В Парижской библиотеке хранится манускрипт по алхимии, в котором описано открытие фосфора . Если верить документу, выделить элемент в чистом виде впервые удалось Алхид Бахилу.
Он жил в 12-ом веке. Фосфор мужчина получил, перегоняя мочу с известью и . Алхимик назвал светящееся вещество эскарбуклем. Современное имя элементу дал Хеннинг Бранд.
Он соединил греческие слова «свет» и «несу». Немец выделил белый фосфор в 1669-ом году, задокументировав свою заслугу, выступив перед ученым сообществом.
Хеннинг Бранд, как и Алхид Бахил, воспользовался выпаренной мочой, но нагревал ее с белым песком. В 17-ом веке, да и в 12-ом, свечение полученного вещества казалось чудом. У современников на физические свойства фосфора иной взгляд.
Физические и химические свойства фосфора
Элемент фосфор светится из-за процессов окисления. Взаимодействие с кислородом проходит быстро, возможно самовоспламенение.
Скорое и обильное высвобождение химической энергии приводит к ее переходу в энергию света. Процесс проходит даже при комнатной температуре.
Вот и секрет сияния фосфора. Кислород проще всего реагирует с белой модификацией элемента. Ее можно перепутать с воском, свечным парафином. Плавится вещество уже при 44-х градусах Цельсия.
Свойства фосфора белого цвета отличаются от свойств других модификаций элемента. Они, к примеру, не токсичны.
Бесцветный же фосфор ядовит, нерастворим в воде. Ей, как правило, и блокируют окисление порошка. Не вступая в реакцию с водой, белый фосфор легко растворяется органике, к примеру, сероуглероде.
В первой модификации вещество фосфор наименее плотное. На кубический метр приходится лишь 1 800 граммов. При этом, смертельной дозой для человека является всего 0,1 грамм.
Еще ядовитее желтый фосфор . По-сути, это разновидность белого, но не очищенная. Плотность вещества та же, воспламеняемость тоже.
Температура плавления чуть ниже – 34 градуса. Закипает элемент при 280-ти по шкале Цельсия. За счет загрязнений, при горении выделяется густой дым. С водой желтый фосфор, как и белый, в реакцию не вступает.
Существует еще красный фосфор . Его впервые получили в 1847-ом году. Австрийский химик Шреттер нагрел белую модификацию элемента до 500-от градусов в атмосфере угарного газа.
Реакция проводилась в герметичной колбе. Полученный вид фосфора оказался термодинамически стабильным. Вещество растворяется разве что в некоторых расплавленных металлах.
Воспламениться атом фосфора может лишь при прогреве атмосферы до 250 градусов Цельсия. Альтернатива – активное трение, или сильный удар.
Цвет красного фосфора бывает не только алым, но и фиолетовым. Свечение отсутствует. Почти отсутствует и ядовитость. Токсичное действие красной модификации элемента минимально. Поэтому, именно алый фосфор широко используют в промышленности.
Предпоследняя модификация элемента – черная. Получена в 1914-ом году, является самой стабильной. У вещества металлический блеск. Поверхность черного фосфора лоснится, похожа на .
Модификация не поддается ни одному растворителю, воспламеняется лишь в атмосфере, прогретой до 400-от градусов. Масса фосфора черного наиболее велика, как и плотность. Вещество «рождается» из белого при давлении в 13 000 атмосфер.
Если довести давление до сверхвысокого, появляется последняя, металлическая модификация элемента. Ее плотность достигает почти 4-х граммов на кубический сантиметр. Формула фосфора не меняется, но преобразуется кристаллическая решетка. Она становится кубической. Вещество начинает проводить электрический ток.
Применение фосфора
Оксид фосфора служит дымообразующим средством. Воспламеняясь, желтая модификация элемента дает густую завесу, что пригождается в оборонной промышленности.
В частности, фосфор добавляют в трассирующие пуля. Оставляя за собой дымный след, они позволяют корректировать направление, точность посылов. «Дорожка» сохраняется на протяжении километра.
В военной промышленности фосфор нашел место, так же, как воспламенитель. В этой роли элемент выступает и в мирных целя. Так, красную модификации используют при изготовлении спичек. Смазкой в них служит пара фосфор-сера , то есть, сульфид 15-го элемента .
Хлорид фосфора нужен при производстве пластификаторов. Так называют добавки, увеличивающие пластичность пластмасс и прочих полимеров. Хлорид закупают и аграрии. Они примешивают вещество к инсектицидам.
Их применяют для уничтожения вредителей на полях, в частности, насекомых. Опрыскивают посадки и пестицидами. В них присутствует уже дуэт кальций-фосфор или же фосфиды .
