-подуровень, куда в случае возбуждения атома может переехать его электрон. 

Поэтому в возбужденном электронном состоянии атом фосфора имеет конфигурацию внешнего электронного уровня 3s¹3p³3d¹. 

Таким образом, благодаря наличию в возбужденном состоянии пяти неспаренных электронов, фосфор может максимально образовывать в соединениях пять химических связей. 

В отличие от азота, у фосфора максимальная валентность (V) и высшая степень окисления (+5) численно совпадают. 

Какие степени окисления фосфора возможны?

• Высшая степень окисления равна номеру группы: +5. 
• Низшая степень окисления определяется по формуле «номер группы — 8»: -3. 
• Промежуточные степени окисления, как и сам номер группы, нечётные: +1, +3. 

Физические свойства 

Фосфор как простое вещество, аналогично углероду, имеет несколько аллотропных модификаций.

О трех фосфорных братах

Можно запомнить основные свойства по “характерам” модификаций:

• Белый фосфор — токсичный взрывной парень, который отравляет всем жизнь и легком можно возгореться. Поэтому его от греха подальше упрятали под воду.
• Красный фосфор не очень ценит качества своего белого “брата”. Поэтому он неядовит и при высокой температуре просто превращается в любимого брата — в черный фосфор.
• Черный фосфор — полная противоположность белому, самый мирный брат из тройки. Он неядовит, фактически не реагирует на температуру. Дзен среди фосфоров.

Химические свойства 

Фосфор имеет низкое значение электроотрицательности. Это значит, что фосфор проявляет ярко выраженные восстановительные свойства.  Онплохо притягивает к себе электроны, поэтому у него их легко отобрать. 

При избытке окислителя или воздействии такого сильного окислителя, как F₂, фосфор переходит в степень окисления +5. При недостатке окислителя или воздействии такого слабого окислителя, как I₂, фосфор переходит только в степень окисления +3.

1. Реакции с простыми веществами

Как и многие бинарные соединения, галогениды фосфора способны гидролизоваться в различных средах (нейтральной, щелочной, кислой). Эти реакции мы, как и всегда, пишем по принципу «притяни плюс к минусу». 

Фосфиды металлов также подвергаются гидролизу в разных средах. 

В результате протекания этих реакций образуется ядовитый газ с неприятным запахом чеснока (или тухлой рыбы) — фосфин PH₃. Он проявляет очень слабые основные свойства. 

За счет степени окисления фосфора -3 он проявляет ярко выраженные восстановительные свойства. Он богат, поэтому во время реакции можно его ограбить. Следовательно, способен взаимодействовать с окислителями. 

1. Реакция со щелочами 

Фосфор — один из тех неметаллов, который способен взаимодействовать со щелочами (выражение для запоминания — «LiPSSi Ha»). Так как щёлочь не проявляет выраженных окислительных или восстановительных свойств, фосфору в этой реакции приходится отдуваться за двоих: играть роль как окислителя, так и восстановителя. 

1. Реакции с окислителями

Из-за низкой электроотрицательности фосфор является типичным восстановителем («жертвой»). Поэтому он способен взаимодействовать с окислителями. В ОВР он в подавляющем большинстве случаев как восстановитель повышает свою степень окисления до +5. Она является крайне устойчивой для него. Из-за этого соединения фосфора (V) не являются типичными окислителями, потому что фосфор не хочет уходить из любимой степени окисления.

Получение фосфора

В промышленности главным способом получения фосфора является спекание фосфорита (ортофосфата кальция) с диоксидом кремния и коксом. Для чего это делают? 

Оксид фосфора (III) P₂O₃ и фосфористая кислота H₃PO₃

Оксид фосфора (III) — типичный кислотный оксид. Это значит, он способен реагировать с водой с образованием соответствующей кислоты и вступать в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями — основаниями и основными оксидами. 

За счет степени окисления +3 оксид фосфора (III) проявляет восстановительные свойства, повышая в реакциях степень окисления до +5.

1. Реакция с водой

Как типичный кислотный оксид, P₂O₃ способен взаимодействовать с водой с образованием соответствующего гидроксида (кислоты).

