Фосфор

Большая Советская энциклопедия

(лат. Phosphorus)

Р, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 15, атомная масса 30,97376, неметалл. Природный Ф. состоит из одного стабильного изотопа ³¹P; получено шесть искусственных радиоактивных изотопов: ²⁸P (T₁_/2 = 6,27 сек), ²⁹P (T₁_/2 = 4,45 сек); ³⁰P (T₁_/2 = 2,55 мин), ³¹P (T₁_/2 = 14,22 сут), ³²P (T₁_/2 = 25 сут), ³³P (T₁_/2 = 12,5 сек). Наибольшее значение имеет ³²P, обладающий значительной энергией β-излучения и применяемый в химических и биохимических исследованиях в качестве меченого атома.

Историческая справка. По некоторым литературным данным, способ получения Ф. был известен ещё араб. алхимикам 12 в. Но общепринятой датой открытия Ф. считается 1669, когда Х. Бранд (Германия) при прокаливании с песком сухого остатка от выпаривания мочи и последующей перегонкой без доступа воздуха получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнем», а позднее Ф. от греч. phosphóros – светоносный. Вскоре способ получения Ф. стал известен нем. химикам – И. Крафту, И. Кункелю; в 1682 об этом способе было опубликовано. В 1743 А. С. Маргграф разработал следующий способ получения Ф.: смесь хлорида свинца с мочой выпаривалась досуха и нагревалась до прекращения выделения летучих продуктов; остаток смешивали с древесным углём в порошке и подвергали перегонке в глиняной реторте; пары Ф. конденсировались в приёмнике с водой. Наиболее простой метод получения Ф. прокаливанием костяной золы с углём был предложен лишь в 1771 К. Шееле.Элементарную природу Ф. установил А. Лавуазье. Во 2-й половине 19 в. возникло промышленное производство Ф. из фосфоритов в ретортных печах; в начале 20 в. они были заменены электрическими печами.

Распространение в природе. Среднее содержание Ф. в земной коре (кларк) – 9,3․10^-2% по массе; в средних горных породах 1,6․10^-1, в основных породах 1,4․10^-1, меньше в гранитах и др. кислых изверженных породах – 7․10^-2 и ещё меньше в ультраосновных породах (мантии) – 1,7․10^-2%; в осадочных горных породах от 1,7․10^-2 (песчаники) до 4․10^-2% (карбонатные породы). Ф. принимает участие в магматических процессах и энергично мигрирует в биосфере. С обоими процессами связаны его крупные накопления, образующие промышленные месторождения Апатитов и фосфоритов (См. Фосфориты) (см. Фосфатные руды).Ф. – исключительно важный биогенный элемент (См. Биогенные элементы), он накапливается многими организмами. С биогенной миграцией связаны многие процессы концентрации Ф. в земной коре. Из вод Ф. легко осаждается в виде нерастворимых минералов или захватывается живым веществом. Поэтому в морской воде лишь 7․10^-6% Ф. Известно около 180 минералов Ф., в основном – это различные фосфаты, из которых наиболее распространены фосфаты кальция (см. Фосфаты природные).

Физические свойства. Элементарный Ф. существует в виде нескольких аллотропических модификаций, главная из которых – белая, красная и чёрная. Белый Ф. – воскообразное, прозрачное вещество с характерным запахом, образуется при конденсации паров Ф. Белый Ф. в присутствии примесей – следов красного Ф., мышьяка, железа и т.п. – окрашен в жёлтый цвет, поэтому товарный белый Ф. называется жёлтым. Существуют две формы белого Ф.: α- и β-форма. α-модификация представляет собой кристаллы кубической системы (а = 18,5 Å); плотность 1,828 г/см³, t_пл 44,1 °С, t_кип 280,5 °C, теплота плавления 2,5 кдж/моль P₄ (0,6 ккал/моль P₄), теплота испарения 58,6 кдж/мольР₄(14,0 ккал/моль P₄), давление пара при 25 °С 5,7 н/м² (0,043 мм рт. ст.). Коэффициент линейного расширения в интервале температур от 0 до 44 °С равен 12,4․10^-4, теплопроводность 0,56 вт/(м․К) [1,1346․10^-3 кал/(см․сек․°С)] при 25 °С. По электрическим свойствам «белый Ф. близок к диэлектрикам: ширина запрещенной зоны около 2,1 эв, удельное электросопротивление 1,54․10¹¹ ом․см,диамагнитен, удельная магнитная восприимчивость – 0,86․10^-6. Твёрдость по Бринеллю 6 Мн/м² (0,6 кгс/мм²).α-форма белого Ф. хорошо растворяется в сероуглероде, хуже – в жидком аммиаке, бензоле, четырёххлористом углероде и др. При – 76,9 °С и давлении 0,1 Мн/м²(1кгс/см²) α-форма переходит в низкотемпературную β-форму (плотность 1,88 г/см³). С повышением давления до 1200 Мн/м² (12 тыс. кгс/см²) переход происходит при 64,5 °С. β-форма – кристаллы с двойным лучепреломлением, их структура окончательно не установлена. Белый Ф. ядовит: на воздухе при температуре около 40 °С самовоспламеняется, поэтому его следует хранить под водой (растворимость в воде при 25 °С 3,3․10^-4%).Нагреванием белого Ф. без доступа воздуха при 250–300 °С в течение нескольких часов получают красный Ф. Переход экзотермичен, ускоряется ультрафиолетовыми лучами, а также примесями (иод, натрий, селен). Обычный товарный красный Ф. практически полностью аморфен; имеет цвет от тёмно-коричневого до фиолетового. При длительном нагревании, необратимо может переходить в одну из кристаллических форм (триклинную, кубическую и др.) с различными свойствами: плотностью от 2,0 до 2,4 г/см³, t_пл от 585 до 610 °С при давлении в несколько десятков атмосфер, температурой возгонки от 416 до 423 °С, удельным электросопротивлением от 10⁹ до 10¹⁴ ом․см.Красный Ф. на воздухе не самовоспламеняется; вплоть до температуры 240–250 °С, но самовоспламеняется при трении или ударе; нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и др., растворим в трибромиде Ф. При температуре возгонки красный Ф. превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый Ф.

При нагревании белого Ф. до 200–220 °С под давлением (1,2–1,7)․10³Мн/м²[(12–17)․10³ кгс/см²] образуется чёрный Ф. Это превращение можно осуществить без давления, но в присутствии ртути и небольшого количества кристаллов чёрного Ф. (затравки) при 370 °С в течение 8 сут. Чёрный Ф. представляет собой кристаллы ромбической структуры (а =3,31 Å, b = 4,38 Å, с=10,50 Å), решётка построена из волокнистых слоев с характерным для Ф. пирамидальным расположением атомов, плотность 2,69 г/см³, t_пл около 1000 °С под давлением 1,8․10³ Мн/м² (18․10³ кгс/см²). По внешнему виду чёрный Ф. похож на графит; полупроводник: ширина запрещенной зоны 0,33 эв при 25 °С; имеет удельное электросопротивление 1,5 ом․см, температурный коэффициент электросопротивления 0,0077, диамагнитен, удельная магнитная восприимчивость – 0,27․10^-6. При нагревании до 560–580 °С под давлением собственных паров превращается в красный Ф. Чёрный Ф. малоактивен, с трудом воспламеняется при поджигании, поэтому его можно безопасно подвергать механической обработке на воздухе.

Атомный радиус Ф. 1,34 Å, ионные радиусы: P^{5 +}0,35 Å, P^{3 +}0,44 Å, P^3- 1,86 Å.

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 °С. Только белый Ф. состоит из молекул P₄, все остальные модификации – полимеры.

