Fosfor. Bílý fosfor. Červený fosfor. Síra

Síra S je tvrdá, křehká, žlutá krystalická látka s teplotou tání 119,3°C. Ale nepleťte si tuto síru se sírou v zápalkách. Hlavičky zápalek většinou obsahují složité látky, jednou z nich je chlorečnan draselný (KClO3), který se při tření nebo teplotě může samovolně vznítit. Síra — jednoduchá látka a je zde přítomna jako jedna ze složek, které tvoří hlavičku zápalky.

Modifikace síry:

Existují dvě modifikace síry: křehká síra и plastová síra. Při 113°C krystalická síra taje a mění se ve žlutou vodnatou kapalinu. Roztavená síra se při teplotě 187°C stává velmi viskózní a rychle tmavne. Zároveň se mění jeho strukturální stav. A pokud síru zahřejete na 445 °C, vře. Naléváním vroucí síry tenkým proudem do studené vody můžete získat plastickou síru – pryžovou modifikaci sestávající z polymerních řetězců. V tomto stavu se síra může deformovat a natahovat, aniž by byla zničena. Jakmile ale pár dní leží ve vzduchu, promění se zpět v křehký materiál.

Síra je dielektrikum. Může sloužit jako tepelný izolant.

Síra snadno oxiduje téměř všechny kovy kromě zlata Au, platiny Pt a ruthenia Ru. Síra oxiduje alkalické (sodík Na, draslík K, lithium Li, vápník Ca) a kovy alkalických zemin (hliník Al, hořčík Mg) i při pokojové teplotě. Ve vzduchu krystalická síra hoří modrým plamenem za vzniku oxidu siřičitého SO₂(plyn s nepříjemným, dusivým zápachem). Při spalování síry ve vodíku vzniká jedovatý plyn zvaný sirovodík.

Mnoho produktů, když se kazí, vydává specifický zápach sirovodíku. Síra se používá v průmyslu k výrobě kyseliny sírové. Oxidující oxid siřičitý SO₂ v prostředí obohaceném kyslíkem získávají oxid sírový SO₃ – viskózní průhledná kapalina.

Anhydrid kyseliny sírové nebo oxid sírový SO₃ Při pokojové teplotě je to bezbarvá těkavá kapalina (bod varu = 45 °C), která časem přechází v azbestovou modifikaci tvořenou lesklými hedvábnými krystaly. Vlákna z anhydridu síry jsou stabilní pouze v uzavřené nádobě. Absorbováním vlhkosti ze vzduchu se mění v hustou bezbarvou kapalinu – oleum (z latinského oleum – „olej“). Ačkoli oleum lze formálně považovat za roztok SO₃ v H₂SO₄.

Kysličník siřičitý vykazuje silný bělící účinek: pokud je například červená růže umístěna do nádoby s plynným oxidem siřičitým SO₂, pak ztratí barvu.

Tato látka může existovat ve dvou formách: červený fosfor и bílý fosfor (také se nazývá bílý fosfor žlutý fosfor).

Bílý fosfor (nebo také žlutý fosfor) je jedovatá, vysoce reaktivní, měkká, voskovitá látka světle žluté barvy, rozpustná v sirouhlíku a benzenu. Na vzduchu se bílý fosfor vznítí při 34 °C a hoří jasně bílým plamenem za vzniku oxidu fosforečného. Bílý fosfor taje při teplotě 44,1°C a ve tmě svítí. Při kontaktu s pokožkou může způsobit těžké popáleniny.

Bílý fosfor velmi jedovatý: smrtelná dávka asi 0,1 g (přibližně stejně jako kyanid draselný – 0,12 g). Kvůli nebezpečí samovznícení na vzduchu se bílý fosfor ukládá pod vrstvou vody. Červený fosfor a černý fosfor jsou méně toxické, protože jsou netěkavé a prakticky nerozpustné ve vodě. Bílý fosfor i při pokojové teplotě a další modifikace fosforu po zahřátí reagují s mnoha jednoduchými látkami: halogeny (fluor, chlor, brom, jód, astat), kyslíkem, sírou a některými kovy. Pokud se bílý fosfor zahřeje na 300 0 C bez přístupu vzduchu, postupně se změní na červený fosfor. Červený fosfor je pevná látka, netoxická, ve tmě nesvítí a samovolně se nevznítí.

