Fosfor je považovaný za minerál žiariaci v tme, jedovatý a horľavý. Ale to je len časť pravdy o tomto úžasnom prvku. Fosfor môže byť tiež odlišný, s priamo opačnými vlastnosťami.

Čo je červený fosfor?

Fosfor môže existovať vo viacerých variantoch (alotropných formách), ktoré sa veľmi líšia svojimi fyzikálnymi a chemické vlastnosti. Dôvodom je rozdiel v štruktúre. Napríklad kryštálová mriežka bieleho fosforu je molekulárna a mriežka červeného fosforu je atómová. Vďaka nemu pomaly reaguje s inými látkami, za normálnych podmienok je na vzduchu stabilný (na vzduchu sa vznieti biely fosfor). Celkovo sa vo fosfore našlo viac ako dvadsať modifikácií, z ktorých štyri sú stabilné (biely, červený, čierny a kovový fosfor), ostatné sú nestabilné.

Červený fosfor je veľmi zaujímavá látka, prírodný anorganický polymér so vzorcom (P 4) n a veľmi zložitou štruktúrou pyramídovo viazaných atómov.

Vlastnosti červeného fosforu do určitej miery závisia od podmienok na jeho prípravu. Zmenou teploty, svetla a katalyzátorov je možné vytvoriť druhy červeného fosforu s predvídateľnými vlastnosťami.

Objaviteľom červeného fosforu je Rakúšan A. Schroetter, ktorý ho získal zahriatím zatavenej ampulky s bielym fosforom a oxidom uhoľnatým na teplotu +500 °C.

Vlastnosti červeného fosforu

Červený fosfor sa vyrába dlhým zahrievaním bieleho fosforu vysoké teploty(250-300 °C) bez prístupu vzduchu. Farba látky sa mení od purpurovo-červenej po fialovú.

Červený fosfor je na rozdiel od jeho známejšieho „brata“, bieleho fosforu, tuhá látka, neluminiscenčne, prakticky v ničom je nerozpustný (ani vo vode, ani v organických rozpúšťadlách, ani v sírouhlíku). Nie je jedovatý, na vzduchu sa samovoľne vznieti až pri teplote + 240-260 °C (v skutočnosti sa nezapáli samotný červený fosfor, ale jeho pary, ktoré sa po ochladení premenia na biely horľavý fosfor).

Hustota červeného fosforu je vyššia ako hustota bieleho a rovná sa 2,0 - 2,4 g / cm3 (v závislosti od konkrétnej modifikácie).

Vo vzduchu červený fosfor absorbuje vlhkosť, oxiduje a mení sa na oxid; pokračuje v absorpcii vlhkosti a mení sa na hustú kyselinu fosforečnú ("nasiakne"). Vzhľadom na to by malo byť činidlo hermeticky uzavreté, čím sa zabráni prístupu vzdušnej vlhkosti. Pri zahrievaní sa červený fosfor netopí, ale sublimuje (vyparuje sa). Po kondenzácii sa pary látok menia na biely fosfor.

Použitie červeného fosforu

Červený fosfor je prakticky netoxický a oveľa bezpečnejší v prevádzke a skladovaní ako biely fosfor. Preto v priemyselná produkcia fosfidy, hnojivá s obsahom fosforu, rôzne deriváty kyseliny fosforečnej, najčastejšie sa používa červený fosfor.

Samotný červený fosfor sa používa najmä na výrobu zápaliek. Je súčasťou zmesi "strúhadla", ktorá sa nanáša na škatule. Používa sa tiež v mazivách, zápalné kompozície, palivo, pri výrobe žiaroviek.

Neviete kde kúpiť červený fosfor?

Červený fosfor a rôzne iné chemikálie kúpite v jednej z najväčších predajní laboratórnej techniky PrimeChemicalsGroup. Máme dostupné ceny a pohodlné doručenie v Moskve a regióne a kvalifikovaní manažéri vám pomôžu pri výbere.

Fosfor je známy v niekoľkých alotropných modifikáciách: biela, červená, fialová a čierna. V laboratórnej praxi sa treba stretnúť s bielou a červenou modifikáciou.

Biely fosfor je pevná látka. Za normálnych podmienok je žltkastý, mäkký a vzhľad vyzerá ako vosk. Ľahko oxiduje a je horľavý. Biely fosfor je jedovatý – na pokožke zanecháva bolestivé popáleniny. Biely fosfor sa predáva vo forme tyčiniek rôznych dĺžok s priemerom 0,5-2 cm.

Biely fosfor ľahko oxiduje, a preto sa skladuje pod vodou v dôkladne uzavretých nádobách z tmavého skla v slabo osvetlených a málo chladných miestnostiach (aby sa predišlo prasknutiu pohárov v dôsledku zamrznutia vody). Množstvo kyslíka obsiahnutého vo vode a oxidačnom fosfore je veľmi malé; je 7-14 mg na liter vody.

Pod vplyvom svetla sa biely fosfor zmení na červený.