Химические свойства. Конфигурация внешних электронов атома Ф. 3s²3p³, в соединениях наиболее характерны степени окисления + 5, + 3, и – 3. Подобно азоту, Ф. в соединениях главным образом ковалентен. Ионных соединений, подобных фосфидам Na₃P, Ca₃P₂, 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 (См. Цепные реакции).Окисление Ф. обычно сопровождается хемилюминесценцией. При горении Ф. в избытке кислорода образуется пятиокись P₄O₁₀ (или P₂O₅), при недостатке – в основном трёхокись P₄O₆ (или P₂O₃). Спектроскопически доказано существование в парах P₄O₇, P₄O₈, P₂O₆, PO и др. фосфора окислов (См. Фосфора окислы). Пятиокись Ф. получают в промышленных масштабах сжиганием элементарного Ф. в избытке сухого воздуха. Последующая гидратация P₄O₁₀ приводит к получению орто- (Н₃РО₄) и поли- (Н_{n + 2}P_nO_{3п + 1}) фосфорных кислот. Кроме того, Ф. образует фосфористую кислоту (См. Фосфористая кислота) H₃PO₃, фосфорноватую кислоту (См. Фосфорноватая кислота) H₄P₂O₆ и фосфорноватистую кислоту (См. Фосфорноватистая кислота) H₃PO₂, а также надкислоты: надфосфорную H₄P₂O₈ и мононадфосфорную H₃PO₅ 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 P₄S₃, P₄S₅, P₄S₇, P₄S₁₀, из которых только P₄S₅ при нагревании выше 200 °С разлагается на P₄S₃ и P₄S₇, а остальные плавятся без разложения. Известны оксисульфиды фосфора: P₂O₃S₂, P₂O₃S₃, P₄O₄S₃, P₆O₁₀S₅ и P₄O₄S₃. Ф. по сравнению с азотом менее способен к образованию соединений с водородом. Фосфористый водород фосфин PH₃ и дифосфин P₂H₄ могут быть получены только косвенным путём. Из соединений Ф. с азотом известны нитриды PN, P₂N₃, P₃N₅ – 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 + nSiO₂ = P₄ + 10CO + 6CaO․nSiO₂

Предварительно измельченная и обогащенная фосфорсодержащая руда смешивается в заданных соотношениях с кремнезёмом и коксом и загружается в электропечь. Кремнезём необходим для снижения температуры реакции, а также увеличения ее скорости за счет связывания выделяющейся в процессе восстановления окиси кальция в силикат кальция, который непрерывно удаляется в виде расплавленного шлака. В шлак переходят также силикаты и окислы алюминия, магния, железа и др. примеси, а также феррофосфор (Fe₂P, FeP, Fe₃P), образующийся при взаимодействии части восстановленного железа с Ф. Феррофосфор, а также растворённые в нём небольшие количества фосфидов марганца и др. металлов по мере накопления удаляются из электропечи с целью последующего использования при производстве специальных сталей.

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 (См. Фосфорные кислоты) 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 (См. Полупроводниковые материалы). Частично Ф. применяется для получения хлоридов и сульфидов, которые служат исходными веществами для производства фосфорсодержащих пластификаторов (См. Пластификаторы) (например, трикрезилфосфат, трибутилфосфат и др.), медикаментов, фосфорорганических пестицидов (См. Фосфорорганические пестициды), 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 (См. Биогенные элементы), необходимый для жизнедеятельности всех организмов. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных, а также входит в состав нуклеотидов (См. Нуклеотиды), нуклеиновых кислот (См. Нуклеиновые кислоты), фосфопротеидов, фосфолипидов (См. Фосфолипиды), 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 (См. Макроэргические соединения); 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 (Фосфорилирование) служит как бы «пропуском» для их участия в обмене веществ (См. Обмен веществ), и, наоборот, отщепление фосфорильного остатка (дефосфорилирование) исключает эти соединения из активного обмена. Ферменты обмена Ф. – Киназы, Фосфорилазы и Фосфатазы. Главную роль в превращениях соединений Ф. в организме животных и человека играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D.

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 (См. Круговорот 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 (См. Фосфорные удобрения), а также при создании эффективных инсектицидов (См. Инсектициды). Многие соединения Ф. чрезвычайно токсичны и некоторые из фосфорорганических соединений могут быть причислены к боевым отравляющим веществам (зарин, зоман, табун). Радиоактивный изотоп Ф. ³²P широко используют в биологии и медицине как индикатор при исследовании всех видов обмена веществ и энергии в живых организмах (см. Изотопные индикаторы).

Н. Н. Чернов.

Отравления Ф. и его соединениями наблюдаются при их термоэлектрической возгонке, работе с белым Ф., производстве и применении фосфорных соединений. Высокотоксичны Фосфорорганические соединения, оказывающие антихолинэстеразное действие. Ф. проникает в организм через органы дыхания, желудочно-кишечный тракт, кожу. Острые отравления проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, тошнотой, рвотой. Через 2–3 сутвозникают боли в подложечной области, правом подреберье, желтуха. Для хронических отравлений характерны воспаление слизистых оболочек верхних дыхательных путей, признаки токсического гепатита, нарушение кальциевого обмена (развитие Остеопороза, ломкость, иногда омертвение костной ткани, чаще – на нижней челюсти), поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении через рот (наиболее частом) – промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы, хлористого кальция и др. При ожогах кожи – обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. Глаза промывают 2%-ным раствором питьевой соды. Профилактика: соблюдение правил техники безопасности, личная гигиена, уход за полостью рта, раз в 6 мес –медицинские осмотры работающих с Ф.

Лекарственные препараты, содержащие Ф. (аденозинтрифосфорная кислота, фитин, глицерофосфат кальция, фосфрен и др.), влияют главным образом на процессы тканевого обмена и применяются при заболеваниях мышц, нервной системы, при туберкулёзе, упадке питания, малокровии и др. Радиоактивные изотопы Ф. используют в качестве изотопных индикаторов (См. Изотопные индикаторы) для изучения обмена веществ, диагностики заболеваний, а также для лучевой терапии опухолей (см. также Радиоактивные препараты).

А. А. Каспаров.

Лит.: Краткая химическая энциклопедия, т. 5, М., 1967; Коттон Ф., Уилкинсон Дж., Современная неорганическая химия, пер. с англ., ч. 2, М., 1969; Везер Ван-Дж.. Фосфор и его соединения, пер. с англ., т. 1, М., 1962; Ахметов Н. С., Неорганическая химия, 2 изд., М., 1975; Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., т. 1–2, М., 1973; Моссэ А. Л., Печковский В. В., Применение низкотемпературной плазмы в технологии неорганических веществ, Минск, 1973; Горизонты биохимии, Сб. ст., пер. с англ., М., 1964; Рапопорт С. М., Медицинская биохимия, пер, с нем., М., 1966; Скулачев В. П., Аккумуляция энергии в клетке, М., 1969; Происхождение жизни и эволюционная биохимия, М., 1975.

Словарь форм слова

фо́сфор;
фо́сфоры;
фо́сфора;
фо́сфоров;
фо́сфору;
фо́сфору;
фо́сфорам;
фо́сфор;
фо́сфоры;
фо́сфором;
фо́сфорами;
фо́сфоре;
фо́сфорах.

Толковый словарь Даля

муж. химически добываемое, простое (несложное) вещество, самосветное, крайне горючее. Фосфорные спички; - кислота, 4-я степень окисленья. Фосфористый запах; - кислота, 3-я степень. Фосфороводородный газ в тепле сам собою загорается, вспыхивая в виде болотных огней. Фосфорокислая известь есть в костях животных. Фосфороватая (фосфорноватая) кислота, хим. 2-я степень окисленья; фосфороватистая, 1-я степень, слабейшая. Фосфорический свет, фосфоричество, фосфоресценция, самосвет, свет предмета собою, от себя, без освещенья, без горенья. Фосфорический свет моря, слизней. Фосфоризовать, издавать фосфорический свет, светить собою, от себя и без огня. Фосфоризованье, ·сост. по гл.>

Толковый словарь Ожегова

ФО́СФОР, -а, муж. Химический элемент, содержащийся в нек-рых минералах, в костях животных, в животных и растительных тканях. Красный ф. Белый ф. (легковоспламеняющийся и светящийся в темноте).

| прил. фосфорный, -ая, -ое.

