Большая Советская Энциклопедия (ФО)
Шрифт:
Атомный радиус Ф. 1,34
Атомы Ф. объединяются в двухатомные (P2 ), четырёхатомные (P4 ) и полимерные молекулы. Наиболее стабильны при нормальных условиях полимерные молекулы, содержащие длинные цепи связанных между собой P4 – тетраэдров. В жидком, твёрдом виде (белый Ф.) и в парах ниже 800 °С Ф. состоит из молекул P4 . При температурах выше 800 °С молекулы P4 диссоциируют на P2, которые, в свою очередь, распадаются на атомы при температуре свыше 2000
Химические свойства. Конфигурация внешних электронов атома Ф. 3s2 3p3 , в соединениях наиболее характерны степени окисления + 5, + 3, и – 3. Подобно азоту, Ф. в соединениях главным образом ковалентен. Ионных соединений, подобных фосфидам Na3 P, Ca3 P2 , очень мало. В отличие от азота, Ф. обладает свободными 3d– opбиталями с довольно низкими энергиями, что приводит к возможности увеличения координационного числа и образованию донорно-акцепторных связей.
Ф. химически активен, наибольшей активностью обладает белый Ф.; красный и чёрный Ф. в химических реакциях гораздо пассивнее. Окисление белого Ф. происходит по механизму цепных реакций . Окисление Ф. обычно сопровождается хемилюминесценцией. При горении Ф. в избытке кислорода образуется пятиокись P4 O10 (или P2 O5 ), при недостатке – в основном трёхокись P4 O6 (или P2 O3 ). Спектроскопически доказано существование в парах P4 O7 , P4 O8, P2 O6 , PO и др. фосфора окислов . Пятиокись Ф. получают в промышленных масштабах сжиганием элементарного Ф. в избытке сухого воздуха. Последующая гидратация P4 O10 приводит к получению орто- (Н3 РО4 ) и поли- (Нn + 2 Pn O3п + 1 ) фосфорных кислот. Кроме того, Ф. образует фосфористую кислоту H3 PO3 , фосфорноватую кислоту H4 P2 O6 и фосфорноватистую кислоту H3 PO2 , а также надкислоты: надфосфорную H4 P2 O8 и мононадфосфорную H3 PO5 Широкое применение находят соли фосфорных кислот (фосфаты ), в меньшей степени – фосфиты и гипофосфиты.
Ф. непосредственно соединяется со всеми галогенами с выделением большого количества тепла и образованием тригалогенидов (PX3 , где Х – галоген), пентагалогенидов (PX5 ) и оксигалогенидов (например, POX3 ) (см. Фосфора галогениды ). При сплавлении Ф. с серой ниже 100 °С образуются твёрдые растворы на основе Ф. и серы, а выше 100 °С происходит экзотермическая реакция образования кристаллических сульфидов P4 S3 , P4 S5 , P4 S7 , P4 S10 , из которых только P4 S5 при нагревании выше 200 °С разлагается на P4 S3 и P4 S7 , а остальные плавятся без разложения. Известны оксисульфиды фосфора: P2 O3 S2 , P2 O3 S3 , P4 O4 S3 , P6 O10 S5 и P4 O4 S3 . Ф. по сравнению с азотом менее способен к образованию соединений с водородом. Фосфористый водород фосфин PH3 и дифосфин P2 H4 могут быть получены только косвенным путём. Из соединений Ф. с азотом известны нитриды PN, P2 N3 , P3 N5 – твёрдые, химически устойчивые вещества, полученные при пропускании азота с парами Ф. через электрическую дугу; полимерные фосфонитрилгалогениды – (PNX2 ) n (например, полифосфонитрилхлорид ), полученные взаимодействием пентагалогенидов с аммиаком при различных условиях; амидоимидофосфаты – соединения, как правило, полимерные, содержащие наряду с Р–О–Р связями Р–NH–Р связи.
При температурах выше 2000°C Ф. реагирует с углеродом с образованием карбида PC3 – вещества, не растворяющегося в обычных растворителях и не взаимодействующего ни с кислотами, ни со щелочами. При нагревании с металлами Ф. образует фосфиды .
Ф. образует многочисленные фосфорорганические соединения .
Получение. производство элементарного Ф. осуществляется электротермическим восстановлением его из природных фосфатов (апатитов или фосфоритов) при 1400–1600 °С коксом в присутствии кремнезёма (кварцевого песка):
2Ca3 (PO4 )2 + 10C + n SiO2 = P4 + 10CO + 6CaOxn SiO2
Пары Ф. выходят из электропечи вместе с газообразными побочными продуктами и летучими примесями (CO, SiF4 , PH3 , пары воды, продукты пиролиза органических примесей шихты и др.) при температуре 250–350 °С. После очистки от пыли содержащие фосфор газы направляют в конденсационные установки, в которых при температуре не ниже 50 °С собирают под водой жидкий технический белый Ф.
