Ֆոսֆոր

15 Սիլիցիում ← Ֆոսֆոր → Ծծումբ Քիմիական տարրերի պարբերական համակարգ 15P
Սպիտակ, կարմիր, դեղին, սև ֆոսֆոր
Ատոմի հատկություններ
Անվանում, սիմվոլ, կարգաթիվ	Ֆոսֆոր/ Phosphorus (P), P, 15
Ատոմային զանգված (մոլային զանգված)	30,973762(2) զ. ա. մ. (գ/մոլ)
Էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա	[Ne] 3s2 3p3
Քիմիական հատկություններ
Էլեկտրաբացասականություն	2,19 (Պոլինգի սանդղակ)
Էլեկտրոդային պոտենցիալ	0
Օքսիդացման աստիճաններ	5, 3, 1, 0, −1, −3
Իոնացման էներգիա (առաջին էլեկտրոն)	1011,2(10,48) կՋ/մոլ (էՎ)
Պարզ նյութի թերմոդինամիկական հատկություններ
Հալման ջերմաստիճան	44,15 °C (317,3 K)
Եռման ջերմաստիճան	279,85 °C (553 K)
Հալման տեսակարար ջերմունակություն	2,51 կՋ/մոլ
Հալման տեսակարար ջերմունակություն	49,8 կՋ/մոլ
Մոլյար ջերմունակություն	21,6 Ջ/(Կ·մոլ)
Մոլային ծավալ	17,0 սմ³/մոլ
Պարզ նյութի բյուրեղային ցանց
Բյուրեղացանցի կառուցվածք	Խորանարդ
Բյուրեղացանցի տվյալներ	18,800
Այլ հատկություններ
Ջերմահաղորդականություն	(300 Կ) (0,236) Վտ/(մ·Կ)
CAS համար	CAS գրանցման համար?

15	Ֆոսֆոր
P 30,974
3s23p3

Ֆոսֆոր (լատին․՝ Phoatsphorus ), քիմիական տարր, որի նշանն է P։ Գտնվում է տարրերի պարբերական համակարգի 3-րդ պարբերության 5-րդ խմբում։ Կարգահամարը՝ 15, ատոմական զանգվածը՝ 30,97376։ p տարր է, ատոմի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է՝ 3s²Зр³, К և Լ թաղանթները լրացված են։ Բնական ֆոսֆորը բաղկացած է միայն ³¹Р կայուն իզոտոպից։

Ստացվել են ²⁸P (T_½=6,27 վրկ), ²⁹P (4,45 վրկ), ³⁰P (2,55 ր), ³²P (14,22 օր), ³³P (25 օր) և ³⁴P (12,5 վրկ) արհեստական ռադիոակտիվ իզոտոպները։

Պատմություն

Ֆոսֆորի հայտնաբերումը վերագրվում է համբուրգցի ալքիմիկոս Հ․ Բրանդին (1669), որն ստացավ երկնագույն լուսարձակող նյութ՝ «սառը կրակ», և անվանեց ֆոսֆոր (հունարեն՝ «φῶς» - լույս և «φέρω» - կրող)։ Ֆոսֆորի տարրական բնույթը հայտնաբերել է Ա․ Լավուազիեն (1783)։

Հայտնաբերել է Հենինգ Բրանդը 1669 թվականին։ Բնության մեջ գտնվում է միայն միացությունների ձևով։ Հանդես է գալիս մի քանի ալոտրոպ ձևափոխություններով։ Ոչ մետաղ է։

Անվանում

Անունն ստացել է շնորհիվ իր լուսարձակելու հատկության։ Ֆոսֆոր բառը ծագում է հունարեն φῶς՝ «լույս» և φέρω՝ «տանում եմ» բառերից։

Ֆոսֆորափայլ բառն սկզբում ունեցել է ֆոսֆորի արձակած լույսի նշանակությունը, հետագայում սկսել է գործածվել որպես առարկաների արձակած սառը լույս ընդհանրապես։

Ստացում

Տարրական ֆոսֆորն ստանում են կալցիումի ֆոսֆատի, սիլիկահողի և ածխածնի խառնուրդն էլեկտրական վառարանում առանց օդի մուտքի մինչև 1600 °C տաքացնելով՝

${\mathsf {2Ca_{3}(PO_{4})_{2}+10C+6SiO_{2}\rightarrow P_{4}+10CO+6CaSiO_{3}}}$

Ստացված գազային P₄-ը բաց թողնելով ջրի մեջ՝ վեր են ածում պինդ վիճակի։

Ֆոսֆորի գոլորշիները փոշեզրկելուց հետո սառեցնում են (50 °C) և ստացվող տեխնիկական սպիտակ ֆոսֆորը հավաքում ջրի տակ։