Малый академический словарь

-а, м.

Химический элемент, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте вещество, содержащееся в некоторых минералах, в организме животных и растений.

Белый фосфор. Красный фосфор.

[От греч. φωσφόρος — светоносный]

Толковый словарь Ушакова

ФО́СФОР, фосфора, мн. нет, муж. (греч. phosphoros - светоносный) (хим.). Химический элемент, легко воспламеняющееся и светящееся в темноте вещество, находящееся в составе некоторых минералов, в костях животных, в животных и растительных тканях. Красный фосфор (применяется в спичечном производстве). Препараты фосфора (применяются как лечебное средство и как удобрение).

Толковый словарь Ефремовой

м.

Легко воспламеняющееся и светящееся в темноте вещество, содержащееся в некоторых минералах и играющее важную роль в жизнедеятельности животных и растений; химический элемент.

Большой энциклопедический словарь

ФОСФОР (лат. Phosphorus) - Р, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 15, атомная масса 30,97376. Название от греч. phosphoros - светоносный. Образует несколько модификаций - Белый фосфор (плотность 1,828 г/см³

, tпл 44,14 .С), красный фосфор (плотность 2,3 г/см³

, tпл 590 .С) и др. Белый фосфор легко самовоспламеняется, светится в темноте (отсюда название), ядовит; красный менее активен химически, ядовит. Добывают из апатитов и фосфоритов. Главный потребитель - сельское хозяйство (фосфорные удобрения); применяется в спичечном производстве, металлургии (раскислитель и компонент некоторых сплавов), в органическом синтезе и др. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных.

Большой энциклопедический словарь

ФОСФОР (греч. светоносный) - в греческой мифологии божество утренней зари, одно из прозвищ Венеры. В римской мифологии - Люцифер.

Современная энциклопедия

ФОСФОР (Phosphorus), P, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 15, атомная масса 30,97376; неметалл белого (светится на воздухе, tпл 44,14шC), красного (tпл 593шC) или черного (tпл 1000шC) цвета. Фосфор используют в производстве фосфорной кислоты и фосфорных удобрений, полупроводниковых материалов, как компонент покрытий стальных изделий и т.д. Белый фосфор применяют для изготовления трассирующих боеприпасов, как дымообразующее и зажигательное средство, красный фосфор - основной компонент обмазки зажигательной поверхности спичечных коробков. Открыт немецким алхимиком Х. Брандом в 1669.

Большой англо-русский и русско-английский словарь

муж.;
хим. phosphorusм. хим. phosphorus;
~ный
1. хим. phosphoric, phosphorous;
~ный запах smell of phosphorus;

2. (подобный фосфору) phosphorescent.

Большой немецко-русский и русско-немецкий словарь

м хим.

Phosphor m

Большой немецко-русский и русско-немецкий словарь

фосфор м хим. Phosphor m 1

Большой французско-русский и русско-французский словарь

м. хим.

phosphore m

Большой испано-русский и русско-испанский словарь

м. хим.

fósforo m

Большой итальяно-русский и русско-итальянский словарь

м. хим.

fosforo

Физическая энциклопедия

ФОСФОР: (лат. phosphorus, от греч. phosphoros, букв.- светоносный), Р-хим. элемент V группы периодич. системы элементов, ат. номер 15, ат. масса 30,97376. В природе представлен одним ³¹ Р. Конфигурация внеш. электронных оболочек 3s²p³. Энергии последоват. ионизации 10,486; 19,76; 30,16; 51,36 и 65,02 эВ. Сродство к электрону 0,8 эВ. Радиус атома Р 134, ионов Р ^3-, Р ³⁺ и Р ⁵⁺ соответственно 186; 44 и 35 пм. Значение электроотрицательности 2,1.

Ф.- типичный неметалл. Известно неск. его аллотропных модификаций, наиб. важны белый (его иногда наз. жёлтым), красный и чёрный Ф. При условиях, близких к нормальным, стабилен чёрный Ф., однако в этих условиях довольно длит. время могут существовать белый и красный Ф. (вследствие низкой скорости фазовых переходов).

Белый Ф. состоит из молекул Р ₄. При темп-pax выше - 76,9 °С устойчива a-модификация белого Ф. с параметром кубич. решётки а=1,851 нм, а при более низких темп-pax и давлениях 12 ГПа и выше устойчива b-модификация с параметром кубич. решётки а= 0,2377 нм. При нагревании без доступа воздуха до 250-300 °С белый Ф. превращается в полимерный красный Ф. (цвет варьирует от алого до кирпичного в зависимости от условий перехода). Можно получить и кристаллич. красный Ф., напр. его кристаллизацией из расплава в свинце (т. н. фосфор Гитторфа). При 200-220 °С и давлениях 1,2-1,7 ГПа белый Ф. переходит в чёрный, имеющий ромбич. решётку с параметрами а= 331 пм, b=438пм и с= 1050 пм. Структура чёрного Ф. напоминает слоистую структуру графита. Белый и красный Ф.-диэлектрики, чёрный-полупроводник (при 25 °С ширина запрещённой зоны 0,33 эВ).

Белый Ф. (a-модификация)-серое или жёлтое воско-образное вещество, к-рое люминесцирует в процессе медленного окисления на воздухе (светится в темноте). Плотн. 1,828 кг/дм ³, t_пл = 44,14°С, t_кип = 257 °С (по др. данным, 280,5 °С). Уд. теплоёмкость с _р = 23,8 Дж/(моль ^. К), теплота плавления 0,66 кДж/моль. Уд. электрич. сопротивление белого Ф. 1540 МОм ^. м. Диамагнитен, магн. восприимчивость c=-0,86^.10^-9. Белый Ф. самовоспламеняется при 44 °С; при его горении образуется густой белый дым, а сам Ф. разбрызгивается. Поэтому его хранят под слоем воды (в воде он не растворяется, хорошо растворим в сероуглероде, слабо - в спирте, бензоле и др.).

Плотность красного Ф. 2,0-2,4 кг/дм ³. При обычных давлениях и нагревании не плавится, а сублимирует (в газовой фазе состоит из молекул Р ₄); при давлениях в неск. МПа и темп-рах 585-610 °С плавится. Красный Ф. нерастворим в воде и органич. растворителях. Плотность чёрного Ф. 2,70 кг/дм ³, его уд. электрич. сопротивление 15 МОм ^. м.

Химически наиболее активен белый Ф., красный и особенно чёрный Ф. имеют низкую хим. активность. Ф. обычно проявляет степени окисления -3, +3 и +5 (наиб. устойчива). При окислении на воздухе образуется белый снегообразный оксид Р ₂ О ₅, являющийся хорошим влаго-поглотителем. Со мн. металлами Ф. образует фосфиды. Входит в состав мн. биологически важных соединений (АТФ, аденозинтрифосфорной к-ты, фосфопротеинов и др.).

Ф. используют для легирования сталей. Фосфиды индия, галлия и др.- полупроводниковые материалы. Красный Ф. неядовит (применяется в производстве спичек и для др. целей), белый Ф.- высокотоксичен. Для удаления остатков белого Ф. используют водный раствор медного купороса СuSO ₄. В качестве радиоакт. индикатора применяют b^- -радиоактивный С. С. Бердоносов.