Název červený fosfor odkazuje na několik modifikací najednou, lišících se hustotou a barvou: pohybuje se od oranžové po tmavě červenou a dokonce fialovou. Všechny odrůdy červený fosfor nerozpustné v organických rozpouštědlech, ve srovnání s bílým fosforem jsou méně reaktivní (červený fosfor se na vzduchu vznítí při t>200 °C)

Voda nerozpouští fosfor. Obvykle se rozpouští v ethylalkoholu.

Pod tlakem stovek atmosfér se získává černý fosfor, který je svými vlastnostmi podobný kovu (vede elektřinu a svítí). Černý fosfor má krystalovou mřížku podobnou kovům.

Proč fosfor svítí?

Pokud říkají, že fosfor svítí, myslí to jen tak bílý fosfor! Každý vrchol má ve své molekule (vrcholy pyramidy se základnou trojúhelníku) pár elektronů, které se nacházejí mimo povrch pomyslné pyramidy. Atomy fosforu jsou „otevřené“ a snadno přístupné všem atomům jiných prvků – oxidantů (například kyslíku ze vzduchu). Dostupné elektronové páry fosforu slouží jako „návnada“ pro jakékoli jiné atomy, které jsou ochotny přijmout cizí elektron (s vysokou elektronegativitou). Bílý fosfor bezdůvodně nesvítí – oxiduje – nejprve se mezi atomy fosforu nacházejí atomy kyslíku. Toto pokračuje, dokud se všechny volné elektronové páry nepřipojí ke kyslíku. Poté bílý fosfor přestane svítit a změní se na oxid fosforečný P₂O₅.

Oxid fosforečný je relativně stabilní látka, ale aktivně reaguje s vodou za vzniku kyseliny metafosforečné HPO₃ a kyselina ortofosforečná H₃PO₄

Kyseliny fosforečné

Když se oxid fosforečný P rozpustí ve vodě₂O₅ tvořil kyselina fosforečná H₃PO₄. Tato kyselina patří mezi slabé kyseliny, takže s většinou kovů nereaguje, ale pouze odstraňuje oxidový film na jejich povrchu. Často se používá při opravách elektrických zařízení, pájení elektronických desek atd. Je to dobrý odstraňovač rzi.

Fosfor tvoří dvě kyseliny: jedna je kyselina ortofosforečná, druhá je metafosforečné (NPO₃). Ale druhá kyselina není stabilní sloučenina a rychle oxiduje za vzniku kyseliny ortofosforečné.

Přepnout do angličtiny
Fosfor. Bílý fosfor. Červený fosfor. Síra

Oblasti znalostí: Obecná chemie Symbol: P Atomové číslo: 15 Skupina prvků: Nekovy Relativní atomová hmotnost: 30,973762 a. e.m. Atomový poloměr: 115 pm Elektronegativita: 2,19 jednotek. podle Paulingovy stupnice Fyzikální stav: Hustota pevné látky: 1,8323 g/cm³ (při 20 °C, bílý fosfor); 2,16 g/cm2,25 (červený fosfor); 44,14 g/cm³ (černý fosfor) Bod tání: 279,85 °C Bod varu: XNUMX °C

Chemické prvky Chemické prvky

Fosfor (lat. Phosphorus), P, chemický prvek skupiny V krátké formy (15. skupina dlouhé formy) periodického systému, atomové číslo 15, atomová hmotnost 30,973762 a. jíst.; patří mezi pniktogeny. V přírodě existuje jeden stabilní izotop, 31 P. Radioizotopy s hmotnostními čísly 24–46 byly uměle získány.