Разрабатываются методы получения Ф. с применением газообразных восстановителей, плазменных реакторов с целью интенсификации производства за счёт повышения температур до 2500–3000 °С, т. е. выше температур диссоциации природных фосфатов и газов-восстановителей (например, метана), используемых в качестве транспортирующего газа в низкотемпературной плазме.
Применение. Основная масса производимого Ф. перерабатывается в фосфорную кислоту и получаемые на её основе фосфорные удобрения и технические соли (фосфаты ).
Белый Ф. используется в зажигательных и дымовых снарядах, бомбах; красный Ф. – в спичечном производстве. Ф. применяется в производстве сплавов цветных металлов как раскислитель. Введение до 1% Ф. увеличивает жаропрочность таких сплавов, как фехраль, хромаль. Ф. входит в состав некоторых бронз, т.к. повышает их жидкотекучесть и стойкость против истирания. Фосфиды металлов, а также некоторых неметаллов (В, Si, As и т.п.) используются при получении и легировании полупроводниковых материалов . Частично Ф. применяется для получения хлоридов и сульфидов, которые служат исходными веществами для производства фосфорсодержащих пластификаторов (например, трикрезилфосфат, трибутилфосфат и др.), медикаментов, фосфорорганических пестицидов , а также применяются в качестве добавок в смазочные вещества и в горючее.
Техника безопасности. Белый Ф. и его соединения высокотоксичны. Работа с Ф. требует тщательной герметизации аппаратуры; хранить белый Ф. следует под водой или в герметически закрытой металлической таре. При работе с Ф. следует строго соблюдать правила техники безопасности.
Л. В. Кубасова.
Ф. в организме. Ф. – один из важнейших биогенных элементов , необходимый для жизнедеятельности всех организмов. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных, а также входит в состав нуклеотидов , нуклеиновых кислот , фосфопротеидов, фосфолипидов , фосфорных эфиров углеводов, многих коферментов и др. органических соединений. Благодаря особенностям химического строения атомы Ф., подобно атомам серы, способны к образованию богатых энергией связей в макроэргических соединениях ; аденозинтрифосфорной кислоте (АТФ), креатин фосфате и др. (см. Окислительное фосфорилирование ). В процессе биологической эволюции именно фосфорные соединения стали основными, универсальными хранителями генетической информации и переносчиками энергии во всех живых системах. Др. важная роль соединений Ф. в организме заключается в том, что ферментативное присоединение фосфорильного остатка (
Содержание Ф. (в мг на 100 г сухого вещества) в тканях растений – 230–350, морских животных – 400–1800, наземных – 1700–4400, у бактерий – около 3000; в организме человека особенно много Ф. в костной ткани (несколько более 5000), в тканях мозга (около 4000) и в мышцах (220–270). Суточная потребность человека в Ф. 1–1,2 г (у детей она выше, чем у взрослых). Из продуктов питания наиболее богаты Ф. сыр, мясо, яйца, зерно бобовых культур (горох, фасоль и др.). Баланс Ф. в организме зависит от общего состояния обмена веществ. Нарушение фосфорного обмена приводит к глубоким биохимическим изменениям, в первую очередь в энергетическом обмене. При недостатке Ф. в организме у животных и человека развиваются остеопороз и др. заболевания костей, у растений – фосфорное голодание (см. Диагностика питания растений ). Источником Ф. в живой природе служат его неорганические соединения, содержащиеся в почве и растворённые в воде. Из почвы Ф. извлекается растениями в виде растворимых фосфатов. Животные обычно получают достаточное количество Ф. с пищей. После гибели организмов Ф. вновь поступает в почву и донные отложения, участвуя т. о. в круговороте веществ . Важная роль Ф. в регуляции обменных процессов обусловливает высокую чувствительность многих ферментных систем живых клеток к действию фосфорорганических соединений. Это обстоятельство используют в медицине при разработке лечебных препаратов, в сельском хозяйстве при производстве фосфорных удобрений , а также при создании эффективных инсектицидов . Многие соединения Ф. чрезвычайно токсичны и некоторые из фосфорорганических соединений могут быть причислены к боевым отравляющим веществам (зарин, зоман, табун). Радиоактивный изотоп Ф. 32 P широко используют в биологии и медицине как индикатор при исследовании всех видов обмена веществ и энергии в живых организмах (см. Изотопные индикаторы ).