Pri pomalej oxidácii sa pozoruje žiara bieleho fosforu a pri prudkej oxidácii sa zapáli.

Biely fosfor sa odoberá pomocou pinzety alebo kovových klieští; v žiadnom prípade by ste sa ho nemali dotýkať rukami.

V prípade popálenia bielym fosforom sa popálené miesto umyje roztokom AgNO 3 (1:1) alebo KMnO 4 (1:10) a aplikuje sa mokrý obklad namočený v rovnakých roztokoch alebo 5% roztoku síran meďnatý, potom sa rana premyje vodou a po vyhladení epidermy sa aplikuje vazelínový obväz s metylovou violeťou. Pri ťažkých popáleninách navštívte lekára.

Roztoky dusičnanu strieborného, ​​manganistanu draselného a síranu meďnatého oxidujú biely fosfor a zastavujú tak jeho škodlivý účinok.

V prípade otravy bielym fosforom užívajte čajovú lyžičku 2% roztoku síranu meďnatého perorálne, kým sa neobjaví zvracanie. Potom sa pomocou Mitcherlichovho testu na základe luminiscencie stanoví prítomnosť fosforu. Na to sa k zvracaniu otráveného pridáva voda okyslená kyselinou sírovou a destiluje sa v tme; pri obsahu fosforu sa pozoruje žiara pár. Ako zariadenie sa používa Wurtzova banka, na ktorej bočnej trubici je pripevnený Liebigov chladič, odkiaľ destilované produkty vstupujú do zberača. Ak sa para fosforu nasmeruje do roztoku dusičnanu strieborného, ​​vytvorí sa čierna zrazenina kovového striebra, ktorá sa vytvorí podľa rovnice uvedenej v pokuse o redukcii solí striebra bielym fosforom.

Už 0.1 G biely fosfor je smrteľná dávka pre dospelého človeka.

Biely fosfor sa reže nožom alebo nožnicami v porcelánovej mažiari pod vodou. Pri použití vody pri izbovej teplote sa fosfor drobí. Preto je lepšie použiť teplá voda, ale nie vyšší ako 25-30°. Po narezaní fosforu v teplej vode sa prenesie do studenej vody alebo sa ochladí prúdom studenej vody.

Biely fosfor je vysoko horľavá látka. Zapaľuje sa pri teplote 36-60° v závislosti od koncentrácie kyslíka vo vzduchu. Preto pri vykonávaní experimentov, aby sa predišlo nehode, je potrebné vziať do úvahy každé zrnko.

Sušenie bieleho fosforu sa vykonáva rýchlou aplikáciou tenkého azbestu alebo filtračného papiera, aby sa zabránilo treniu alebo tlaku.

Keď sa fosfor zapáli, uhasí sa pieskom, mokrým uterákom alebo vodou. Ak je horiaci fosfor na liste papiera (alebo azbestu), tohto listu sa nesmiete dotýkať, pretože roztavený horiaci fosfor sa môže ľahko rozliať.

Biely fosfor sa topí pri 44°, vrie pri 281°. Biely fosfor sa topí vodou, pretože pri kontakte so vzduchom sa roztavený fosfor zapáli. Fúziou a následným ochladením sa dá z odpadu ľahko získať biely fosfor. K tomu sa vo vodnom kúpeli zahrieva biely fosforový odpad z rôznych experimentov, zhromaždený v porcelánovom tégliku s vodou. Ak je na povrchu roztaveného fosforu viditeľná tvorba kôry, pridá sa trochu HNO 3 alebo zmes chrómu. Kôra sa zoxiduje, drobné zrnká sa spoja do spoločnej hmoty a po ochladení prúdom studenej vody sa získa jeden kúsok bieleho fosforu.

Zvyšky fosforu v žiadnom prípade nehádžte do drezu, pretože sa hromadia v ohyboch kanalizačného kolena a môžu spôsobiť popáleniny údržbárov.

Skúsenosti. Tavenie a podchladenie roztaveného bieleho fosforu. Do skúmavky s vodou sa vloží kúsok bieleho fosforu vo veľkosti hrášku. Skúmavka sa umiestni do kadičky naplnenej takmer po vrch vodou a upevní sa vo zvislej polohe v statívovej svorke. Sklo sa mierne zahreje a pomocou teplomeru určíme teplotu vody v skúmavke, pri ktorej sa topí fosfor. Po skončení tavenia sa skúmavka prenesie do kadičky s studená voda a pozorovať tuhnutie fosforu. Ak je trubica stacionárna, potom pri teplote nižšej ako 44 ° (do 30 °) zostáva biely fosfor v kvapalnom stave.

Kvapalný stav bieleho fosforu, ochladený pod jeho teplotu topenia, je stavom podchladenia.

Po skončení experimentu, aby sa fosfor ľahšie extrahoval, sa opäť roztaví a skúmavka sa ponorí otvorom hore v naklonenej polohe do nádoby so studenou vodou.