Historické informace

Podle některých zdrojů byl fosfor poprvé přijat ve 12. století. Arabský alchymista Alchid Bekhil. Za obecně přijímané datum objevu fosforu je považován rok 1669, kdy v důsledku hledání kamene mudrců německý alchymista H. Brand při úpravě odpařené moči uhlím s následnou destilací a kondenzací pod vodou, izoloval látku, která svítí ve tmě. V roce 1680 R. Boyle zdokonalil proces získávání fosforu a získal oxid fosforečný a kyselinu ortofosforečnou. Název „fosfor“ pochází z řeckého φωσφόρος – svítící.

Prevalence v přírodě

v zemské kůře 9,3·10–2 % hm., ve vodě moří a oceánů 0,07 mg/dm3. V přírodě se vyskytuje pouze v chemicky vázané formě. Je známo asi 200 fosfátových minerálů. Z nich je nejdůležitější apatit [včetně fluorapatitu Ca ₅ (PO ₄ ) ₃ F, chlorapatit Ca ₅ (PO ₄ ) ₃ Cl a hydroxyapatit Ca ₅ (PO ₄ ) ₃ (OH)] a fosforitany. Praktický význam mají tyto minerály: monazit, xenotim, amblygonit, torburnit, vivianit, pyromorfit, tyrkys. Fosfor je nejdůležitější biogenní prvek nezbytný pro život všech organismů. V živých buňkách se vyskytuje ve formě fosfátových iontů, je součástí nukleotidů, nukleových kyselin, fosfoproteinů, fosfolipidů, ortofosforečnanu vápenatého atd.

Vlastnosti

Konfigurace vnějšího elektronového obalu atomu fosforu je 3s 2 3p 3; nejcharakterističtější oxidační stavy jsou –3, +3 a +5; ionizační energie během sekvenčního přechodu P 0 →P + →P 2+ →P 3+ →P 4+ →P 5+ jsou v tomto pořadí rovné 1012, 1903, 2912, 4956, 6273 kJ/mol; elektronová afinita 72,0 kJ/mol; Paulingova elektronegativita 2,19; atomový poloměr 115 pm; kovalentní poloměr 110 pm. Iontové poloměry v pm (koordinační čísla jsou uvedena v závorce): P 3– 186, P 3+ 44(4), 29(5); P 5+ 38(6).

Existuje 5 krystalických a 5 amorfních alotropních modifikací fosforu; Nejdůležitější z nich jsou bílý, červený a černý fosfor (technicky bílý fosfor se nazývá žlutý fosfor). Krystalický černý fosfor (PI) je za normálních podmínek termodynamicky stabilní. Bílý a červený fosfor jsou metastabilní, ale díky nízké rychlosti přeměny mohou přetrvávat po dlouhou dobu. Všechny formy, když se roztaví, dávají kapalinu sestávající z tetraedrických molekul P ₄ s délkou vazby P–P 221 pm. Při zahřátí nad 800 °C a nízkém tlaku začíná tvorba molekul P ₂ (délka vazby P–P 189 pm). Při 1800 °C, stupeň disociace P ₄ horní ₂ 50 %, při 2800 °C P ₂ disociuje na P o 50 %. Kondenzací plynného nebo tuhnutím roztaveného fosforu vzniká α-P ₄ (PIII). Jedná se o bílou průhlednou voskovou hmotu (ochlazením křehne) nebo průhledné krystaly o hustotě 1832,3 kg/m 3 (20 °C), t _pl 44,14 °C. Při –76,9 °C krychlový α-P ₄ přechází na šestiúhelníkový β-P ₄ (P IV) o hustotě 1880 kg/m3. Molekuly P ₄ ve struktuře P III se mohou volně otáčet, v P IV k rotaci nedochází.