1.  Основно-кислотное взаимодействие

Тут все очень просто! P₂O₃ — кислотный оксид, он проявляет кислотные свойства. Значит, он способен вступать в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями — основаниями и основными оксидами — с образованием солей. 

Оксид фосфора (V) P₂O₅

Оксид фосфора (V) P₂O₅  как типичный кислотный оксид будет реагировать с водой и вступать в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями — основаниями и основными оксидами. Также как условно «сильный» оксид он способен вытеснять условно «слабые» из их солей при сплавлении. 

1. Реакция с водой

При взаимодействии с водой оксид фосфора (V) образует соответствующий гидроксид — ортофосфорную кислоту. 

1. Кислотно-основные реакции

Происходят с основаниями и основными оксидами. При этом образуются соли.  

1. Реакции вытеснения

В отношении реакций вытеснения P₂O₅ — это условно «сильный» оксид. Он способен вытеснять условно «слабые» (CO₂ и SO₂) из их солей при сплавлении (t).  

1. P₂O₅-разбойник

Это вещество обладает крайне сильными дегидратирующими свойствами: оно активно осушает что?, отбирает воду. Он настолько жаден до воды, что может её отобрать даже у безводных кислородсодержащих летучих кислот. 

Ортофосфорная кислота H₃PO₄ и ортофосфаты

Ортофосфорная кислота — ничем не примечательная слабая кислота. 

Как и все кислоты, она обладает кислотными свойствами. Она способна вступать в основно-кислотные взаимодействия с веществами, проявляющими основные свойства.

Опять же как и другие кислоты, она является электролитом. Это значит, она может распадаться на ионы и обмениваться ими с другими электролитами, то есть вступать в реакции ионного обмена. 

Фактчек

• Фосфор — химический элемент VA-группы третьего периода; электронная конфигурация 1s²2s²2p⁶3s²3p³;
• Возможные степени окисления фосфора: -3, 0, +1, +3, +5;
• Существует несколько аллотропных модификаций фосфора: белый фосфор, черный фосфор, красный фосфор;
• Фосфор является типичным восстановителем в ОВР из-за низкой электроотрицательности;
• Фосфор образует следующие соединения: фосфин, оксиды, кислоты и соответствующие соли.

Проверь себя 

Задание 1.
Количество электронов на внешнем энергетическом уровне атома фосфора равно: 

1. 3
2. 4
3. 5
4. 6

Задание 2.
Какой аллотропной модификации фосфора не существует? 

1. Белый фосфор
2. Желтый фосфор 
3. Черный фосфор
4. Красный фосфор

Задание 3.
Фосфин можно получить реакцией: 

1. Фосфора и водорода
2. Оксида фосфора(III) и водорода
3. Оксида фосфора(V) и водорода
4. Фосфора и раствора гидроксида калия

Задание 4.
Фосфористая кислота H₃PO₃ является: 

1. Трехосновной кислотой
2. Двухосновной кислотой 
3. Одноосновной кислотой 
4. Четырехосновной кислотой 

Ответы: 1. —  3; 2. — 2; 3. — 4; 4. — 2.

Существует три класса сложных неорганических соединений: оксиды, гидроксиды (к ним относятся кислоты и основания), а также соли. Многие металлы и неметаллы могут образовывать оксиды, гидроксиды, а также входить в состав кислотных остатков. Так, фосфор включается в кислотный остаток РО₄. Существует несколько разновидностей оксида фосфора. Соответственно, есть различные его гидроксиды, которые из этих оксидов формируются. Высший гидроксид фосфора — это фосфорная кислота. В данной статье мы рассмотрим физические и химические свойства указанного элемента и его соединений, а также расскажем о его распространенности в природе и других интересных фактах.

Физические свойства фосфора

Он может существовать в разнообразных вариациях. Фосфор — вещество, которое состоит из одного химического элемента. Его атомы не объединяются в молекулы. Формула фосфора — Р. Однако в зависимости от строения кристаллической решетки, данный элемент может существовать в виде трех веществ.