Skúsenosti. Pripevnenie kúska bieleho fosforu na koniec drôtu. Na roztavenie a stuhnutie bieleho fosforu sa používa malý porcelánový téglik s fosforom a vodou; vloží sa do pohára teplej a potom studenej vody. Drôt na tento účel sa odoberá železo alebo meď s dĺžkou 25-30 cm a priemer 0,1-0,3 cm. Keď je drôt ponorený do tuhnúceho fosforu, ľahko sa k nemu prichytí. Pri absencii téglika sa používa skúmavka. Kvôli nedostatočne rovnému povrchu skúmavky je však niekedy potrebné ju rozbiť, aby sa fosfor extrahoval. Na odstránenie bieleho fosforu z drôtu sa ponorí do pohára teplej vody.

Skúsenosti. Definícia špecifická hmotnosť fosfor. Pri 10° je špecifická hmotnosť fosforu 1,83. Skúsenosti nám umožňujú uistiť sa, že biely fosfor je ťažší ako voda a ľahší ako koncentrovaná H2SO4.

Keď sa malý kúsok bieleho fosforu vloží do skúmavky s vodou a koncentrovanou H2SO4 (špecifická hmotnosť 1,84), pozoruje sa, že fosfor klesá vo vode, ale pláva na povrchu kyseliny a topí sa v dôsledku tepla uvoľnené, keď sa koncentrovaná H2SO rozpustí 4 vo vode.

Na naliatie koncentrovanej H 2 SO 4 do skúmavky s vodou použite lievik s dlhým a úzkym hrdlom siahajúcim až po koniec skúmavky. Nalejte kyselinu a opatrne vyberte lievik zo skúmavky, aby nedošlo k premiešaniu tekutín.

Po skončení pokusu sa obsah skúmavky premieša sklenenou tyčinkou a z vonkajšej strany sa ochladí prúdom studenej vody, kým fosfor nestuhne, aby sa dal zo skúmavky odstrániť.

Pri použití červeného fosforu sa pozoruje, že klesá nielen vo vode, ale aj v koncentrovanej H 2 SO 4, pretože jeho merná hmotnosť (2,35) je väčšia ako merná hmotnosť vody aj koncentrovanej kyseliny sírovej.

BIELY FOSFOR, ŽIAR

Vďaka pomalej oxidácii, ku ktorej dochádza aj pri bežných teplotách, v tme svieti biely fosfor (odtiaľ názov „svetelný“). Okolo kúska fosforu v tme sa objaví zelenkastý svetielkujúci oblak, ktorý keď sa fosfor rozvibruje, uvedie sa do vlnovitého pohybu.

Fosforescencia (luminiscencia fosforu) sa vysvetľuje pomalou oxidáciou pár fosforu vzdušným kyslíkom na fosfor a anhydrid fosforu s uvoľňovaním svetla, ale bez uvoľňovania tepla. V tomto prípade sa uvoľňuje ozón a okolitý vzduch sa ionizuje (pozri experiment ukazujúci pomalé horenie bieleho fosforu).

Fosforescencia závisí od teploty a koncentrácie kyslíka. Pri 10° a normálny tlak fosforescencia prebieha slabo a v neprítomnosti vzduchu sa nevyskytuje vôbec.

Látky, ktoré reagujú s ozónom (H 2 S, SO 2, Cl 2, NH 3, C 2 H 4, terpentínový olej) zoslabujú alebo úplne zastavujú fosforescenciu.

Premena chemickej energie na svetelnú energiu sa nazýva "chemiluminiscencia".

Skúsenosti. Pozorovanie žiary bieleho fosforu. Ak v tme pozorujete kúsok bieleho fosforu v pohári, ktorý nie je úplne pokrytý vodou, potom je viditeľná zelenkastá žiara. V tomto prípade mokrý fosfor pomaly oxiduje, ale nevznieti sa, pretože teplota vody je pod bodom vzplanutia bieleho fosforu.

Žiaru bieleho fosforu možno pozorovať po krátkom vystavení kúska bieleho fosforu vzduchu. Ak dáte niekoľko kúskov bieleho fosforu do banky na sklenenú vatu a naplníte banku oxidom uhličitým, koniec výstupnej trubice spustíte na dno banky pod sklenenú vatu a potom banku mierne zahrejete ponorením do nádobu s teplou vodou, potom v tme môžete pozorovať vznik studeného bledozelenkastého plameňa (kľudne doň strčiť ruku).

Vznik studeného plameňa sa vysvetľuje tým, že oxid uhličitý opúšťajúci banku strháva pary fosforu, ktoré sa pri kontakte so vzduchom pri otvorení banky začínajú oxidovať. V banke sa biely fosfor nezapáli, pretože je v atmosfére oxidu uhličitého. Na konci experimentu sa banka naplní vodou.

Pri opise experimentu na výrobu bieleho fosforu v atmosfére vodíka alebo oxidu uhličitého už bolo spomenuté, že vykonávanie týchto experimentov v tme umožňuje pozorovať žiaru bieleho fosforu.