Vzorek červeného fosforu. Foto: Kim Christensen / legion-media.ru Vzorek červeného fosforu. Foto: Kim Christensen / legion-media.ru Při zahřátí nad 180 °C bez přístupu vzduchu začíná polymerace, která vede k tvorbě červeného fosforu. Odrůdy červeného fosforu mohou být od oranžové a jasně červené až po hnědou a černofialovou s hustotou 2000 až 2400 kg/m 3 a t _pl od 585 do 610 °C. Při 250–300 °C vzniká amorfní červený γ-P o hustotě 2160 kg/m 3; při 360–450 °C – monoklinický δ-P (P II); při 500 °C – další monoklinická modifikace (tzv. Hittorfův fosfor, fialový fosfor). Při delším zahřívání (600 °C) vzniká kubický červený fosfor. Popsán je také triklinický, tetragonální a hexagonální červený fosfor. Přeměna bílého fosforu na červený se urychluje vystavením UV záření, v přítomnosti nečistot I ₂ , S, Se atd. Ve struktuře červeného fosforu jsou vzájemně propojené nekonečné řetězce P tetraedrů ₄ . Při tlacích nad 1,2 GPa se bílý fosfor přeměňuje na krystalický černý fosfor (ε-P, PI). Při nižších tlacích vzniká amorfní černý fosfor o hustotě 2250 kg/m 3 . Černý fosfor má strukturu podobnou grafitu, sestávající z volně propojených vlnitých vrstev. Při atmosférickém tlaku černý fosfor sublimuje.

Bílý a červený fosfor jsou dielektrika, černý fosfor je polovodič, jeho vysokotlaké modifikace mají kovové vlastnosti. Bílý fosfor je prakticky nerozpustný ve vodě, velmi dobře rozpustný v CS ₂ , rozpustný v PCl ₃ , POCI ₃ , kapalný SO ₂ NH ₃ . Pro červený a černý fosfor nebyla nalezena žádná rozpouštědla.

Bílý fosfor je chemicky velmi aktivní. Při přechodu na červený a zejména černý fosfor aktivita prudce klesá. Bílý fosfor svítí ve tmě na vzduchu díky oxidaci za vzniku nižších oxidů fosforu. Jemný bílý fosfor se na vzduchu při 34–50 °C samovolně vznítí. Červený fosfor oxiduje pomalu při pokojové teplotě, zápalná teplota je 210°C (černý fosfor cca 500°C). Při hoření fosforu vzniká P ₄ O ₁₀ . Fosfor reaguje s vodou při 600–900 °C v přítomnosti katalyzátorů (Pt, Cu atd.) a uvolňuje H ₂ a vznik H ₃ PO ₄ . Fosfor se oxiduje HNO ₃ k H ₃ PO ₄ . Při zahřívání fosforu s alkalickými roztoky se uvolňuje fosfin PH ₃ . Fosfor aktivně reaguje s halogeny za vzniku halogenidů fosforu. Za normálních podmínek fosfor nereaguje s H ₂ . Páry fosforu reagují s uhlíkem při teplotách nad 2000 °C a s křemíkem při teplotách nad 1000 °C. Páry fosforu reagují s dusíkem v elektrickém výboji nebo na horkém wolframovém vláknu za vzniku směsi amorfních nitridů P ₃ N ₅ a PN. Fosfor tvoří četné organofosforové sloučeniny.

Příjem

Fosfor se získává redukcí fosforitů nebo apatitu koksem v přítomnosti oxidu křemičitého SiO ₂ v elektrických pecích při 1300–1500 °C. Vzniklé páry fosforu kondenzují a shromažďují se pod vrstvou vody. Červený fosfor se vyrábí zahříváním bílého fosforu bez vzduchu po dobu několika hodin na 375–400 °C. Bílý fosfor se čistí usazením nebo filtrací taveniny, ošetřením roztokem KOH, H ₂ SO ₄ a voda, sublimace, vakuová nebo vodní destilace, zónové tavení. Červený fosfor se čistí působením vodných roztoků minerálních kyselin a varem s alkalickým roztokem. Vysoce čistý fosfor se získává hydridovou metodou – tepelným rozkladem přečištěného fosfinu. Světová produkce fosforitů 219 mil. tun/rok; ve smyslu P ₂ O ₅ 67 milionů tun/rok (2020).