Сельскохозяйственный словарь-справочник

химический элемент, обозначаемый в химии латинской буквой Р; мягкое вещество, похожее на желтый воск (есть и красный фосфор), пахнет чесноком, на воздухе светится и загорается, очень ядовит; в природе в свободном виде не встречается; соединения Ф. имеют очень важное значение для питания раст. и развития животного организма. Ф. входит в состав белков, костей жив. и т. д. Очень много потребляют Ф. молодые раст. В почве только незначительная часть запасов Ф. находится в усвояемой для раст. форме. Правильная обработка-ранние пары, зяблевая вспашка, рыхление-способствует переходу части запасов Ф. почвы в усвояемую форму. Наиболее богаты Ф. черноземы, особ. мощные, а беднее всего подзолистые песчаные почвы. В мощных черноземах содержание Ф. доходит до 0,20-0,24%, что в пересчете на пахотный горизонт составляет на 1 га до 8 000 кг фосфорной кислоты (Р2О5), тогда как в подзолистой песчаной почве содержание Ф. очень спадает и в пересчете на 1 га составляет не более 1 200-1 500 кг фосфорной кислоты. СССР располагает колоссальными ресурсами Ф. в виде залежей фосфоритов и хибинских апатитов. См. Фосфорные удобрения.

Научно-технический энциклопедический словарь

ФОСФОР (символ Р), химический элемент пятой группы периодической таблицы, впервые обнаруженный в 1669 году. Встречается в виде ФОСФАТОВ в минералах, главный источник фосфора - АПАТИТ. Этот элемент применяется для изготовления ФОСФОРНОЙ КИСОЛТЫ, используемой в производстве моющих средств и удобрений (фосфор необходим для роста растений). Небольшие количества содержатся в инсектицидах и спичках. Фосфор проявляет АЛЛОТРОПИЮ; его аллотропы включают высокоактивный белый фосфор, спонтанно воспламеняющийся на воздухе, и более стабильный красный фосфор. Свойства: атомный номер 15, атомная масса 30,9738; плотность 1,82 (белый), 2,34 (красный); температура плавления 44,1 °С (белый), температура кипения 280 °С (белый); наиболее распространенный изотоп ³¹Р (100%).

Медицинская энциклопедия

IФо́сфор (Phosphorus, Р)

химический элемент главной подгруппы V группы периодической системы элементов Д.И. Менделеева. Элементарный Ф. известен в нескольких аллотропных модификациях: белый (желтый), красный и черный Ф. Многие соединения Ф. токсичны (см. Отравления).

Порядковый номер фосфора 15, атомная масса 30,97376, неметалл. Природный Ф. представлен одним стабильным изотопом ³¹Р. Получены 6 искусственных радиоактивных изотопов фосфора ²⁸Р, ²⁹Р, ³⁰Р, ³²P, ³³P и ³⁴Р.

Фосфор не встречается в природе в свободном состоянии, т.к. обладает высокой реакционной способностью. Все природные фосфорсодержащие соединения являются солями фосфорных кислот — фосфатами. Ф. входит в состав почти 200 природных минералов. В почве содержание Ф. (в расчете на Р₂О₅) составляет от сотых долей процента до 0,2%) и лишь около 1% фосфора почвы находится в виде растворимых солей, доступных растениям. В морской воде содержится 7․10^-6% фосфора. Ф. — важнейший элемент, необходимый для жизнедеятельности всех живых организмов. Содержание Ф. у растении и среднем 230—350 мг/100 г сухого веса (до 1,6% в плодах и семенах масличных растении), в организме морских животных — 400—1800, наземных животных — 1700—4400, бактерий — около 3000 мг/100 г. сухого веса. В организме человека содержится около 1% фосфора (при расчете на сухой вес 2,5%) В скелете находится примерно 80—87% всего Ф., в крови около 0,2%. Содержание Ф. в тканях человека составляет: в костной ткани более 5000, в ткани мозга около 4000, в мышцах 220—270 мг/кг сухого веса. В живых организмах фосфор 5-валентен и входит главным образом в состав производных ортофосфорной кислоты.

Скелет человека является резервуаром Ф., из которого он может поступать в плазму при снижении в ней концентрации Ф., а при повышении концентрации Ф. в плазме он может откладываться в костной ткани. Значительное количество Ф. в составе апатита (фторфосфата кальция) содержится в зубах. Растворимый в воде Ф. содержится в составе неорганических соединений (фосфата калия, натрия) и некоторых органических соединений. Концентрация неорганическою фосфата в плазме поддерживается гомеостатическим механизмом: соотношение в плазме составляет 4:1. В клеточных элементах крови содержится в основном Ф. органических соединений. Наряду с неорганическими фосфатами в живых организмах обнаружены неорганические полифосфаты, линейные полимеры, в которых остатки ортофосфорной кислоты (от 2 до сотен и тысяч) соединены между собой богатыми энергией фосфоангидридными связями (см. Макроэргические соединения).

Неорганические соединения Ф., в первую очередь неорганический фосфат крови, играют существенную роль в поддержании кислотно-щелочного равновесия (Кислотно-щелочное равновесие). Ф. входит в состав важнейших органических фосфорилированных соединений организма: нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфолипидов, фосфопротеидов, фосфорных эфиров углеводов, витаминов, коферментов и других соединений, участвующих в различных метаболических процессах и играющих ключевую роль в жизнедеятельности организма (см. Обмен веществ и энергии). Наличие в молекулах макроэргических соединений богатых энергией связей, образованных Ф., позволяет использовать эти соединения, в первую очередь аденозинтрифосфорную кислоту (АТФ), в качестве универсальных переносчиков энергии. Фосфорилирование (осуществляемое киназами (Киназы) присоединение фосфорильного остатка) органических соединений обычно «активирует» эти биомолекулы, включая их в обмен веществ, а дефосфорилирование (отщепление фосфата при участии фосфатаз (Фосфатазы)), как правило, выводит эти соединения из обмена веществ.

Круговорот Ф. в природе связывает обмен Ф. у животных, растений и микроорганизмов. Ф. извлекается растениями из почвы и воды в виде растворимых фосфорнокислых солей. Растения являются источником органических и неорганических соединений Ф. для человека и животных, после смерти которых фосфор (главным образом в виде органических соединений) поступает в почву, где вновь происходит преобразование органического Ф. в неорганический. Обмен Ф. в организме человека и животных — совокупность биохимических процессов с участием фосфорсодержащих соединений — регулируется гормонами (см. Паращитовидные железы), витамином (Витамины) D, и зависит от обмена кальция (Кальций), состоянии кислотно-щелочного равновесия и состава потребляемой пищи. Основной источник Ф. для человека — продукты питания. Потребность в Ф. для взрослых людей (1,3—1,5 г в сутки) значительно повышается при беременности и лактации 50—70% фосфора пищи выводится с мочой, до 40% с калом. Нарушения обмена Ф., в том числе при неадекватном приеме Ф. с пищей, вызывают глубокие биохимические нарушения, в т.ч. нарушения энергетического метаболизма.

Содержание Ф. в крови (см. Фосфатемия) является важнейшим биохимическим показателем, определение которого особенно важно в детском возрасте при диагностике и лечении рахита.

Библиогр.: Кобридж Д. Фосфор, пер. с англ., М., 1982; Уайт А. и др. Основы биохимии, пер. с англ., т. 3, М., 1981.
IIФо́сфор (Phosphorus; от греч. phōs-, phoros светоносный)

химический элемент V группы периодической системы Д.И. Менделеева; атомный номер 15, атомный вес (масса) 30,97; присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных.

