Фосфор

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на прегледникот Прејди на пребарувањето
Фосфор  (15P)
PhosphComby.jpg
Восочно бел (со жолт пресек), црвен (гранули централно лево, парче централно десно), и виолетов фосфор
Општи својства
Име и симболфосфор (P)
Изгледбезбоен, восочно бел, жолт, scarlet, црвен, виолетов, црн
Фосфорот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технициум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рентгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Нихониум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Московиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Тенесин (непознати хемиски својства)
Оганесон (непознати хемиски својства)
N

P

As
силициумфосфорсулфур
Атомски број15
Стандардна атомска тежина (±) (Ar)30,973761998(5)[1]
Категорија  повеќеатомски неметал, понекогаш се смета и за металоид
Група и блокгрупа 15 (азотна), p-блок
ПериодаIII периода
Електронска конфигурација[Ne] 3s2 3p3
по обвивка
2, 8, 5
Физички својства
Фазацврста
Густина близу с.т.бел: 1,823 g·cm−3
црвен: ≈ 2,2–2,34 g·cm−3
виолетов: 2,36 g·cm−3
црн: 2,69 г/см3
Топлина на топењеwhite: 0,66 kJ/mol
Топлина на испарувањеwhite: 51,9 kJ/mol
Моларен топлински капацитетwhite: 23,824 J/(mol·K)
парен притисок (бел)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 279 307 342 388 453 549
Парен притисок (црвен 431 °C)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 455 489 529 576 635 704
Атомски својства
Оксидациони степени5, 4, 3, 2,[2] 1,[3] −1, −2, −3 ​(средно киселински оксид)
ЕлектронегативностПолингова скала: 2,19
Енергии на јонизацијаI: 1.011,8 kJ/mol
II: 1.907 kJ/mol
II: 2.914,1 kJ/mol
(повеќе)
Ковалентен полупречник107±3 пм
Ван дер Валсов полупречник180 пм
Color lines in a spectral range
Спектрални линии на фосфор
Разни податоци
Кристална структурателоцентрична коцкеста (тцк)
Кристалната структура на фосфорот
Топлинска спроводливостбел: 0,236 W/(m·K)
црн: 12,1 W/(m·K)
Магнетно подредувањебел, црвен, виолетов, црн: дијамагнетно[4]
Модул на збивливостбел: 5 GPa
црвен: 11 GPa
CAS-бројбел: 12185-10-3
црвен: 7723-14-0
Историја
ОткриенХениг Бранд (1669)
Препознаен ако елемент одАнтоан Лавоазје[5] (1777)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на фосфорот
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП
31P 100% 31P е стабилен со 16 неутрони
32P веш 14,28 d β 1,709 32S
33P веш 25,3 d β 0,249 33S
| наводи | Википодатоци

Чистиот фосфор е цврста материја слична на восок со бледожолта или жолта боја. Тој се вика бел фосфор. Ако го загрееме до 250оС ќе добиеме црвен фосфор. Кога се наоѓа под дејство на влажен воздух фосфорот полека се соединува со кислородот што го зема од воздухот. Има особина да свети во темнина, да испушта отровна пареа што мириса на лук и лесно се пали.

Во природата чистиот фосфор никогаш не се наоѓа во слободна состојба, туку во соединенија со други елементи, посебно со калциум. Го наоѓаме во карпите и минералите како фосфати (соедниненија на фосфор и калциум) и во животинските коски. Во времето кога е откриен фосфорот можел да се произведува само во мали количества и со големи тешкотии и тоа од животинските и растителните отпадоци. Тоа било во 1669 година. Околу стотина години подоцна, човекот почнал да го издвојува фосфорот од животинските клетки. Една од првите примени била правење глави на ќибритчињата, но се покажало дека е отровен. Затоа луѓето место него, почнале да употребуваат соединенија на фосфор што не се отровни.

Некаде пред средината на 19 век, научниците константирале дека фосфорот е еден од дваесете елемени што се потребни за растење на растенијата и животните. Подоцна утврдиле дека житото, кога зрее, го зема неопходниот фосфор од земјата, па поради тоа морале да го надополнуваат во земјата, за да успее новата реколта. Така фосфорот почнал да се произведува и за растителна храна.

Денес речиси сиот форсфор се добива од фосфатни карпи. Деловите на таква карпа се загреваат на висока температура во електрични печки и во тој случај се ослободува фосфорниот гас. Со дестилација гасот преминува во течна состојба и конечно во цврст фосфор што се чува под вода за да не се запали.

Чистиот фосфор се користи мошне малку или никако. Соедниненијата на фосфорот и другите состојки имаат широка употреба во трговијата првенствено како фертилизатори, односно вештачко ѓубре. Се употребуваат и во производството на ќибрити и во медицината.