Ak urobíte nápis fosforovou kriedou na stenu, hárok kartónu alebo papiera, potom vďaka fosforescencii zostane nápis viditeľný po dlhú dobu v tme.

Takýto nápis sa na tabuľu nedá urobiť, pretože potom sa na ňu obyčajná krieda nelepí a tabuľu treba umyť benzínom alebo iným stearínovým rozpúšťadlom.

Fosforová krieda sa získava rozpustením tekutého bieleho fosforu v roztavenom stearíne alebo parafíne. Za týmto účelom sa do skúmavky pridajú približne dva hmotnostné diely stearínu (kúsky sviečky) alebo parafínu k jednému hmotnostnému dielu suchého bieleho fosforu, skúmavka sa prekryje vatou, aby sa zabránilo vniknutiu kyslíka, a zahrieva sa nepretržitou trasenie. Po ukončení tavenia sa skúmavka ochladí prúdom studenej vody, potom sa skúmavka rozbije a stuhnutá hmota sa vyberie.

Fosforová krieda sa skladuje pod vodou. Pri použití je kúsok takejto kriedy zabalený do vlhkého papiera.

Fosforová krieda sa dá získať aj pridaním malých kúskov sušeného bieleho fosforu do parafínu (stearínu) rozpusteného v porcelánovej šálke. Ak sa parafín pri pridávaní fosforu vznieti, uhasí sa prikrytím pohára kúskom kartónu alebo azbestu.

Po určitom ochladení sa roztok fosforu v parafíne naleje do suchých a čistých skúmaviek a chladí sa prúdom studenej vody, kým nestuhne na pevnú hmotu.

Potom sa skúmavky rozbijú, odstráni sa krieda a uskladní sa pod vodou.

ROZPUSTNOSŤ BIELEHO FOSFORU

Vo vode je biely fosfor málo rozpustný, málo rozpustný v alkohole, éteri, benzéne, xyléne, metyljodide a glyceríne; dobre sa rozpúšťa v sírouhlíku, chloride sírovom, chloride fosforitom a bromide fosforitom, tetrachlórmetáne.

Skúsenosti. Rozpustenie bieleho fosforu v sírouhlíku. Sirouhlík je bezfarebná, vysoko prchavá, vysoko horľavá, jedovatá kvapalina. Preto sa pri práci s ním vyhýbajte vdychovaniu jeho pár a vypnite všetky plynové horáky.

Tri alebo štyri kúsky bieleho fosforu veľkosti hrášku sa rozpustia za ľahkého pretrepania v pohári 10-15 ml sírouhlík.

Ak sa malý hárok filtračného papiera navlhčí týmto roztokom a drží na vzduchu, papier sa po chvíli vznieti. Je to preto, že sírouhlík sa rýchlo vyparuje a jemne rozptýlený biely fosfor zostávajúci na papieri rýchlo oxiduje pri bežných teplotách a vznieti sa vplyvom tepla uvoľneného pri oxidácii. (Je známe, že teplota vznietenia rôznych látok závisí od stupňa ich rozomletia.) Stáva sa, že sa papier nezapáli, ale iba zuhoľnatene. Papier navlhčený roztokom fosforu v sírouhlíku sa udržuje na vzduchu pomocou kovových klieští.

Experiment sa vykonáva opatrne, aby kvapky roztoku fosforu v sírouhlíku nepadali na podlahu, na stôl, na oblečenie alebo na ruky.

Ak sa roztok dostane na ruku, rýchlo sa umyje mydlom a vodou a potom roztokom KMnO 4 (na oxidáciu častíc bieleho fosforu, ktoré padli na ruky).

Roztok fosforu v sírouhlíku zostávajúci po experimentoch sa v laboratóriu neskladuje, pretože sa môže ľahko vznietiť.

PREMENA BIELEHO FOSFORU NA ČERVENÝ

Biely fosfor sa mení na červený podľa rovnice:

P (biela) = P (červená) + 4 kcal.

Zariadenie na výrobu bieleho fosforu z červeného: skúmavka-reaktor 1, trubica 2, cez ktorú vstupuje oxid uhličitý do skúmavky-reaktor, trubica na výstup plynu 3, cez ktorú opúšťajú test pary bieleho fosforu spolu s oxidom uhličitým. skúmavku a ochladzujú sa vodou

Proces premeny bieleho fosforu na červený sa značne urýchli zahrievaním, vplyvom svetla a v prítomnosti stôp jódu (1 G jód pri 400 G biely fosfor). Jód v kombinácii s fosforom vytvára jodid fosforečný, v ktorom sa biely fosfor rozpúšťa a uvoľňovaním tepla sa rýchlo mení na červený.

Červený fosfor sa získava dlhodobým zahrievaním bieleho fosforu v uzavretej nádobe v prítomnosti stôp jódu na 280-340 °

Pri dlhodobom skladovaní bieleho fosforu na svetle sa postupne mení na červený.