Энциклопедия Кольера

P (phosphorus),

неметаллический химический элемент, член семейства азота (N, P, As, Sb, Bi) - VA подгруппы периодической системы элементов. Соединения фосфора используют как удобрения, моющие средства, фармацевтические препараты, безопасные спички, опреснители воды. Открыт в 1669 Х.Брандом, гамбургским алхимиком и лавочником в процессе поиска философского камня. При нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи он получил белое твердое вещество, светящееся в темноте и самопроизвольно воспламеняющееся на воздухе. В 1771 К.Шееле получил это вещество в большом количестве при нагревании костной золы (фосфат кальция), смешанной с углем и песком.

Распространенность в природе. Фосфор широко распространен в природе и составляет 0,12% земной коры. Он входит в состав белков растительного и животного происхождения. Человеческий скелет содержит примерно 1400 г фосфора, мышцы - 130 г, мозг и нервы - 12 г. Фосфор составляет существенную долю в химическом составе растений и поэтому является важным удобрением. Основным сырьем для производства удобрений служат апатит CaF2Ч3Ca3(PO4)2 и фосфориты, основой которых являются фосфат кальция Ca3(PO4)2. Элементный фосфор получают электротермическим восстановлением при 1400-1600° С из фосфоритов и апатитов в присутствии SiO2. Апатит добывают в России, Бразилии, Финляндии и Швеции. Крупным источником фосфора является фосфоритовая руда, в больших количествах добываемая в США, Марокко, Тунисе, Алжире, Египте, Израиле. Гуано, другой источник фосфора, добывают на Филиппинах, Сейшельских островах, в Кении и Намибии.

Свойства. Фосфор имеет три аллотропические модификации. Белый в чистом виде (или желтый - товарный продукт) фосфор октаэдрической структуры очень реакционноспособен, фосфоресцирует, на холоду хрупкий, но при температуре выше 15° С настолько мягок, что режется ножом. Он нерастворим в воде, и его хранят в воде, так как на воздухе он самовоспламеняется. Фосфор растворяется в сероуглероде, эфире и скипидаре. Белый фосфор сильно ядовит, даже в малых дозах смертелен. Красный пластинчатый фосфор (плотность 2,3 г/см3) менее реакционноспособен. Он не загорается до 240° С, не плавится при нагревании и не растворяется в воде и сероуглероде. Красный фосфор относительно нетоксичен, и поэтому его используют в производстве спичек. Ниже 1500° С фосфор имеет состав P4, а выше 1700° C - P2. Белая модификация может переходить в красную при нагревании в отсутствие воздуха. Белый фосфор, находящийся в горячей воде, энергично окисляется при пропускании кислорода. При этом образуются фосфорные кислоты. Еще одна модификация фосфора - черный фосфор - чешуйчатое кристаллическое вещество, напоминающее графит. Он получается нагреванием белого фосфора под давлением. Его плотность 2,25-2,69 г/см3. Черный фосфор - полупроводник.СВОЙСТВА ФОСФОРА

Атомный номер 15 Атомная масса 30,97376 Изотопы

стабильные 31

нестабильные 32, 33

Температура плавления, ° С 44,14 (бел.) Температура кипения, ° С 280 (бел.) Температура самовоспламенения, ° С 44 (бел.) Плотность, г/см3 1,83 (бел.), 2,3 (красн.), 2,25-2,69 (черн.) Содержание в земной коре, (масс.) 0,12 Степени окисления -3, +3, +5 (реже -2, 0, +1, +2) Свободный фосфор очень активен, особенно белый, который на воздухе самовозгорается. При горении образует густой белый дым, что используется для создания дымовых завес. Фосфор непосредственно реагирует со многими простыми веществами (с кислородом, галогенами, серой, со многими металлами) с выделением большого количества теплоты. Все эти свойства ярче выражены у белого фосфора, красный фосфор реагирует не столь энергично, черный - с трудом вступает в химические реакции.

Соединения фосфора.

Фосфин PH3 - бесцветный газ с запахом чеснока. Очень ядовит. Сгорает с образованием фосфорного ангидрида P2O5. С наиболее сильными кислотами (HClO4, HCl) образует соли фосфония PH4+ - очень непрочные соединения, которые при действии воды разлагаются на фосфин и HCl. Хлорид фосфора(III) PCl3 - жидкость, кипящая при 75° С. Под действием воды полностью разлагается на HCl и фосфорную кислоту H3PO3. Хлорид фосфора(V) PCl5 - твердое белое вещество. Получается при пропускании хлора в PCl3. Водой разлагается на HCl и фосфорную кислоту H3PO4. Аналогичные соединения образуются с бромом, иодом и фтором, но соединение PI5 неизвестно. Оксид фосфора(III) P2O3 (устар. фосфористый ангидрид) - белое кристаллическое вещество, плавящееся при 23,8° С. Образуется при медленном окислении или горении фосфора при ограниченном доступе кислорода. Молекулярная формула при низких температурах - P4O6. Медленно реагирует с холодной водой с образованием фосфористой кислоты H3PO3. И P2O3, и H3PO3 - сильные восстановители. Оксид фосфора(V) P2O5 (устар. фосфорный ангидрид) - белое снегообразное вещество, образуется при горении фосфора на воздухе. Молекулярная формула в парах P4O10. Возгорается при 35° С, плавится при 420° С. Очень гигроскопичен; на воздухе, поглощая влагу, расплывается, образуя метафосфорную кислоту. Применяется как осушитель газов и жидкостей, не взаимодействующих с ним, как агент конденсации и дегидрации в химических реакциях синтеза, катализатор полимеризации изобутилена, компонент фосфатных стекол. Фосфорная (ортофосфорная) кислота H3PO4 - бесцветное прозрачное кристаллическое вещество, плавится при 42,35° С, хорошо растворима в воде. Трехосновная кислота, образует средние (фосфаты) и кислые (гидрофосфаты) соли. Дигидрофосфаты растворимы в воде; гидрофосфаты и фосфаты растворимы лишь в случае солей щелочных металлов и аммония. Соли фосфорной кислоты входят в состав простых фосфорных удобрений - суперфосфата Ca(H2PO4)2, преципитата CaHPO4 - и сложных минеральных удобрений - аммофоса, нитрофоски и др.

Органические соединения фосфора содержат связь P-C. Имеют широкий спектр применения в качестве лекарственных препаратов, экстрагентов, пластификаторов, гидравлических жидкостей, теплоносителей, инсектицидов.

См. также

ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ;

МОЮЩИЕ СРЕДСТВА;

СПИЧКИ.

ЛИТЕРАТУРА

Астахов К.В. Фосфор. М., 1972 Корбридж Д. Фосфор. Основы химии, биохимии, технологии. М., 1982

Химическая энциклопедия

(от греч. phosphoros - светоносный; лат. Phosphorus) P, хим. элемент V гр. периодич. системы; ат. номер 15, ат. м. 30,97376. Имеет один устойчивый нуклид ³¹P. Эффективное сечение захвата тепловых нейтронов 18

Энциклопедический словарь

ФО́СФОР -а; м. [от греч. phōsphoros - светоносный] Химический элемент (P), играющий важную роль в жизнедеятельности животных и растений (содержится в некоторых минералах, в костях животных, в животных и растительных тканях). Красный ф. Чёрный ф. В рыбе много фосфора. Ф. нужен для укрепления костей. Белый ф. (легковоспламеняющееся и светящееся в темноте вещество). Море светится, сияет фосфором (светится ночью зеленоватым светом из-за обилия микроорганизмов).

◁ Фо́сфорный (см.).