Ֆոսֆորը հիմնականում օգտագործվում է ֆոսֆորական թթու և նրանից ֆոսֆորական պարարտանյութեր և այլ ֆոսֆատներ ստանալու համար։

Ֆիզիկական հատկություններ

Ֆոսֆորը բնության մեջ տարածված տարր է, կազմում է երկրակեղևի զանգվածի 9,3․10⁻²% (տարածվածությամբ 13-րդն է)։ Ֆոսֆորը բնորոշ հոտով, անգույն, մոմակերպ, թունավոր նյութ է, ստացվում է ֆոսֆորի գոլորշիները սառեցնելիս։

Հալման ջերմաստիճանը 44,1 °C, եռմանը՝ 280,5 °C, խտությունը՝ 1828 կգ/մ³։ Օդում (40 °C-ում) ինքնաբռնկվում է (պահում են ջրի տակ)։ Բաղկացած է Р₄ մոլեկուլներից (Ֆոսֆորի մյուս ձևափոխություններն ատոմական պոլիմերներ են)։ Տաքացնելիս 250-300 °C դանդաղ փոխարկվում է կարմիր ֆոսֆորի։ Այն առաջացնում է բյուրեղական մի քանի ձևափոխություններ, որոնք 416-423 °C-ում սուբլիմվում են և ունեն 2000-2400 կգ/մ³ խտություն։

Քիմիապես ավելի պասսիվ է, օդում բռնկվում է 240-250 °C տաքացնելիս, համարյա թունավոր չէ։ Չի լուծվում ջրում և ծծմբածխածնում։ Ապրանքային կարմիր ֆոսֆորը գործնականորեն ամորֆ է, գույնը՝ կարմրաշագանակագույնից մանուշակագույն։

Սպիտակ ֆոսֆորը ճնշման տակ (մոտ 15 000 մթնոլորտ) տաքացնելիս՝ 200-220 °C, փոխարկվում է սև ֆոսֆորի (նման է գրաֆիտին, կիսահաղորդիչ է)։

Հեղուկ և գազային ֆոսֆորը բաղկացած է P₄ մոլեկուլներից։ Ֆոսֆորը տիպիկ ոչ մետաղ է, քիմիապես ակտիվ է։ Միացություններում գերազանցապես ցուցաբերում է -3, +3 և +5 օքսիդացման աստիճաններ (արժեքականությունը 3 և 5, հազվադեպ 4, 1 և 4)։ Ոչ մետաղների հետ առաջացնում է կովալենտային կապ։ Առաջացնում է սահմանափակ թվով իոնական միացություններ (Na₃P, Ca₃P₂ և այլն)։ Ֆոսֆորը վերականգնիչ է, օքսիդացնող հատկությունները շատ թույլ են արտահայտված։ Ֆոսֆորի երկու կարևոր ալոտրոպ ձևերն են՝ սպիտակ ֆոսֆորը և կարմիր ֆոսֆորը։ Սև ֆոսֆորն ստացվում է սպիտակ ֆոսֆորը բարձր (շուրջ 1200 մեգապասկալ) ճնշման տակ տաքացնելիս։

Ֆոսֆորի ալոտրոպ ձևափոխությունները

Քիմիական հատկություններ

P₄ մոլեկուլը

Ջրածնի հետ անմիջականորեն չի միանում։ Ֆոսֆինը՝ РН₃, ստացվում է կալցիումի ֆոսֆիդի՝ СаР₂ և ջրի փոխազդեցությամբ։

Հայտնի են նաև ֆոսֆորի հեղուկ (երկֆոսֆին՝ Р₂Н₄) և պինդ ջրածնական միացությունները։

P-ի այրման հետևանքով առաջանում է հնգօքսիդը՝ Р₄О₅, թթվածնի անբավարարության դեպքում՝ եռօքսիդը (P2O3)

${\mathsf {4P+5O_{2}\rightarrow 2P_{2}O_{5}}}$

${\mathsf {4P+3O_{2}\rightarrow 2P_{2}O_{3}}}$

Ֆոսֆորի (V) օքսիդը՝ Р₄О₅, ֆոսֆորական թթվի անհիդրիդն է, ջրի հետ առաջացնում է ֆոսֆորական, թթուներ։

${\mathsf {8P+12H_{2}O\rightarrow 5PH_{3}+3H_{3}PO_{4}}}$

Ֆոսֆորի (III) օքսիդին համապատասխանում է ֆոսֆորային թթուն՝ Н₃РО₃, որը թույլ, երկհիմն թթու է (խիստ թունավոր)։ Ֆոսֆորը հեշտությամբ միանում է հալոգենիդների հետ՝ առաջացնելով եռհալոգենիդներ (PF₃ և այլն) և հնգահալոգենիդներ՝ (РСЬ և այլն)։