přihláška

Hlavní podíl veškerého vytěženého fosforu (90 %) je využíván k výrobě oxidu a kyseliny fosforečné, používaných při výrobě fosforečných hnojiv a fosforečnanů, včetně minerálních hnojiv pro hospodářská zvířata. Fosfor je surovinou pro výrobu anorganických a organických sloučenin obsahujících fosfor. Bílý fosfor se používá jako kouřotvorný a zápalný prostředek pro výrobu stopovací munice; červený fosfor je hlavní složkou povlaku zapalovacího povrchu krabiček zápalek v zápalkovém průmyslu, složkou termoplastických směsí a pohlcovačem plynů při výrobě žárovek. V metalurgii je fosfor deoxidačním činidlem při výrobě určitých slitin, legovací přísadou atd. Vysoce čistý fosfor se používá k výrobě polovodičových fosfidů. Umělý radionuklid 32P (poločas rozpadu T _1/2 14,26 dne, β-zářič) se používá při studiu reakčních mechanismů a jako radioaktivní indikátor.

Bílý fosfor je vysoce toxický. Příznaky akutní otravy: gastrointestinální poruchy, srdeční selhání. Při chronické otravě dochází k poškození kostí. Když se bílý fosfor dostane na kůži, vznítí se a způsobí těžké popáleniny. Bílý fosfor skladujte ve tmě pod vrstvou vody. Červený fosfor je méně toxický, ale jeho prach může způsobit chronickou otravu, zápal plic a poškození kůže. Černý fosfor je netoxický.

Alikberová Ljudmila Jurjevna. První publikace: Velká ruská encyklopedie, 2017.

Publikováno 2. června 2022 v 17:14 (GMT+3). Naposledy aktualizováno 24. dubna 2023 v 16:54 (GMT+3). Kontaktujte redakci

Oblasti znalostí: Obecná chemie Symbol: P Atomové číslo: 15 Skupina prvků: Nekovy Relativní atomová hmotnost: 30,973762 a. e.m. Atomový poloměr: 115 pm Elektronegativita: 2,19 jednotek. podle Paulingovy stupnice Fyzikální stav: Hustota pevné látky: 1,8323 g/cm³ (při 20 °C, bílý fosfor); 2,16 g/cm2,25 (červený fosfor); 44,14 g/cm³ (černý fosfor) Bod tání: 279,85 °C Bod varu: XNUMX °C

• Vědecký a vzdělávací portál “Velká ruská encyklopedie”
  Vytvořeno s finanční podporou Ministerstva digitálního rozvoje, komunikací a masových komunikací Ruské federace.
  Osvědčení o registraci hromadných sdělovacích prostředků EL č. FS77-84198, vydané Federální službou pro dohled nad komunikacemi, informačními technologiemi a hromadnými komunikacemi (Roskomnadzor) dne 15. listopadu 2022.
  ISSN: 2949-2076
• Zakladatel: Autonomní nezisková organizace „Národní vědecké a vzdělávací centrum „Velká ruská encyklopedie“
  Šéfredaktor: Kravets S.L.
  Telefon redakce: +7 (495) 917 90 00
  E-mailem Redakční e-mail: [email protected]

• © ANO BRE, 2022 – 2025. Všechna práva vyhrazena.
• Podmínky použití informací. Veškeré informace zveřejněné na tomto portálu jsou určeny pouze pro osobní potřebu a nejsou předmětem další reprodukce.
  Mediální obsah (ilustrace, fotografie, videa, zvukové materiály, mapy, naskenované obrázky) lze použít pouze se svolením držitelů autorských práv.
• Podmínky použití informací. Veškeré informace zveřejněné na tomto portálu jsou určeny pouze pro osobní potřebu a nejsou předmětem další reprodukce.
  Mediální obsah (ilustrace, fotografie, videa, zvukové materiály, mapy, naskenované obrázky) lze použít pouze se svolením držitelů autorských práv.