* * *
фо́сфор

(лат. Phosphorus), химический элемент V группы периодической системы. Назван от греч. phōsphóros — светоносный. Образует несколько модификаций — белый фосфор (плотность 1,828 г/см³, t_пл 44,14°C), красный фосфор (плотность 2,31 г/см³, t_пл 593°C), и др. Белый фосфор легко самовоспламеняется, светится в темноте (отсюда название), ядовит; красный менее активен химически, ядовит. Добывают из апатитов и фосфоритов. Главный потребитель — сельское хозяйство (фосфорные удобрения); применяется в спичечном производстве, металлургии (раскислитель и компонент некоторых сплавов), в органическом синтезе и др. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот и их производных.

* * *
ФОСФОР

ФО́СФОР (лат. — Phosphopus), Р (читается «пэ»), химический элемент с атомным номером 15, атомная масса 30,973762. Расположен в группе VA в 3 периоде периодической системы. Имеет один стабильный нуклид ³¹Р. Конфигурация внешнего электронного слоя 3s²р³. В соединениях проявляет степени окисления от –3 до +5. Валентности от III до V. Самая устойчивая степень окисления в соединениях +5.

Радиус нейтрального атома P 0,134 нм, радиус ионов: Р^3- 0,186 нм, Р³⁺ 0,044 нм (координационное число 6) и Р⁵⁺— 0,017 нм (координационное число 4) и 0,038 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома P равны 10,486, 19,76, 30,16, 51,4 и 65 эВ. Сродство к электрону 0,6 эВ. Электроотрицательность по Полингу(см. ПОЛИНГ Лайнус) 2,10. Неметалл.

История открытия

Первым в свободном состоянии фосфор получил в 1669 гамбургский алхимик Х. Бранд (есть сведения, что аналогичное по свойствам вещество было получено еще в 12 веке арабским алхимиком Бехилем). В поисках философского камня(см. ЭЛИКСИР) он прокалил в закрытом сосуде сухой остаток от выпаривания мочи с речным песком и древесным углем. После прокаливания сосуд c реагентами начал светиться в темноте белым светом (это светился фосфор, восстановленный из его соединений, содержащихся в моче).

В 1680 светящийся в темноте фосфор (от греческого «фосфорос» — светоносный) получил англичанин Р. Бойль.(см. БОЙЛЬ Роберт) В последующие годы было установлено, что фосфор содержится не только в моче, но и в тканях головного мозга, в костях скелета. Наиболее простой метод получения фосфора прокаливанием костяной золы с углем был предложен в 1771 К. Шееле(см. ШЕЕЛЕ Карл Вильгельм). Элементарную природу фосфора установил в конце 18 века А. Л. Лавуазье.(см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран)

Нахождение в природе

Содержание в земной коре 0,105% по массе, что значительно превосходит содержание, например, азота(см. АЗОТ). В морской воде 0,07 мг/л. В свободном виде в природе фосфор не встречается, но он входит в состав 200 различных минералов. Наиболее известны фосфорит(см. ФОСФОРИТЫ) кальция Са₃(РО₄)₃, апатиты(см. АПАТИТЫ) (фторапатит 3Са₃ (РО₄ )₃·СаF₂, или, Ca₅ (PO₄)₃F), монацит(см. МОНАЦИТ),бирюза(см. БИРЮЗА). Фосфор входит в состав всех живых организмов.

Получение

Производство фосфора осуществляется электротермическим восстановлением его из фосфоритов и апатитов при 1400—1600°C коксом в присутствии кремнезема:

2Са₃(РО₄)₂ + 6SiO₂ + 10C = P₄ + 6CaSiO₃ + 10CO

4Са₅(РО₄)₃F +21SiO₂ +30C = 3P₄ + 20CaSiO₃ + 30CO + SiF₄

Выделяющиеся пары Р₄ далее обрабатывают перегретым водяным паром для получения термической фосфорной кислоты Н₃РО₄:

Р₄ + 14Н₂О = 4Н₃РО₄ + 8Н₂

При десублимации паров Р₄ образуется белый фосфор. Его перерабатывают в красный фосфор нагреванием без доступа воздуха при температуре 200—300°C в реакторах, снабженных шнековым измельчителем реакционной массы.

Особенности строения аллотропных модификаций и их физические свойства

Элементарный фосфор существует в нескольких аллотропных модификациях, главные из которых: белая (фосфор III), красная (фосфор II) и черная (фосфор I).

Белый фосфор — воскообразное, прозрачное вещество, с характерным запахом. Состоит из тетраэдрических молекул Р₄, которые могут свободно вращаться. Белый фосфор обладает кубической кристаллической решеткой молекулярного типа, параметр ячейки а = 1,851 нм. Плотность 1,828 кг/дм³. Температура плавления 44,14°C, температура кипения 287°C. Существует две формы белого фосфора: a-модификация, с кубической кристаллической решеткой, при –76,9°C переходит в b-модификацию, кристаллическая решетка которой не установлена и отсутствует свободное вращение молекул Р₄. Диэлектрик. Растворяется в этиловом спирте, бензоле, сероуглероде CS₂.

Нагревая белый фосфор без доступа воздуха при 250—300°C получают красный фосфор. Примеси натрия, иода и селена и УФ-лучи ускоряют переход одной модификации в другую.

Красный фосфор аморфен, имеет цвет от алого до темно-коричневого и фиолетового. Существует несколько кристаллических форм с различными свойствами. Кристаллический красный фосфор (фосфор Гитторфа) получают охлаждая насыщенный при температуре 600°C раствор красного фосфора в расплавленном свинце. Он обладает моноклинной решеткой, параметры элементарной ячейки а = 1,02 нм, в = 0,936 нм, с = 2,51 нм, угол b 118,8°. Плотность красного фосфора 2,0—2,4 кг/дм³. Диэлектрик. При нагревании красный фосфор испаряется в виде молекул Р₄, конденсация которых приводит к образованию белого фосфора.

При нагревании белого фосфора до 200—220°C под давлением 1,2 ГПа образуется кристаллический черный фосфор. Решетка построена из волокнистых слоев с пирамидальным расположением атомов. Наиболее устойчивая разновидность черного фосфора имеет орторомбическую решетку, параметры а = 0,3314 нм, в = 0,4376 нм, с = 1,0478 нм. Плотность черного фосфора 2,702 кг/дм³. Внешне похож на графит; полупроводник, диамагнитен. При нагревании до 560—580°C превращается в красный фосфор. Черный фосфор малоактивен, с трудом воспламеняется.

Химические свойства

Фосфор в соединениях главным образом ковалентен. Фосфор обладает свободными 3d-орбиталями, что приводит к образованию донорно-акцепторных связей. Наиболее активен белый фосфор. Он окисляется на воздухе. Окисление происходит по механизму цепных реакций и сопровождается хемолюминесценцией. При горении фосфора в избытке кислорода получается P₂O₅, который образует димеры Р₄О₁₀ и тетрамеры Р₈О₂₀. При недостатке кислорода получается P₂O₃. Самовоспламеняется на воздухе за счет выделяющейся при окислении теплоты. Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, не самовоспламеняется. Черный фосфор на воздухе не окисляется.

Оксид фосфора(V) — кислотный оксид. Он реагирует с водой с выделением большого количества теплоты. При этом сначала образуется полимерная метафосфорная кислота (НРО₃)_n. При обработке горячей водой она превращается в трехосновную ортофосфорную кислоту средней силы Н₃РО₄:

Р₄О₁₀ + 2Н₂О = (НРО₃)₄; (НРО₃)₄ + 4Н₂О = 4Н₃РО₄

или Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄

Фосфор взаимодействует с галогенами с выделением большого количества тепла. С F, Cl, Br образует тригалогениды и пентагалогениды, с I — только триодид РI₃. Все галогениды фосфора легко гидролизуются до ортофосфорной Н₃РО₄, фосфористой Н₃РО₃ и галогеноводородной кислот:

РСl₅ + 4Н₂О = Н₃РО₄ + 5НСl

PI₃ + 3H₂O = H₃PO₃ + 3HI

Тригалогениды фосфора представляют собой трехгранную пирамиду, в основании которой расположены атомы галогенов, а в вершине находится атом фосфора. Молекула пентагалогенида представляет собой две трехгранные пирамиды, имеющие общую грань. Получены оксигалогениды фосфора РОF₃, РОСl₃и РОBr₃.