Карактеристики[уреди | уреди извор]

Алотропи[уреди | уреди извор]

Белиот фосфор изложен на воздух свети во мракот
Податотека:RedPhosphorus.jpg
Кристална структура на црвен фосфор
Кристална структура на црн фосфор

Фосфорот има неколку алотропи кои имаат извонредно различни својства. [6] Двата најчести алотропи се бел фосфор и црвен фосфор . [7]

Гледано од примената и хемиската литература, најважната форма на елементарен фосфор е белиот фосфор , честопати скратен како WP . Тоа е мека, восочна цврста супстанца која се состои од тетраедарски P4 молекули, во кои секој атом е поврзан со другите три атоми со единечна врска. Овој P4 тетраедар е исто така присутен во течен и гасен фосфор до температура од 800 °C (1,470 °F) кога почнува да се распаѓа на P2 молекули. [8] Белиот фосфор постои во две кристални форми: α (алфа) и β (бета). На собна температура, α-формата е стабилна, што придонесува таа да биде почеста и својствено е да има кубична кристална структура и на 195.2 K (−78.0 °C), се претвора во β-форма, која има хексагонална кристална структура. Овие форми се разликуваат во однос на релативните ориентации на конститутивиот P 4 тетраедар. [9] [10]

Белиот фосфор е најмалку стабилен, најреактивен, најстариот нестабилен , најмалку густ и најтоксичен од алотропите. Белиот фосфор постепено се менува во црвен фосфор. Оваа трансформација се забрзува со светлина и топлина, а примероците од бел фосфор речиси секогаш содржат црвен фосфор и соодветно се обоени со жолта боја. Поради оваа причина, белиот фосфор кој е отстоен или на друг начин исполнет со примеси (на пример, со воен квалитет, а не лабораториски квалитет), исто така, се нарекува жолт фосфор . Кога е изложен на кислород, белиот фосфор сјае во мракот со многу слаба нијанса од зелено-сина боја. Тој е многу запалив и пирофорен (само запалив) при контакт со воздух. Поради својата пирофоричност, белиот фосфор се користи како додаток во напалмот . Мирисот на согорувањето на овој облик има карактеристичен мирис на лук, а примероците најчесто се обложени со бел " фосфорен пентоксид ", кој се состои од P4O10 тетраедар каде кислородот е вметнат помеѓу атомите на фосфорот и во неговите темиња. Белиот фосфор е нерастворлив во вода, но растворлив во јаглерод дисулфид. [11]

Термолизата на P4 на 1100   келвини дава дифосфор , Р2. Овој вид не е стабилен во цврста или течена состојба. Димеричната единица содржи тројна врска и е аналогна на N2 . Исто така, може да се создаде како преминувачка меѓусредина во раствор со термолиза на органофосфатни првородни реагенси. [12] На уште повисоки температури, P2 се дисоцира во атомски Р [11]

Црвениот фосфор има полимерна структура. Ова се забележува како дериват на P4 каде што една PP врска се прекинува, и една дополнителна врска се создава со соседните тетраедри што резултира да се добие структура налик на синџир. Црвениот фосфор може да се формира со загревање на бел фосфор на 250 °C (482 °F) или со изложување на бел фосфор на сончева светлина. [13] Фосфорот по овој третман е аморфен . По понатамошно загревање, овој материјал кристализира. Во оваа смисла, црвениот фосфор не е алотроп, туку преодна фаза помеѓу белиот и виолетовиот фосфор, а повеќето од неговите својства имаат низа вредности. На пример, свежо подготвен, светло-црвениот фосфор е високо реактивен и се пали на околу 300 °C (572 °F), [14] иако е постабилен од белиот фосфор, кој се запалува на околу 30 °C (86 °F). [15] По понатамошно загревање или подолгорочно складирање, бојата се затемнува (Видете ги сликите во инфокутијата); добиениот производ е постабилен и не може спонтано да се запали во воздухот. [16]

Виолетовиот фосфор е облик на фосфор, кој може да се добие со еднодневно изложување на црвениот фосфор на температура над 550 ° C. Во 1865 година, Хиторф открил дека кога фосфорот е рекристализиран од стопено олово , се добива црвено / виолетов облик. Затоа, оваа форма понекогаш е позната како "фосфор на Хиторф" (или виолетов или α-метален фосфор). [17]

Црниот фосфор е најмалку реактивен алотроп и термодинамичкиот стабилен облик на температура под 550 °C (1,022 °F) . Тој е исто така познат како β-метален фосфор и има структура која е слична на графитот. [18] [19] Се добива со греење на бел фосфор под висок притисок ( на околу 12,000 стандардна атмосфераs (1.2 GPa) ). Исто така, може да се добие и во амбиентални услови користејќи метални соли, на пример, жива, како катализатор. [20] По изгледот, својствата и структурата, тој личи на графит ,црн е по боја и лесно ронлив, спроводник на електрична енергија, и има слоесто поврзани атоми налик на лист. [21]