Skúsenosti. Získanie malého množstva červeného fosforu z bieleho. V sklenenej trubici dlhej 10-12, uzavretej na jednom konci cm a priemer 0,6-0,8 cm zavádzajú kúsok bieleho fosforu veľkosti zrnka pšenice a veľmi malý kryštál jódu. Skúmavka sa utesní a suspenduje vo vzduchovom kúpeli nad podnosom s pieskom, potom sa zahreje na 280 až 340 °C a pozoruje sa premena bieleho fosforu na červený.

Čiastočnú premenu bieleho fosforu na červený možno pozorovať aj miernym zahriatím skúmavky s malým kúskom bieleho fosforu a veľmi malým kryštálom jódu. Pred začatím zahrievania sa skúmavka uzavrie tampónom zo sklenenej (azbestovej alebo obyčajnej) vlny a pod skúmavku sa vloží tácka s pieskom. Skúmavka sa zahrieva 10-15 minút (bez uvedenia fosforu do varu) a pozoruje sa premena bieleho fosforu na červený.

Biely fosfor zostávajúci v skúmavke možno odstrániť zahrievaním s koncentrovaným alkalickým roztokom alebo spálením.

Premenu bieleho fosforu na červený možno pozorovať aj zahrievaním malého kúska fosforu v skúmavke v atmosfére oxidu uhličitého na teplotu pod bodom varu.

SPAĽOVANIE BIELEHO FOSFORU

Pri horení bieleho fosforu vzniká anhydrid kyseliny fosforečnej:

P 4 + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5 + 2 x 358,4 kcal.

Spaľovanie fosforu môžete pozorovať na vzduchu (pomaly a rýchlo) a pod vodou.

Skúsenosti. Pomalé spaľovanie bieleho fosforu a zloženie vzduchu. Tento experiment nebol opísaný ako spôsob získavania dusíka, keďže neviaže úplne kyslík obsiahnutý vo vzduchu.

Pomalá oxidácia bieleho fosforu vzdušným kyslíkom prebieha v dvoch stupňoch; v prvom stupni sa podľa rovníc tvoria anhydrid fosforu a ozón:

2P + 202 \u003d P203 + O, O + O2 \u003d O3.

V druhom stupni sa anhydrid fosforečný oxiduje na anhydrid kyseliny fosforečnej.

Pomalá oxidácia bieleho fosforu je sprevádzaná luminiscenciou a ionizáciou okolitého vzduchu.

Pokus ukazujúci pomalé horenie bieleho fosforu by mal trvať aspoň tri hodiny. Prístroj potrebný na experiment je znázornený na obr.

Vo valci rozšírenom pri otvore, takmer naplnenom vodou, je odmerná trubica s uzavretým koncom, ktorá obsahuje asi 10 ml voda. Dĺžka hadice 70 cm, priemer 1,5-2 cm. Po spustení kalibrovanej trubice vyberte prst z otvoru trubice, priveďte vodu v trubici a valci na rovnakú úroveň a všimnite si objem vzduchu obsiahnutý v trubici. Bez toho, aby sa trubica zdvihla nad hladinu vody vo valci (aby nevpustil ďalší vzduch), do vzduchového priestoru trubice sa zavedie kúsok bieleho fosforu pripevnený na konci drôtu.

Po troch až štyroch hodinách alebo dokonca po dvoch alebo troch dňoch sa zaznamená nárast vody v skúmavke.

Na konci experimentu sa drôt s fosforom z trubice odstráni (bez toho, aby sa trubica zdvihla nad hladinu vody vo valci), voda v trubici a valci sa privedie na rovnakú úroveň a objem zostávajúceho vzduchu po pomalej oxidácii bieleho fosforu.

Prax ukazuje, že v dôsledku viazania kyslíka fosforom sa objem vzduchu zmenšil o jednu pätinu, čo zodpovedá obsahu kyslíka vo vzduchu.

Skúsenosti. Rýchle spaľovanie bieleho fosforu. Vzhľadom na to, že sa pri reakcii kombinácie fosforu s kyslíkom uvoľňuje veľké množstvo tepla, biely fosfor sa na vzduchu spontánne vznieti a horí jasným žltkastobielym plameňom za vzniku anhydridu fosforu, bielej pevnej látky, ktorá sa veľmi intenzívne spája s vodou.

Už bolo spomenuté, že biely fosfor sa zapáli pri 36-60 °. Na pozorovanie jeho samovznietenia a horenia sa kúsok bieleho fosforu položí na plát azbestu a prikryje sa skleneným zvonom alebo veľkým lievikom, na hrdlo ktorého sa nasadí skúmavka.

Fosfor sa dá ľahko zapáliť sklenenou tyčinkou nahriatou v horúcej vode.

Skúsenosti. Porovnanie teplôt vznietenia bieleho a červeného fosforu. Na jednom konci medenej platne (dĺžka 25 cm, šírka 2,5 cm a hrúbka 1 mm) položte malý kúsok sušeného bieleho fosforu, na druhý koniec nasypte malú kôpku červeného fosforu. Platňa sa položí na trojnožku a zároveň sa na oba konce platne privedú približne rovnako horiace plynové horáky.