С серой фосфор образует сульфиды Р₄S₃, Р₄S₅, Р₄S₇, Р₄S₁₀. Известны оксисульфиды фосфора: P₂O₃S₂, P₂O₂S₃, P₄O₄S₃, P₆O₁₀S₅, P₄O₄S₃. Реагирует фосфор с Se и Te, образует соединения с Si и C (PC₃).

С водородом непосредственно в реакцию не вступает. При взаимодействии с разбавленным раствором гидроксида калия КОН образуется газообразный фосфин РН₃:

4Р + 3КОН +3Н₂О = 3КН₂РО₂ + РН₃

Как примесь при этом образуется также дифосфин Р₂Н₄. Оба фосфина имеют характерный запах тухлой рыбы.

Фосфин РН₃ по химическим свойствам напоминает аммиак NH₃, но менее устойчив.

Фосфор при сплавлении реагирует с металлами. С щелочноземельными образует ионные фосфиды М₃Р₂,разлагающиеся при контакте с водой:

Mg₃P₂ + 6H₂O = 3Mg(OH)₂+ 2PH₃,

Са₃Р₂ + 6Н₂О = 3Са(ОН)₂ + 2РН₃

Со переходными металлами фосфор образует металлоподобные фосфиды Mn₃P, FeP, Ni₂P.

Фосфор входит в состав неорганических кислот. Это ортофосфорная кислота Н₃РО₄ (ее соли — ортофосфаты, моногидрофосфаты, Na₂HPO₄ и дигидрофосфаты, Са(Н₂РО₄)₂); метафосфорная кислота (НРО₃)_n (ее соли — метафосфаты), одноосновная фосфорноватистая кислота Н₃РО₂ (ее соли — гипофосфиты, NaН₂РО₂), двухосновная фосфористая кислота Н₃РО₃ (ее соли — фосфиты, Na₂HPO₃).

Фосфор входит в состав органических эфиров, спиртов и кислот: фосфиновых RRP(O)OH, фосфонистых RH₂PO₂ и фосфоновых RP(O)(OH)₂, где R и R — органические радикалы.

Применение

Белый фосфор используется при изготовлении фосфорной кислоты Н₃РО₄ (для получения пищевых фосфатов и синтетических моющих средств). Применяется при изготовлении зажигательных и дымовых снарядов, бомб.

Красный фосфор используют в изготовлении минеральных удобрений, спичечном производстве. Фосфор применяется в производстве сплавов цветных металлов как раскислитель, служит легирующей добавкой. Используется в производстве магнитомягких сплавов, при получении полупроводниковых фосфидов. Соединения фосфора служат исходными веществами для производства медикаментов.

Содержание в организме

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·СаF₂. 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. Суточная потребность человека в фосфоре 1—2 г. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Физиологическое действие

Соединения фосфора токсичны. Смертельная доза белого фосфора — 50—150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора. 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 0,03 мг/м³. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию.

Геологическая энциклопедия

P (лат. Phosphorus * a.phosphorus; н.Phosphor; ф.phosphore; и.fosforo), - хим. элемент V группы периодич. системы Mенделеева, ат.н. 15, ат. м. 30,97376. Природный Ф. представлен одним стабильным изотопом 31P. Известно 6 искусств. радиоактивных изотопов Ф. c массовыми числами 28-30 и 32-34.

Cпособ получения Ф., возможно, был известен арабским алхимикам ещё в 12 в., но общепринятой датой открытия Ф. считается 1669, когда X. Бранд (Германия) получил светящееся в темноте вещество, назв. "холодным огнём". Cуществование Ф. как хим. элемента доказал в нач. 70-x гг. 18 в. франц. химик A. Лавуазье.

Элементарный Ф. существует в виде неск. аллотропных модификаций - белый, красный, чёрный. Белый Ф.- воскообразное прозрачное вещество c характерным запахом, образуется при конденсации паров Ф. B присутствии примесей - следов красного Ф., мышьяка, железа и др. - окрашен в жёлтый цвет, поэтому товарный белый Ф. наз. жёлтым. Cуществуют 2 модификации белого Ф. α-P имеет кубич. решётку плотнейшей упаковки a=0,185 нм; плотность 1828 кг/м³; tпл 44,2°C, tкип 277°C; теплопроводность 0,56 Bт/(м·K); молярная теплоёмкость 23,82 Дж/(моль·K); температурный коэфф. линейного расширения 125·10^-6 K^-1; по электрич. свойствам белый Ф. близок к диэлектрикам. При темп-pe 77,8°C и давлении 0,1 МПa α-P переходит в β-P (решётка ромбическая, плотность 1880 кг/м³). Hагрев белого Ф. без доступа воздуха при 250-300°C в течение неск. часов приводит к образованию красной модификации. Oбычный товарный красный Ф. практически аморфен, однако при длит. нагревании может переходить в одну из кристаллич. форм (триклинную, кубическую) c плотностью от 2000 до 2400 кг/м³ и tпл 585-610°C. При возгонке (tвозг 431°C) красный Ф. превращается в газ, при охлаждении к-рого образуется в осн. белый Ф. При нагревании белого Ф. до 200-220°C под давлением 1,2-1,7 ГПa образуется чёрный Ф. Данный вид превращения можно осуществить и при нормальном давлении (при t 370°C), используя в качестве катализатора ртуть, a также небольшое кол-во чёрного Ф. для затравки. Чёрный Ф. - кристаллич. вещество c ромбич. решёткой (a=0,331, b=0,438 и c=1,05 нм), плотность 2690 кг/м³, tпл 1000 °C; по внеш. виду похож на графит; полупроводник, диамагнитен. При нагревании до темп-ры 560-580°C и давлении насыщенных паров переходит в красный Ф.

Aтомы Ф. объединяются в двухатомные (P₂) и четырёхатомные (P₄) полимерные молекулы. Hаиболее устойчивы при нормальных условиях молекулы, содержащие длинные цепи связанных между собой тетраэдров P₄. B соединениях Ф. имеет степень окисления +5, +3, -3. Подобно азоту в хим. соединениях образует гл. обр. ковалентную связь Ф. химически активный элемент. Hаибольшей активностью отличается его белая модификация, к-рая при темп-pe ок. 40°C самовоспламеняется, поэтому хранится под слоем воды. Kрасный Ф. воспламеняется при ударе или трении. Чёрный Ф. малоактивен и c трудом воспламеняется при поджигании. Oкисление Ф. обычно сопровождается хемилюминесценцией. При горении Ф. в избытке кислорода образуется P₂O₅, при недостатке - в осн. P₂O₃. Ф. образует к-ты: орто- (H₃PO₄), полифосфорные (H_n+2 PO_3n+1), фосфористую (H₃PO₃), фосфорноватую (H₄P₂O₆), фосфорноватистую (H₃PO₂), a также надкислоты: надфосфорную (H₄P₂O₈) и мононадфосфорную (H₃PO₅).

Ф. непосредственно реагирует co всеми галогенами c выделением больших кол-в тепла. Известны сульфиды и нитриды Ф. При темп-pe 2000°C Ф. взаимодействует c углеродом, образуя карбид (PC₃); при нагревании Ф. c металлами - фосфиды. Белый Ф. и его соединения высокотоксичны, ПДК 0,03 мг/м³.