Самым распространенным является белый фосфор — он обладает воскообразной структурой и высокой токсичностью. Температура плавления данного вещества составляет сорок четыре градуса по Цельсию, а кипения — двести восемьдесят градусов. При трении данного материала он очень быстро возгорается, поэтому режут его, только поместив в водную среду. Если на протяжении длительного времени нагревать его при температуре двести пятьдесят градусов по шкале Цельсия, он превращается в красный фосфор. Это вещество представлено в виде порошка буро-красного цвета. Красный фосфор, в отличие от белого, не является ядовитым.

Самой устойчивой формой существования данного элемента можно назвать черный фосфор, который по некоторым внешним признакам похож на металл: имеет своеобразный блеск, обладает высокой твердостью, электро- и теплопроводностью.

С точки зрения химии

Фосфор — химический элемент, который находится в пятой группе и третьем периоде в таблице Менделеева. Из этого можно сделать вывод, что валентность его равняется пяти. Кроме того, из периодической системы можно увидеть, что элемент фосфор имеет атомную массу, равную тридцати одному грамму на моль. Это значит, что 1 моль вещества будет весить 31 один грамм. Рассматривая химические свойства фосфора, мы поговорим о его реакциях с простыми, а также сложными соединениями.

Взаимодействие с простыми веществами

Первое, на что нужно обратить внимание, — окисление фосфора. Это его реакция с кислородом. В результате может быть образовано два различных вещества — все будет зависеть от пропорций указанных компонентов.

Первый вариант — из четырех молей фосфора и трех молей кислорода образуется два моля триоксида фосфора. Записать подобное химическое взаимодействие можно с помощью следующего уравнения: 4Р + 3О₂ = 2Р₂О₃.

Второй вариант — это образование из четырех молей фосфора и пяти молей кислорода двух молей пентаоксида фосфора. Выразить данную реакцию можно с помощью следующего уравнения: 4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅.

При обеих химических реакциях происходит значительное выделение света. Кроме того, фосфор может взаимодействовать с такими простыми веществами, как металлы, галогены (фтор, йод, бром, хлор), сера. Данный химический элемент способен проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства. Примером взаимодействия с галогенами может служить хлорирование. Оно происходит в два этапа. Первый — образование двух молей трихлората фосфора из двух молей рассматриваемого неметалла и трех молей хлора. Данное взаимодействие может быть выражено с помощью такого уравнения: 2Р +3Cl₂= 2PCl₃.

Второй этап данного процесса заключается в присоединении атомов хлора к уже полученному трихлорату фосфора. Так, при добавлении к одному молю последнего такого же объема хлора образуется один моль пентахлората фосфора. Записываем уравнение данной реакции таким образом: PCl₃ + Cl₂ = PCl₅.

Закономерности взаимодействия фосфора с металлами можно рассмотреть на таком примере. Если взять три моля калия и один моль фосфора, получим один моль фосфида калия. Записать такого рода процесс можно при помощи следующего уравнения реакции: 3К + Р = К₃Р.

Взаимодействие со сложными веществами

К сложным химическим соединениям, с которыми способен вступать в реакцию фосфор, относятся кислоты и соли. Опишем по порядку особенности контакта рассматриваемого элемента с данными группами химических веществ.

Фосфор и кислоты

Среди всех прочих особенно выделяется взаимодействие фосфора и азотной кислоты. Для проведения подобного рода реакции необходимо взять следующие компоненты: фосфор в количестве трех молей, пять молей нитратной кислоты, а также воду — два моля. В результате такого химического взаимодействия получим следующие продукты: фосфорную кислоту и оксид нитрогена. Записывается уравнение данной реакции следующим образом: 3Р + 5HNO₃ + 3Н₂О = 3Н₃РО₄ + 5NO.

Фосфор и соли

Подобного рода химические взаимодействия можно рассмотреть на примере реакции рассматриваемого неметалла с сульфатом купрума. Для проведения данного процесса необходимо взять два моля фосфора, пять молей сульфата меди, восемь молей воды. В результате взаимодействия данных веществ получим следующие химические соединения: сульфатную кислоту в количестве пять молей, чистую медь — столько же, а также фосфорную кислоту — два моля. Записать данный процесс можно в виде такого уравнения: 2Р + 5CuSO₄ + 8Н₂О = 5H₂SO₄ + 5Cu + 2Н₃РО₄.

