Физические свойства. Фосфор может существовать во многих модификациях

Фосфор может существовать во многих модификациях. В на­стоящее время насчитывается до 11 аллотропных форм. «Многоликость» фосфора можно, однако, свести к трем главным видам: белому, красному и черному.

Наиболее распространенной модификацией является белый фосфор — воскообразное бесцветное и очень ядовитое вещество с t_плав= 44,1°С и t_кип=280°С. В воде он практически нерастворим, но с водяным паром он довольно легко дает газовую смесь. Хорошо растворим в эфире, бензоле, скипидаре и жирных маслах, но лучше всего в сероуглероде. Воспламеняется при трении, поэтому его режут на куски только под водой. В темноте светится. При длительном г нагревании (250°С) белый фосфор переходит в красный.

Красный фосфор — порошок красно-бурого цвета, абсолютно безвреден. Менее активен, чем белый фосфор, нерастворим в воде и сероуглероде, не светится в темноте. Представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, которые отличаются друг от друга цветом (от алого до фиолетового) и некоторыми другими свойствами.

Черный фосфор — самая устойчивая форма этого элемента. По внешним признакам он напоминает металл: обладает окраской цвета железа, имеет металлический блеск, обладает металличес­кой электропроводностью, твердостью и теплопроводностью. На­именее активный из твердых форм элементарного фосфора. Его

можно распилить на воздухе, а если поджечь спичкой, то черный фосфор загорается с трудом.

Получается длительным нагреванием белого фосфора при 200°С и давлении 1200 МПа.

Свойства аллотропных модификаций фосфора объясняются их строением. Более подробно изучено строение белого фосфора. Он имеет молекулярную кристаллическую решетку. Его молеку­лы четырехатомны (P₄ — тетрафосфор) и имеют форму правиль­ной трехгранной пирамиды.

Каждый атом фосфора находится в одной из вершин пирамиды и связан тремя pi-связями с другими тремя атомами. Красный и черный фосфор имеют многоатомную кристаллическую решетку.

Химические свойства

В жидком и растворенном состоянии, а также в парах при температуре ниже 800°С фосфор состоит из молекул P₄. При на­гревании выше 800°С молекулы диссоциируют: Р₄«2Р₂. Послед­ние при температуре выше 2000°С распадаются на атомы: Р₂«2Р

Атомы фосфора могут объединяться в молекулы Р₂, Р₄ и в полимерные вещества.

Химическая активность фосфора значительно выше, чем азота.

Фосфор легко окисляется кислородом: в избытке кислорода об­разуется оксид фосфора (V), а при недостатке — оксид фосфора (III):

4Р+5O₂=2Р₂O₅

4Р+3О₂=2Р₂О₃

При окислении на воздухе реакция сопровождается свечени­ем, т.е. имеет место хемилюминесценция (выделение света при химических реакциях).

Фосфор взаимодействует со многими простыми вещества­ми — галогенами, серой и некоторыми металлами, проявляя и окислительные, и восстановительные свойства. Соединения фос­фора с металлами называют фосфидами.

2Р+3Сl₂=РСl₃ РСl₃+Сl₂=РСl₅

Фосфор дает соединения и с элементами побочной подгруппы своей же V группы: VP, VP₂, NbP, NbP₂, TaP, TaP₂.

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P+5HNO₃+2Н₂О= 3Н₃PO₄+5NO­

Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.

Фосфор в обычных условиях не взаимодействует с водородом, поэтому соединение фосфора с водородом — фосфин — получают либо реакцией фосфора с щелочами:

Р₄+3KОН+3Н₂О=РН₃+3KН₂РO₂ либо взаимодействием фосфидов с водой:

Са₃Р₂+6Н₂О= ЗСа(ОН)₂+2PH₃­

Фосфин РН₃ — бесцветный газ с запахом «гнилой рыбы». Очень ядовит, на воздухе воспламеняется, а при некоторых усло­виях может образовывать взрывчатые смеси. Фосфин при обыч­ных температурах не разлагается, но при повышенных темпера­турах и в отсутствие кислорода распад происходит в заметной степени:

4РН₃«Р₄+6Н₂

Плохо растворим в воде: 1 объем фосфина растворяется в 4 объемах воды. Известен очень нестойкий кристаллогидрат фос­фина РН₃•Н₂О, соответствующий составу гидроксида РН₄ОН, од­нако свойства основания у этого соединения отсутствуют.

Соли фосфина, схожие по структуре с солями аммония, обра­зуются при взаимодействии растворов сильных бескислородных кислот с газообразным фосфористым водородом. По сравнению с солями аммония они менее устойчивы.

РН₄Сl, РН₄Br, РН₄I

Перхлорат фосфония РН₄СlО₄ взрывчат, а галогениды при нагревании полностью распадаются: РН₄Сl=РН₃+НСl

При определенных соотношениях кислорода и РН₃ смесь самовоспламеняется:

2РН₃+4O₂ = P₂O₅+3Н₂O

Фосфин — один из сильнейших восстановителей. Он восста­навливает соли металлов в растворах до фосфидов и в некоторых случаях до металлов:

3CuSO₄+2PH₃=Cu₃P₂+3H₂SO₄

С галогенидами фосфора фосфин реагирует до выделения сво­бодного фосфора:

ЗРСl₃+РН₃=4РС1₃+ЗНСl и далее:

2РСl₃+2РН₃=Р₄+6НСl

Применение

Красный фосфор используют в спичечной промышленности. Из красного фосфора, сульфида сурьмы (III), железного сурика (природного оксида железа (III) с примесью кварца) и клея приго­тавливают смесь, которую наносят на боковые поверхности спи­чечной коробки. Головка спичек состоит главным образом из хло­рата калия, молотого стекла и клея. При трении головки о намазку спичечной коробки красный фосфор воспламеняется, поджигает состав головки, а от него загорается дерево.

Белый фосфор широкого применения не имеет. Обычно его используют для образования дымовых завес. Черный фосфор при­меняют очень редко.