Cp. содержание Ф. в земной коре (кларк) 9,3·* 10^-2%, в ультраосновных породах 1,7·* 10^-2%, основных - 1,4·* 10^-2%, кислых - 7·* 10^-2%, осадочных - 7,7·* 10^-2%. Ф. участвует в магматич. процессах и энергично мигрирует в биосфере. C обоими процессами связаны его крупные накопления, образующие пром. м-ния апатитов - Ca₅(PO₄)₃(F, Cl) и фосфоритов - аморфный Ca₅(PO₄)₃(OH, CO₃) c разл. примесями. Ф. исключительно важный биогенный элемент, к-рый накапливается многими организмами. Именно c биогенной миграцией связаны процессы концентрации Ф. в земной коре. Известно св. 180 минералов, содержащих Ф.

B пром. масштабах Ф. извлекают из природных фосфатов электротермич. восстановлением коксом при темп-pax 1400-1600°C в присутствии кремнезёма (кварцевого песка); газообразный Ф. после очистки от пыли направляется в конденсационные установки, где под слоем воды собирают жидкий техн. белый Ф. Oсн. масса производимого Ф. перерабатывается в фосфорную к-ту и получаемые на её основе фосфорные удобрения и техн. соли. Широко применяются соли фосфорных к-т - фосфаты, в неск. меньшей степени - фосфиты и гипофосфиты. Белый Ф. используется при изготовлении зажигат. и дымовых снарядов; красный - в спичечном произ-ве.Литература: Bезер B.-Дж., Фосфор и его соединения, пер. c англ., т. 1, M., 1962.C. Ф. Kарпенко.

Реальный словарь классических древностей

• Phosphŏrus,

Φωσφόρος, Φαεσφόρος, Έωσφόρος, Lucifer, Eous, светоноситель,

1. звезда Венера как денница. Ноm. Il. 23, 226. Verg. Georg. 1, 228. Ov. met. 2, 115. Как вечерняя звезда он называется Геспером. Vesper, Vesperugo, Noctifer, Nocturnus. Ноm. Il. 22, 318. Plin. 2, 8. Cic. de n. d. 2, 20. Φ. считается сыном Астрея и Эос (Hesiod. theog. 381) или Кефала и Эос, отцом Кенкса (Ov. met. 11, 271), Дедалиона (Ov. met. 11, 295) и Гесперид;

2. прозвище носящих факелы и приносящих свет богинь Артемиды, Diana Lucifera, Эос, Гекаты, Юноны, Люцины.

Большой энциклопедический политехнический словарь

(от греч. phosphoros - светоносный, от phos - свет и phero несу) - хим. элемент, символ Р (лат. Phosphorus), ат. н. 15, ат. м. 30,973 76. ф. - неметалл, встречается гл. обр. в виде трёх аллотропных модификаций. Белый Ф. - кристаллич. в-во белого или (из-за примесей) жёлтого цвета; плотн. 1830 кг/м³, t_nл 44,14 °С. Красный Ф. - аморфный порошок; плотн. ок. 2300 кг/м³, t_пл 593 °С. Чёрный Ф. по виду и строению похож награфит (см. Углерод); плотн. 2700 кг/м³. Химически наиболее активен белый Ф. (самовозгорается при нагревании, трении), наименее - чёрный Ф. Медленное окисление паров белого Ф. сопровождается свечением (отсюда назв.). Белый Ф. чрезвычайно ядовит, вызывает труднозаживающие ожоги. Осн. сырьё для получения Ф. апатиты и фосфориты. Получают Ф. восстановлением руд коксом в электрич. печах. Большая часть Ф. идёт на произ-во удобрений. В металлургии Ф. применяют как раскислитель и как компонент нек-рых сплавов. Большое кол-во красного Ф. потребляется спичечным произ-вом. Во время 1-й и 2-й мировых войн белым Ф. снаряжали зажигат. бомбы и арт. снаряды. Соединения Ф. играют важную роль в жизнедеятельности животных и растений; они входят в состав нек-рых белковых в-в (в т. ч. нервной и мозговой тканей), ферментов, витаминов.

Большая политехническая энциклопедия

ФОСФОР — неорганический люминофор (см.). Фосфоры, имеющие кристаллическую структуру, называются кристаллофосфорами. Люминесцируют под действием света, потока электронов, проникающей радиации, электрического тока и т. д.; применяются в люминесцентных лампах, экранах осциллографов и телевизоров, сцинтилляционных счётчиках и т. д.

Русско-английский политехнический словарь

phosphorus

* * *
фо́сфор м.

1. (химический элемент) phosphorus, P

2. (заимствованное название любого люминофора) phosphor

бе́лый фо́сфор — white phosphorus

жё́лтый фо́сфор — yellow phosphorus

кра́сный фо́сфор — red phosphorus

кристалли́ческий фо́сфор — crystalline phosphorus

металли́ческий фо́сфор — metallic phosphorus

пурпу́ровый фо́сфор — purple [red] phosphorus

фиоле́товый фо́сфор — violet phosphorus

чё́рный фо́сфор — black phosphorus

* * *

phosphorus

Dictionnaire technique russo-italien

I м.

fosforo m, P

- белый фосфор
- красный фосфор

- чёрный фосфорII м.

fosfóro m, sostanza f fosforescente, luminoforo m

Русско-украинский политехнический словарь

(элемент) Фо́сфор, -ру;(простое вещество) фо́сфор, -ру

- бромистый фосфор
- селенистый фосфор

- сернистый фосфор

- фтористый фосфор

- хлористый фосфор

Русско-украинский политехнический словарь

(элемент) Фо́сфор, -ру;(простое вещество) фо́сфор, -ру

- бромистый фосфор
- селенистый фосфор

- сернистый фосфор

- фтористый фосфор

- хлористый фосфор

Українсько-російський політехнічний словник

фо́сфор(элемент)

Естествознание. Энциклопедический словарь

(лат. Phosphorus), хим. элемент V гр. периодич. системы. Назв. от греч. phss-ph6ros - светоносный. Образует неск. модификаций белый Ф. (плотн. 1,828 г/см³, t_nл 44,14 °С), красный Ф. (плотн. 2,31 г/см³, t_nл 593 °С) и др. Белый Ф. легко самовоспламеняется, светится в темноте (отсюда назв.), ядовит; красный менее активен химически, ядовит. Добывают из апатитов и фосфоритов. Гл. потребитель - с. х-во (фосфорные удобрения); применяется в спичечном произ-ве, металлургии (раскислитель и компонент нек-рых сплавов), в органич. синтезе и др. Присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной к-т и их производных.

Юридическая энциклопедия

Фосфор представляет собой твердое вещество, мягкое и пластичное по консистенции, получаемое путем обработки природных фосфатов, смешанных с песком и углеродом, в электрической печи.

Существуют две основные разновидности фосфора:

а) "белый" фосфор, прозрачный и желтоватый, токсичный, легковоспламеняющийся, опасный в обращении. Он поставляется в виде формованных стержней в заполненных водой контейнерах из черного стекла, керамики или чаще всего из металла; эти контейнеры не следует оставлять на морозе;

б) красный фосфор, известный как "аморфный", но который практически может кристаллизоваться, представляет собой непрозрачное твердое вещество, нетоксичное, нефосфоресцирующее, более плотное и менее активное, чем "белый" фосфор. Красный фосфор используется в производстве спичек, в пиротехнике и как катализатор (например, при хлорировании ациклических кислот).

Некоторые лекарственные средства содержат фосфор (например, фосфорированный рыбий жир). Он используется также для уничтожения крыс или для получения фосфорных кислот, фосфинатов (гипофосфитов), фосфида кальция и т.п

Источник: "Пояснения к Товарной номенклатуре внешнеэкономической деятельности Российской Федерации (ТН ВЭД России)" (подготовлены ГТК РФ) (том 1, разделы I - VI, группы 1 - 29)