Получение данного неметалла

В промышленности рассматриваемое вещество добывают из такого химического соединения, как фосфат кальция. Для этого осуществляется следующая химическая реакция: смешивают указанную соль с песком (оксидом кремния) и углеродом в молярных пропорциях 1:3:5, в результате получают силикат кальция, фосфор и чадный газ в молярном соотношении 3:2:5.

Соединения фосфора и их свойства

Самым распространенным из соединений рассматриваемого неметалла является гидроксид фосфора. Он может быть нескольких видов в зависимости от оксида, из которого формируется. Получить гидроксид фосфора можно при помощи проведения химической реакции между его оксидом и водой. Благодаря таким реакциям образуются разнообразные виды веществ. Так, из триоксида можно получить гидроксид (3), а из пентаоксида — гидроксид фосфора (5). Данные вещества обладают кислотными свойствами и способны, в свою очередь, вступать в реакции с металлами, солями, основаниями и др.

Высший гидроксид фосфора — это фосфорная кислота. Она является кислородосодержащей и трехосновной. Ее формула — Н₃РО₄.

Основные химические свойства

Гидроксид фосфора, формула которого приведена выше, способен реагировать как с простыми, так и со сложными веществами. Рассмотрим эти процессы подробнее.

Реакции фосфорной кислоты с металлами

Как и другие химические соединения данного класса, гидроксид фосфора способен вступать во взаимодействие с металлами. Во время данного процесса происходит реакция замещения, при которой атомы металлов вытесняют атомы гидрогена, тем самым образуя соль и водород, выделяющийся в воздух в виде газа с неприятным запахом. Для того чтобы данная реакция могла осуществиться, металл должен быть расположен левее водорода в электрохимическом ряду активности. То есть такие вещества, как медь, серебро и другие им подобные, не способны реагировать с фосфорной кислотой, так как в связи со своей низкой химической активностью они не смогут вытеснить атомы гидрогена из их соединений.

В качестве примера рассмотрим алюминий. При добавлении двух молей этого элемента к двум молям гидроксида фосфора мы получим фосфат алюминия и водород в количестве 2 и 3 молей соответственно. Уравнение данной реакции записывается следующим образом: 2Al + 2Н₃РО₄ = 2AlPO₄ + 3Н₂.

Взаимодействие с основаниями

Гидроксид фосфора, как и многие другие кислоты, может вступать в химические реакции с основаниями. Такие процессы называются реакциями обмена. В их результате формируется новый гидроксид, а также новая кислота. Подобного рода реакции могут осуществляться, только если один из получаемых продуктов является нерастворимым в воде, то есть выпадает в осадок, испаряется в виде газа либо является водой или очень слабым электролитом.

Фосфорная кислота и соли

В данном случае также происходит реакция обмена. В ее результате можно получить новую кислоту и соль. Для того чтобы осуществилась такого рода реакция, тоже должно соблюдаться правило, которое было описано чуть выше.

Применение фосфора и его соединений в промышленности

В первую очередь соединения данного химического элемента используют для изготовления смеси, которая наносится на боковую поверхность спичечных коробков. Также смесью с содержанием фосфора обрабатываются и сами головки спичек.

Пентаоксид рассматриваемого неметалла широко применяется в качестве осушителя газов. Также он используется в химической промышленности для того, чтобы получить гидроксид фосфора, формула и свойства которого были рассмотрены выше. Кроме того, его используют при изготовлении стекла.

Гидроксид фосфора также находит применение во многих отраслях промышленности. Прежде всего, он используется при изготовлении удобрений. Это связано с тем, что для растений фосфор просто жизненно необходим. Поэтому существует ряд разнообразных удобрений, которые изготавливаются на основе соединения рассматриваемого неметалла. Для этих целей используются такие вещества, как фосфат кальция. Соль применяют в качестве удобрения в молотом виде. Кроме того, для этого используют обыкновенный и двойной суперфосфат. В качестве удобрения могут служить также аммофос и нитроаммофос. Кроме всего вышеперечисленного, соли либо гидроксид фосфора используются в качестве реагента для определения наличия в растворе соединений серебра. Так, добавляют вещество, в состав которого входит кислотный остаток РО₄, к раствору. Если в последнем присутствуют соли либо гидроксид серебра, выпадет осадок насыщенно-желтого цвета. Это фосфат аргентума, имеющий такую химическую формулу: AgNO₃.