Biely fosfor sa vznieti okamžite a červený fosfor až keď jeho teplota dosiahne približne 240°.

Skúsenosti. Zapálenie bieleho fosforu pod vodou. Skúmavka s vodou obsahujúca niekoľko malých kúskov bieleho fosforu sa ponorí do kadičky obsahujúcej horúca voda. Keď sa voda v skúmavke zahreje na 30-50°C, cez skúmavku do nej prechádza prúd kyslíka. Fosfor sa zapáli a horí a rozptyľuje jasné iskry.

Ak sa experiment vykonáva v samotnej kadičke (bez skúmavky), kadička sa umiestni na statív namontovaný na podnose s pieskom.

REDUKCIA STRIEBORNÝCH A MEDENÝCH SOLI S BIELYM FOSFOROM

Skúsenosti. Keď sa kúsok bieleho fosforu vloží do skúmavky s roztokom dusičnanu strieborného, ​​pozoruje sa zrazenina kovového striebra (biely fosfor je energetické redukčné činidlo):

P + 5AgN03 + 4H20 \u003d H3RO4 + 5Ag + 5HN03.

Ak sa biely fosfor zavedie do skúmavky s roztokom síranu meďnatého, potom sa kovová meď vyzráža:

2P + 5CuS04 + 8H20 \u003d 2H3P04 + 5H2S04 + 5 Cu.

Fosfor je pomerne bežný chemický prvok na našej planéte. Jeho názov sa prekladá ako „svetlonosný“, pretože vo svojej čistej forme jasne žiari v tme. Tento prvok objavil celkom náhodou, alchymista Henning Brand, keď sa snažil extrahovať zlato z moču. Fosfor sa tak stal prvým prvkom, ktorý alchymisti dokázali svojimi experimentmi extrahovať.

Charakteristika fosforu

Je chemicky veľmi aktívny, preto sa v prírode vyskytuje iba vo forme minerálov - zlúčenín s inými prvkami, ktorých je 190 druhov. Kritické pripojenie- toto je fosforečnan vápenatý Teraz existuje veľa druhov apatitu, z ktorých najbežnejší je fluorapatit. Z apatitov rôzne druhy sedimentárne skaly- Fosfority.

Pre živé organizmy má fosfor veľmi dôležitosti, keďže je súčasťou rastlinných aj živočíšnych bielkovín vo forme rôznych zlúčenín.

V rastlinách sa tento prvok nachádza najmä v bielkovinách semien a v živočíšnych organizmoch - v rôznych bielkovinách krvi, mlieka, mozgových buniek a Veľké množstvo Fosfor sa nachádza ako fosforečnan vápenatý v kostiach stavovcov.

Fosfor existuje v troch alotropných modifikáciách: biely fosfor, červený a čierny. Pozrime sa na ne podrobnejšie.

Biely fosfor je možné získať rýchlym ochladením jeho pár. Potom sa vytvorí pevná látka. kryštalická látka, ktorá je vo svojej čistej forme absolútne bezfarebná a priehľadná. Komerčne dostupný biely fosfor má zvyčajne mierne žltkastú farbu a veľmi voskový vzhľad. V chlade táto hmota skrehne a pri teplotách nad 15 stupňov zmäkne a dá sa ľahko krájať nožom.

Biely fosfor sa nerozpúšťa vo vode, ale dobre sa hodí do organických rozpúšťadiel. Na vzduchu veľmi rýchlo oxiduje (začne horieť) a zároveň v tme svieti. V skutočnosti sú predstavy o svetelnej látke a detektívky spojené práve s bielym fosforom. On je silný jed ktorý je smrteľný aj v malých dávkach.

Červený fosfor je tmavočervená pevná látka, ktorá sa svojimi vlastnosťami líši od tých, ktoré sú opísané vyššie. Na vzduchu oxiduje veľmi pomaly, v tme nesvieti, svieti len pri zahriatí, nedá sa rozpustiť v organických rozpúšťadlách a nie je jedovatý. Pri silnom zahrievaní, pri ktorom nie je prístup vzduchu, sa bez roztavenia mení na paru, z ktorej sa po ochladení získava biely fosfor. Pri horení oboch prvkov vzniká oxid fosforečný, ktorý dokazuje prítomnosť toho istého prvku v ich zložení. Inými slovami, sú tvorené jedným prvkom – fosforom – a sú jeho alotropnými modifikáciami.

Čierny fosfor sa získava z bieleho pri teplote pod 200 stupňov Celzia vysoký tlak. Má vrstvenú štruktúru, kovový lesk a vyzerá ako grafit. Zo všetkých pevných typov tejto látky je najmenej aktívna.

