Фо́сфор (от др.-греч. φῶς - свет и φέρω - несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) - химический элемент 15-ой группы (по устаревшей классификации - главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы Д. И. Менделеева; имеет атомный номер 15. Элемент входит в группу пниктогенов. Фосфор - один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08-0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует более 190 минералов, важнейшим из которых является апатит Ca10(PO4)6(OH,F,Cl)2 и его различные минеральные виды и модификации, которые и образуют фосфориты:

Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений - фосфолипидов. Содержится в животных тканях (коллагене и др.), входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК, хлорофилла, ферментов и др.), является элементом жизни. Элемент настолько пластичный, как и уран, поэтому является и главным элементом смерти, т.к. на его основе созданы самые сильные химические яды, входящие в состав химического оружия массового поражения – иприт, зарин, заман и др. Мощнейшая империя транснациональных химических корпораций во многом построена на фосфорорганических соединениях, в т.ч. образующих все различные ядохимикаты, пенообразователи и стиральные моющие средства. Свойства атома фосфора: Название, символ, номер - Фосфор, Phosphorus (P), 15 Атомная масса (молярная масса) - 30,973762(2) а. е. м. (г/моль) Электронная конфигурация - [Ne] 3s2 3p3 Радиус атома - 128 пм Химические свойства Ковалентный радиус - 106 пм Радиус иона - 35 (+5e) 212 (-3e) пм Электро-отрицательность - 2,19 (по шкале Полинга) Электродный потенциал - 0 Степени окисления - +5, 3, 1, 0, −1, −3 Энергия ионизации (первый электрон) - 1011,2(10,48) кДж/моль (эВ) Термодинамические свойства простого вещества Плотность (при н. у.) - 1,82 г/см³ (белый фосфор) Температура плавления - 44,15 °C (317,3 K) Температура кипения - 279,85 °C (553 K) Удельная теплота плавления - 2,51 кДж/моль Удельная теплота испарения - 49,8 кДж/моль Молярная теплоёмкость - 21,6 (ромбический) Дж/(K•моль) Молярный объём - 17,0 см³/моль Кристаллическая решётка простого вещества Структура решётки - кубическая, объёмно-центрированная Параметры решётки - 18,800 Å Прочие характеристики Теплопроводность - (300 K) (0,236) Вт/(м•К) Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре около 1600 °С: 2Ca3 (PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3 Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под слоем воды в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов для получения элементарного фосфора можно восстанавливать углём и другие неорганические соединения фосфора, например, в том числе, метафосфорную кислоту: 4HPO3 + 10C → P4 + 2H2O + 10CO Физические свойства ФОСФОРА. Элементарный фосфор при нормальных условиях существует в виде нескольких устойчивых аллотропических модификаций. Все возможные аллотропические модификации фосфора пока (2016 г.) до конца не изучены. Традиционно различают четыре его модификации: белый, красный, жёлтый и чёрный (металлический) фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные описываемые модификации являются смесью этих четырёх. При стандартных условиях устойчивы только три аллотропических модификации фосфора (например, белый фосфор термодинамически не устойчив (квазистационарное состояние) и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор). В условиях сверхвысоких давлений термодинамически устойчива металлическая форма элемента. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особо, по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный (металлический). Аллотропные модификации ФОСФОРА. Белый фосфор. Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Молекула белого фосфора:

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решётку, формула молекулы белого фосфора - P4, причём атомы расположены в вершинах тетраэдра. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах. Плохо растворяется в воде, но легко растворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора. Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится бледно-зелёным свечением. Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). При взаимодействии с кислородом белый фосфор горит даже под водой. Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит: летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05—0,15 г, а при хроническом отравлении поражает кости, например, вызывает омертвение челюстей. При контакте с кожей легко самовоспламеняется, вызывая серьёзные ожоги. Под действием света, при нагревании до не очень высоких температур в безвоздушной среде, а также под действием ионизирующего излучения белый фосфор превращается в красный фосфор. Жёлтый фосфор. Неочищенный белый фосфор обычно называют жёлтым фосфором. Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +43,1 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зелёным пламенем с выделением густого белого дыма - мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10. Так как фосфор реагирует с водой лишь при температуре свыше 500 °C, то для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твёрдое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (раствор хлорида кальция). Красный фосфор Красный фосфор - это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240-250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» его промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению. Чёрный фосфор Чёрный фосфор - это наиболее термодинамически стабильная и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2•109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 1,8•106 Па. Металлический фосфор При 8,3•1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25•1011 Па - ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток. Химические свойства ФОСФОРА Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре в темноте излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления паров фосфора до низших оксидов. В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4 = 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы. 1. Взаимодействие ФОСФОРА с простыми веществами Фосфор легко окисляется кислородом: 4P + 5O2 = 2P2O5, 4P + 3O2 = 2P2O3. Взаимодействует со многими простыми веществами – галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства: с металлами – окислитель, образует фосфиды: 2P + 3Ca = Ca3P2; фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина; с неметаллами – восстановитель: 2P + 3S = P2S3, 2P + 3Cl2 = 2PCl3. Не взаимодействует с водородом, практически не соединяется. Однако разложением некоторых фосфидов водой по реакции, например: Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ca(OH)2 , получают аналогичный аммиаку фосфористый водород (фосфин) - РH3 . 2. Взаимодействие ФОСФОРА с водой Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты: 4Р + 6Н2О = РН3 + 3Н3РО2 . 3. Взаимодействие ФОСФОРА со щелочами В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования, но в большей степени: 4Р + 3KOH + 3Н2О = РН3 + 3KН2РО2 . 4. Восстановительные свойства ФОСФОРА Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO; 2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5. Применение ФОСФОРА Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение. Элементарный фосфор. Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации. Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.). Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания. Соединения фосфора в сельском хозяйстве Фосфор (в виде фосфатов) - один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений - суперфосфата, преципитата, аммофоски и др. Соединения фосфора в промышленности Фосфаты широко используются: • в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды), • в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т. н. состав «мажеф»). Фосфатные связующие Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок. Биологическая роль соединений фосфора Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3•Ca(OH)2. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей. Суточная потребность в фосфоре составляет: • для взрослых 1,0-2,0 г, • для беременных и кормящих женщин 3-3,8 г, • для детей и подростков 1,5—2,5 г. При больших физических нагрузках потребность в фосфоре возрастает в 1,5-2 раза. Усвоение происходит эффективнее при приеме фосфора вместе с кальцием в соотношении 3:2 (P:Ca). Некоторые продуктовые источники ФОСФОРА: Продукт Содержание, мг/100 г Очищенное конопляное семя - 1650 Семена тыквы(ядра) - 1233 Семена подсолнечника(ядра) поджаренные - 1158 Семена мака - 870 Горчичный порошок - 828 Кунжут (очищенный) - 774 Семена дыни(ядра) - 755 Какао-порошок - 734 Твёрдый пармезан - 694 Семена подсолнечника(ядра) сушеные - 660 Сафлора семена (ядра) - 644 Семена льна - 642 Семена лотоса - 626 Сыр швейцарский нежирный - 605 Кешью сырые - 593 Орехи пили - 575 Амарантовая крупа - 557 Сыр гауда - 546 Овёс - 523 Грецкий орех чёрный - 513 Печень говяжья тушеная - 497 Фисташки сырые - 490 Миндаль - 481 Киноа - 457 Люпин, семена - 440 Карп - 415 Фасоль - 407 Арахис - 397 Сыр рокфор - 392 Мука из цельного зерна - 357 Говядина - 324 Печень куриная - 297 Вырезка свиная - 286 Желтопёрый тунец - 278 Сгущенное молоко - 253 Яйцо - 198 Курица - 178 *** Токсикология элементарного фосфора Красный фосфор практически нетоксичен (токсичность ему придают примеси белого фосфора). Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии. • Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора составляет 50-150 мг. Попадая на кожу, тлеющий белый фосфор даёт тяжелые ожоги. Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении - промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе производственных помещений - 0,03 мг/м³, временно допустимая концентрация в атмосферном воздухе - 0,0005 мг/м³, ПДК в питьевой воде — 0,0001 мг/дм³. Токсикология соединений фосфора Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Боевые отравляющие вещества - зарин, зоман, иприт, табун, V-газы являются соединениями фосфора. К этой справке о ФОСФОРЕ необходимо добавить, что человек на 1% состоит из фосфора, а соединительных тканях животных и растений его содержание уже повышается до 15%, в т.ч. в костных тканях до 40-45%. Поэтому весьма понятно, что палеонтологи (палеозоологи и палеоботаники) весьма заинтересованы в нахождении фосфоритов, т.к. в фосфоритах и рядом можно найти весьма более объёмные проявления палеожизни. Кроме того, химические свойства фосфора, без которого не возможна выработка энергии и воспроизводство своего потомства для существования практически любого живого биологического организма, находятся в большом химическом, геохимическом и биохимическом сродстве с ураном, в чём мы убедились в предыдущих главах этой части о фосфоритах. Проще сказать, многие урановые минералы садятся там, где сеть фосфор, в том числе и фосфор органического происхождения. Так что, на скотомогильники и особенно на палеомогильники необходимо для более удачных и эффективных поисков захоронений палеонтологических остатков необходимо обязательно ходить с радиометром или дозиметром. Но эти приборы достаточно дорогостоящие, поэтому можно и с бытовым счётчиком Гейгера:

Вот такая наша жизнь, эх, КОЛЛАГЕНОВАЯ! Лучше бы сказать КОЛОГЕНОВАЯ (от слова «Коло» – солнце, и «Ген» – происхождение), что весьма будет правильно для основной массы гетеротрофных организмов на Земле. 26.07.2016 г. Горный инженер геолог В.А. Канаев.