Строение атома фосфора

Как известно, все атомы состоят из ядра и электронов, вращающихся вокруг него. В ядре содержатся протоны и нейтроны. Электроны имеют отрицательный заряд, протоны — положительный, а нейтроны — нулевой. Порядковый номер фосфора в таблице Менделеева — пятнадцать. Из этого можно сделать вывод о том, что в его ядре содержатся пятнадцать протонов. Если же атом является нейтральным, а не ионом, то электронов столько же, сколько и протонов. То есть в случае с фосфором их пятнадцать.

Если один из электронов покинет свою орбиту, атом превратится в позитивно заряженный ион, то есть катион. Если же один электрон присоединится, образуется негативно заряженный ион — анион.

В периодической системе химических элементов можно увидеть, что фосфор относится к третьему периоду. Из этого понятно, что вокруг ядра имеется три орбиты, на которых равномерно распределены электроны. На первой расположено два, на второй — восемь электронов, а на третьей — пять.

Распространенность в природе

Массовая доля фосфора в земной коре составляет 0,08%. Он не является очень распространенным в природе химическим элементом. Однако существует целая группа минералов, в состав которых входит фосфор. Это апатиты, а также фосфориты. Самый распространенный из первой группы — фторапатит. Его химическая формула выглядит следующим образом: 3Ca₃(PO4)₂•CaF₂. Он бывает прозрачного, зеленого и бирюзового оттенков. Среди фосфоритов больше всего распространен кальция фосфат, имеющий такую химическую формулу: Са₃(РО4)₂. Кроме того, соединения фосфора встречаются в составе тканей различных живых организмов.

Роль фосфора и его соединений в природе и организме

Данный химический элемент очень важен для нормального функционирования почти всех органов и их систем. В первую очередь без него невозможна бесперебойная работа почек. Данный элемент принимает участие в обменных процессах организма. Он также способствует скорейшей регенерации тканей. Без него некоторые витамины просто не могут активизироваться, чтобы дать пользу организму — вот почему практически во все витаминные препараты в качестве дополнительного компонента очень часто добавляют фосфор. Кроме того, это один из химических элементов, обеспечивающих нормальную работу сердца. Он, кроме всего вышеперечисленного, участвует в процессе деления клеток, поэтому без данного микроэлемента невозможна жизнь на Земле.

Регуляция водно-солевого баланса — еще одна функция, которую выполняют в организме соединения рассматриваемого в данной статье неметалла. Кроме того, он является одной из главных составляющих костной и мышечной ткани. Большой его процент содержится и в зубах. Помимо всего прочего, стоит также отметить, что фосфор участвует в обеспечении нормальной работы нервной системы. Симптомы недостатка в организме рассматриваемого микроэлемента следующие: повышенная утомляемость, низкая работоспособность, нарушения в работе нервной системы (неврозы, истерия и т.п.), слишком частые простуды, истощение сердечной мышцы, боль в костях и мышцах, очень слабый аппетит. Чтобы избежать такого явления, как недостаток фосфора в организме, необходимо знать, в каких же продуктах он содержится.

Прежде всего среди продуктов, богатых рассматриваемым химическим элементом, следует выделить рыбу. Особенно высокая концентрация фосфора наблюдается в таких видах, как осетр, скумбрия, ставрида, тунец, сардина, мойва, минтай, корюшка. Кроме того, рассмотренный в данной статье микроэлемент содержится в крабовом мясе, креветках, а также в молочных продуктах, таких как творог, плавленый сыр, брынза.

Выводы

Фосфор хоть и не является очень распространенным на планете химическим элементом, но имеет огромное значение как с промышленной, так и с биологической точки зрения. Он и его соединения, в частности, гидроксид фосфора, используются при производстве разного рода продукции. В статье также были описаны свойства гидроксида фосфора (фосфорной кислоты) и особенности его взаимодействия с металлами, основаниями и солями.