Kryštalická síra Oxid siričitý (v kryštáloch)

Síra

Síra S je tvrdá, krehká, žltá kryštalická látka s teplotou topenia 119,3°C. Nemýľte si však túto síru so sírou na zápalkách. Na hlavičkách zápaliek sa vyskytujú najmä zložité látky, jednou z nich je chlorečnan draselný (KClO3), ktorý je schopný samovznietenia pri trení alebo teplote. Síra- jednoduchá látka a je tu prítomná ako jedna zo zložiek tvoriacich hlavičku zápalky.

Sírové modifikácie:

Existujú dve modifikácie síry: krehká síra a plastová síra. Pri 113 °C kryštalická síra topí sa a mení sa na žltú vodnatú kvapalinu. Roztavená síra sa pri 187 °C stáva veľmi viskóznou a rýchlo tmavne. Zároveň sa mení jeho štrukturálny stav. A ak zahrejete síru na 445 ° C, vrie. Nalievaním vriacej síry v tenkom prúde do studenej vody je možné získať plastickú síru - kaučukovú modifikáciu pozostávajúcu z polymérnych reťazcov. V tomto stave je síra schopná deformovať sa, natiahnuť, pričom sa nezrúti. Len čo si však na niekoľko dní ľahne do vzduchu, opäť sa zmení na krehký materiál.

Sírové dielektrikum. Môže slúžiť ako tepelný izolátor.

Síra ľahko oxiduje takmer všetky kovy okrem zlata Au, platiny Pt a ruténia Ru. Síra oxiduje už pri izbovej teplote alkalické (sodík Na, draslík K, lítium Li, vápnik Ca) a kovy alkalických zemín (hliník Al, horčík Mg). Na živo kryštalická síra horí modrým plameňom za vzniku oxidu siričitého SO 2 (plyn s nepríjemným dusivým zápachom). Pri spaľovaní síry vo vodíku vzniká jedovatý plyn – sírovodík

Mnohé produkty, keď sa pokazia, vydávajú špecifický zápach sírovodíka. Síra sa používa v priemysle na výrobu kyseliny sírovej. Oxidujúce oxid siričitý SO 2 v prostredí obohatenom kyslíkom, dostať oxid sírový SO3 je viskózna transparentná kvapalina.

Anhydrid kyseliny sírovej alebo oxid sírový SO 3 je pri izbovej teplote bezfarebná, prchavá kvapalina (bp = 45 °C), ktorá sa nakoniec zmení na azbestovú modifikáciu, pozostávajúcu z lesklých hodvábnych kryštálov. Vlákna anhydridu kyseliny sírovej sú stabilné iba v uzavretej nádobe. Absorbujú vlhkosť vzduchu a menia sa na hustú bezfarebnú kvapalinu - oleum (z latinského oleum - "olej"). Hoci formálne možno oleum považovať za roztok S03 v H2S04.

Oxid siričitý vykazuje silný bieliaci účinok: ak sa napríklad červená ruža spustí do nádoby s oxidom siričitým SO 2, stratí svoju farbu.

Fosfor

Táto látka môže existovať v dvoch formách: červený fosfor a biely fosfor(nazýva sa aj biely fosfor žltý fosfor).

Biely fosfor (alebo žltý fosfor) je jedovatá, vysoko reaktívna, mäkká, voskovitá látka svetložltej farby, rozpustná v sírouhlíku a benzéne. Na vzduchu sa biely fosfor zapáli pri 34 °C a horí jasným bielym plameňom za vzniku oxidu fosforu. Biely fosfor sa topí pri 44,1°C a v tme svieti. Pri kontakte s pokožkou môže spôsobiť ťažké popáleniny.

Veľmi jedovatý: smrteľná dávka asi 0,1 g (približne rovnaká pre kyanid draselný - 0,12 g). Kvôli nebezpečenstvu samovznietenia na vzduchu sa biely fosfor ukladá pod vrstvou vody. a čierny fosfor sú menej toxické, pretože sú neprchavé a prakticky nerozpustné vo vode. Biely fosfor má už izbovú teplotu a zvyšné modifikácie fosforu - po zahriatí reagujú s mnohými jednoduché látky: halogény (fluór, chlór, bróm, jód, astatín) kyslík, síra, niektoré kovy. Ak zahrejete biely fosfor na 300 0 C bez vzduchu, postupne sa zmení na červený fosfor. Červený fosfor je pevná látka, netoxická, v tme nesvieti a samovoľne sa nevznieti.

Názov červený fosfor sa vzťahuje na niekoľko modifikácií naraz, ktoré sa líšia hustotou a farbou: pohybuje sa od oranžovej po tmavo červenú a dokonca aj fialovú. Všetky odrody červený fosfor nerozpustné v organických rozpúšťadlách, v porovnaní s bielym fosforom sú menej reaktívne (červený fosfor sa vznieti na vzduchu pri t> 200 °C)

Voda nerozpúšťa fosfor. Zvyčajne sa rozpustí v etylalkohole.

Pod tlakom stoviek atmosfér sa získava čierny fosfor, svojimi vlastnosťami podobný kovu (vedie elektrinu a leskne sa). čierny fosfor má kryštálovú mriežku podobnú kovom.