Друг облик на црвениот фосфор, се добива преку растварање на бел фосфор во јаглерод дисулфид да испари со сончева светлина. [17]

Својства на некои алотропи на фосфор [6] [17]
Облик бела (α) бела (β) виолетова црна
Симетрија Коцкесто центрирана Триклиничка Моноклиничка Орторомбична
Пирсонов симбол aP24 mP84 oS8
Просторна група I 4 P 1 бр.2 P2 / c бр.13 Cmca бр.64
Густина (g/cm3) 1,828 1,88 2,36 2,69
Празнина (eV) 2,1 1.5 0.34
Индекс на прекршување 1.8244 2.6 2.4

Хемилуминесценција[уреди | уреди извор]

Наводи[уреди | уреди извор]

  1. Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. webelements
  3. Ellis, Bobby D.; MacDonald, Charles L. B.. Phosphorus(I) Iodide: A Versatile Metathesis Reagent for the Synthesis of Low Oxidation State Phosphorus Compounds. „Inorganic Chemistry“ том  45 (17): 6864–74. doi:10.1021/ic060186o. PMID 16903744. 
  4. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Lide, D. R., уред (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (LXXXVI издание). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. 
  5. cf. "Memoir on Combustion in General" Mémoires de l'Académie Royale des Sciences 1777, 592–600. from Henry Marshall Leicester and Herbert S. Klickstein, A Source Book in Chemistry 1400–1900 (New York: McGraw Hill, 1952)
  6. 6,0 6,1 A. Holleman; N. Wiberg (1985). „XV 2.1.3“. Lehrbuch der Anorganischen Chemie (33rd издание). de Gruyter. ISBN 3-11-012641-9. 
  7. Изобилство . ptable.com
  8. Simon, Arndt; Borrmann, Horst; Horakh, Jörg (1997 г). On the Polymorphism of White Phosphorus. „Chemische Berichte“ том  130 (9): 1235. doi:10.1002/cber.19971300911. 
  9. Welford C. Roberts; William R. Hartley. Drinking Water Health Advisory: Munitions (illustrated издание). CRC Press, 1992. стр. 399. ISBN 0873717546. 
  10. Marie-Thérèse Averbuch-Pouchot; A. Durif. Topics in Phosphate Chemistry. World Scientific, 1996. стр. 3. ISBN 9810226349. 
  11. 11,0 11,1 Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann. .
  12. Piro, N. A.; Figueroa, J. S.; McKellar, J. T.; Cummins, C. C. (2006 г). Triple-Bond Reactivity of Diphosphorus Molecules. „Science“ том  313 (5791): 1276–9. doi:10.1126/science.1129630. PMID 16946068. Bibcode2006Sci...313.1276P. 
  13. Parkes & Mellor 1939
  14. Egon Wiberg; Nils Wiberg; Arnold Frederick Holleman (2001). Inorganic chemistry. Academic Press. стр. 683–684, 689. ISBN 978-0-12-352651-9. https://books.google.com/books?id=Mtth5g59dEIC&pg=PA684. посет. 19 ноември 2011 г. 
  15. Parkes & Mellor 1939
  16. Hammond, C. R. (2000). The Elements, in Handbook of Chemistry and Physics (81st издание). CRC press. ISBN 0-8493-0481-4. 
  17. 17,0 17,1 17,2 Berger, L. I. (1996). Semiconductor materials. CRC Press. стр. 84. ISBN 0-8493-8912-7. https://books.google.com/?id=Ty5Ymlg_Mh0C&pg=PA84. 
  18. A. Brown; S. Runquist (1965 г). Refinement of the crystal structure of black phosphorus. „Acta Crystallogr“ том  19 (4): 684. doi:10.1107/S0365110X65004140. 
  19. Cartz, L.; Srinivasa, S.R.; Riedner, R.J.; Jorgensen, J.D.; Worlton, T.G. (1979 г). Effect of pressure on bonding in black phosphorus. „Journal of Chemical Physics“ том  71 (4): 1718–1721. doi:10.1063/1.438523. Bibcode1979JChPh..71.1718C. 
  20. Lange, Stefan; Schmidt, Peer; Nilges, Tom (2007 г). Au3SnP7@Black Phosphorus: An Easy Access to Black Phosphorus. „Inorg. Chem.“ том  46 (10): 4028–35. doi:10.1021/ic062192q. PMID 17439206. 
  21. Robert Engel. Synthesis of Carbon-Phosphorus Bonds (2 издание). CRC Press, 2003. стр. 11. ISBN 0203998243.