${\mathsf {2P+5Cl_{2}\rightarrow 2PCl_{5}}}$

Հայտնի են նաև ֆոսֆորի այլ հալոգենիդները (PCl, Р₂F₄) և օքսիհալոգենները (POCl₃, POF₃)։ Առավել ուսումնասիրված են եռքլորիդը և հնգաքլորիդը, որոնք օգտագործվում են օրգանական սինթեզում։

Տաքացնելիս միանում է ծծմբի, ազոտի և ածխածնի (2000 °C) հետ՝ առաջացնելով սուլֆիդներ (P₄S₃, P₄S₃, P₄S₇, P₄S₁₀), նիտրիդներ (PN, РгМ₃, P₃N₅) և կարբիդ (РС₃), որոնք քիմիապես կայուն բյուրե¬ ղական նյութեր են։

${\mathsf {2P+3S\rightarrow P_{2}S_{3}}}$

• Փոխազդեցությունը ոչ մետաղների հետ

${\mathsf {2P+3Ca\rightarrow Ca_{3}P_{2}}}$

Ֆոսֆորի (III) օքսիդը (P₂O₃) սպիտակ բյուրեղային նյութ է։ Գոլորշի վիճակում կազմված է P₄O₆ մոլեկուլներից t_հալ =24°Շ t_եռ=175 °C։ Ինչպես նաև օքսիդիչ թթուների և ալկալիների հետ՝

${\mathsf {3P+5HNO_{3}+2H_{2}O\rightarrow 3H_{3}PO_{4}+5NO}}$

${\mathsf {2P+5H_{2}SO_{4}\rightarrow 2H_{3}PO_{4}+5SO_{2}+2H_{2}O}}$

Ֆոսֆիդները մետաղների և ֆոսֆորի միացություններ են, որտեղ ֆոսֆորի օքսիդացման աստիճանը -3 է։ Նրանք աղատիպ պինդ միացություններ են, հեՇտությամբ քայքայվում են ջրով կամ թթուներով՝ առաջացնելով ֆոսֆին.

${\mathsf {Ca_{3}P_{2}+6H_{2}O\rightarrow 2PH_{3}+3Ca(OH)_{2}}}$

Ֆոսֆինը (PH₃) սխտորի հոտով, թունավոր գազ է։ Այն ունի ուժեղ վերականգնիչ և թույլ հիմնային հատկություններ։

Բնության մեջ

Դեպի թթվածինը ունեցած իր բարձր ակտիվության հետևանքով, ֆոսֆորը բնության մեջ ազատ վիճակում չի հանդիպում։ Նա գտնվում է բուսահողում և հանքերում միայն ֆոսֆորական թթվի աղերի ձևով, առավելապես ֆոսֆորաթթվական կալցիումի կամ կալցիումի ֆոսֆատ՝ աղի ձևով։ Այն գլխավոր հանքերը, որոնց բաղադրության մեջ մտնում է այդ աղը, ապատիտը ու ֆոսֆորիտն են։

Կենսաբանական նշանակություն

Բույսերը չեն կարող հաջողությամբ զարգանալ և պտղաբերել, եթե հողի մեջ անբավարար են ջրի մեջ լուծվող ֆոսֆորային միացությունները։ Հողի մեջ ֆոսֆորի պակասը լրացնելու համար օգտագործում են ֆոսֆորական պարարտանյութեր։

Միացությունների ձևով ֆոսֆորը մտնում է մարդու և կենդանիների ոսկրային, մկանային և նյարդային հյուսվածքների կազմության մեջ։ Նրանց համար ֆոսֆորի աղբյուր է ծառայում բուսական սնունդը։ Սննդի մեջ ֆոսֆորի միացությունների պակասության դեպքում մարդու և կենդանիների մոտ առաջանում են լուրջ հիվանդություններ։

Ոսկորներ և ատամի էմալ

Ոսկորների և ատամի էմալի գլխավոր բաղադրիչ է հանդիսանում կալցիում պարունակող հիդրոքսիապատիտ միներալը՝ Ca₁₀(PO₄)₆(OH)₂։ Ոսկորների հյուսվածքների մեջ նրա պարունակությունը կազմում է կՇռի 50%-ը, իսկ ատամի էմալի մեջ՝ 96%-ը։

Սինթեզված հիդրոքսիապատիտը բժշկության մեջ օգտագործվում է որպես ոսկորների լցանյութ և որպես իմպլանտատների ծածկույթ։

Տես նաև

• Պարբերական աղյուսակ

Արտաքին հղումներ

• Ֆոսֆորական լուսինն - փորձ սպիտակ ֆոսֆոր հետ
• Ֆոսֆոր, գիտսկսն ֆիլմ
• Ֆոսֆորը Webelements-ում
• Ֆոսֆորը քիմիական տարրերի հայտնի հանրագիտարանում