Prečo fosfor svieti

Ak hovoria, že fosfor svieti, potom to myslia iba biely fosfor! Vo svojej molekule (vrcholy pyramídy so základňou trojuholníka) má každý vrchol pár elektrónov, ktoré sa nachádzajú mimo povrchu pomyselnej pyramídy. Atómy fosforu sú „otvorené“ a ľahko dostupné pre akékoľvek atómy iných prvkov – oxidačných činidiel (napríklad kyslíka zo vzduchu). Dostupné elektrónové páry fosforu slúžia ako „návnada“ pre akékoľvek ďalšie atómy, ktoré sú pripravené pripojiť cudzí elektrón (s vysokou elektronegativitou). Biely fosfor z nejakého dôvodu žiari - oxiduje - najprv sa medzi atómami fosforu nachádzajú atómy kyslíka. Toto sa deje dovtedy, kým sa všetky voľné elektrónové páry nepridajú ku kyslíku. Potom biely fosfor prestane svietiť a zmení sa na oxid fosforečný P205.

Oxid fosforečný je relatívne stabilná látka, ale aktívne reaguje s vodou za vzniku kyseliny metafosforečnej HPO 3 a kyseliny ortofosforečnej H 3 PO 4

Kyseliny fosforu

Keď sa oxid fosforečný P 2 O 5 rozpustí vo vode, kyselina ortofosforečná H3PO4. Táto kyselina patrí medzi slabé kyseliny, preto s väčšinou kovov nereaguje, len odstraňuje oxidový film na ich povrchu. Často sa používa pri opravách elektrických zariadení, spájkovaní dosiek elektronických obvodov atď. Náhodou je dobrý liek na odstránenie hrdze.

Fosfor tvoria dve kyseliny: jedna - kyselina fosforečná, druhá - metafosforečné(HPO 3). Ale druhá kyselina nie je stabilná zlúčenina a rýchlo oxiduje za vzniku kyseliny fosforečnej.

Strana 1


Priestorový obraz časti kryštálovej mriežky arzénu. Každý atóm v zloženej vrstve je jednoducho viazaný na tri ďalšie atómy.

Biely fosfor spôsobuje bolestivé a ťažko sa hojace popáleniny. Premeniť červený fosfor na biely je možné iba sublimáciou. Červený fosfor sa vo významnej miere nerozpúšťa v žiadnom z rozpúšťadiel.

Biely fosfor v tme žiari vo vzduchu, má schopnosť samovoľného vznietenia a je veľmi toxický. Ak ho však zahrejete bez prístupu vzduchu takmer do varu, vytvorí sa látka červenofialovej farby, ktorá nie je jedovatá, na vzduchu sa nevznieti a v tme nesvieti. Obe látky - biely fosfor a červený fosfor - pozostávajú z rovnakých atómov, z toho istého chemický prvok- fosfor. Dôkazom je, že pri horení v kyslíku vzniká rovnaká látka – anhydrid kyseliny fosforečnej.

Biely fosfor sa oddelí extrakciou benzénom, kyselina fosforitá sa oxiduje na kyselinu fosforečnú s prebytkom dvojchrómanu, potom sa fluór oddestiluje s vodnou parou počas 3-35 hodín a stanoví sa fotometricky zoslabením farby hliníkového komplexu arzenázom.

Biely fosfor sa topí pri 44 1 C, vrie pri 275 C; pri 15 C zmäkne ako vosk. Prakticky nerozpustný vo vode, rozpustný v organických rozpúšťadlách.

Biely fosfor je chemicky veľmi aktívny: za bežných teplôt sa samovoľne vznieti v tenkej vrstve, po kusoch sa vznieti nad 50 C, preto sa skladuje pod vodou.

Biely fosfor a síra pri zahrievaní reagujú a vytvárajú zlúčeninu – PiSs, ktorá sa používa pri výrobe zápaliek. Je znázornená molekula tejto zlúčeniny röntgenové štúdie, má os symetrie tretieho rádu a nízka hodnota tepla vzniku (blízka nule) ukazuje, že atómy majú v tomto prípade svoje normálne kovalencie.

Biely fosfor sa používa veľmi obmedzene: je naplnený zápalnými nábojmi, delostrelecké granáty a ručné granáty ktoré pri výbuchu vytvárajú dymové clony. Z neho sa vyrábajú kompozície typu Glow in the dark.

Biely fosfor má lepšiu maskovaciu schopnosť ako všetky známe generátory dymu. Dym nie je jedovatý a nepoškodzuje uniformy a výstroj. Červený fosfor má menšiu maskovaciu schopnosť.

Biely fosfor je pevný, mäkký ako vosk, má cesnakovú vôňu, je nerozpustný vo vode, ale ľahko rozpustný v sírouhlíku (CS2), extrémne jedovatý.

Biely fosfor ako vysoko horľavá látka môže byť použitý vo vojenských záležitostiach na výrobu zápalných bômb, delostrelectva, mínometných nábojov a dymových bômb.