Если насекомых с помощью фосфорных смесей убивают, то растения – взращивают. Так, пары азот-фосфор и калий-фосфор – завсегдатаи удобрений. 15-ый элемент питает насаждения, ускоряет их развитие, повышает урожайность. Фосфор необходим и человеку.
В костях, нуклеиновых цепочках, белках, его скрыто примерно 800 граммов. Не зря же элемент был впервые добыт путем перегонки мочи. Запасы организма требуют ежедневного пополнения в размере 1,2-1,5 граммов. Они поступают с морепродуктами, бобовыми, сырами и хлебом.
Кислоты фосфора добавляют в продукты и искусственным путем. Зачем? Разбавленная фосфорная кислота служит усилителем вкуса для сиропов, мармеладов и газированных напитков. Если в составе продукта указана Е338, речь идет о соединении с участием 15-го элемента таблицы Менделеева.
Применение фосфора природа не связала с его свечением. Человек же сделал упор именно на это свойство. Так, львиная доля запасов элемента идет на производство красок. Составы для машин еще и защищают их от коррозии. Изобретены краски для и глянцевых поверхностей. Есть варианты для дерева, бетона, пластика.
Без 15-го элемента не обходятся многие синтетические моющие средства. В них содержится магний. Фосфор связывает его ионы.
Иначе, эффективность составов снижается. Без 15-го элемента снижается и качество некоторых сталей. Их основа – железо. Фосфор – лишь .
Добавка увеличивает прочность сплава. В низколегированных сталях фосфор нужен для облегчения их обработки и увеличении сопротивляемости коррозии.
Добыча фосфора
В таблице Менделеева фосфор 15-ый, но по распространенности на Земле – 11-ый. Вещество не редко и за пределами планеты. Так, в метеоритах содержится от 0,02 до 0,94% фосфора. Он найден и в образцах грунта, взятых с Луны.
Земные представители элемента – 200 минерал, созданные природой на его основе. В чистом виде фосфор не встречается. Даже в литосфере он представлен ортофосватом, то есть, окислен до высшей степени.
Чтобы выделить чистый элемент промышленники работают с фосфатом кальция. Его получают из фосфоритов и втораппатитов. Это 2 минерала, наиболее богатые 15-ым элементом. После реакции восстановления, остается 100-процентный фосфор.
В качестве восстановителя выступает кокс, то есть углерод. Кальций, при этом, связывают песком. Все это специалисты проделывают в электропечах. То есть, процесс выделения фосфора относится к электротермическим.
Таково получение белого или желтого фосфора. Все зависит от степени очистки. Что нужно сделать, чтобы перевести продукт в красную, черную, металлическую модификации, описано в главе «Химические и физические свойства элемента».
Цена фосфора
Есть фирмы и магазины, специализирующиеся на поставках химического сырья. Фосфор, как правило, предлагают в упаковках по 500 граммов и килограмму. За красную модификацию весом в 1 000 граммов просят около 2 000 рублей.
Белый фосфор предлагают реже и по цене примерно на 30-40% дешевле. Черная и металлическая модификации дорогостоящие и реализуются, как правило на заказ через крупные предприятия-производители.
Фосфор (от греч. phosphoros - светоносный; лат. Phosphorus) - элемент периодической системы химических элементов таблицы Менделеева , один из самых распространённых элементов земной коры, его содержание составляет 0,08-0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca 5 (PO 4) 3 (F,Cl,OH) фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.
История
Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятных запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.
Несколько позже фосфор был получен другим немецким химиком - Иоганном Кункелем.
Независимо от Бранда и Кункеля фосфор был получен Р. Бойлем, описавшим его в статье «Способ приготовления фосфора из человеческой мочи», датированной 14 октября 1680 года и опубликованной в 1693 году.
Усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.
Существуют данные, что фосфор умели получать еще арабские алхимики в XII в.
То, что фосфор - простое вещество, доказал Лавуазье.
Происхождение названия
В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φῶς» - свет и «φέρω» - несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.
Получение
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P4 + 10CO + 6CaSiO 3 .
Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:
4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO.
Физические свойства
Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества - белый, красный, черный и металлический фосфор
. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений - также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.
Химические свойства
Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.
В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р 4 . При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р 4 = 2Р 2 . При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.
Введение
Фосфор (лат. Phosphorus) P - химический элемент V группы периодической системы Менделеева атомный номер 15, атомная масса 30,973762(4). Рассмотрим строение атома фосфора. На наружном энергетическом уровне атома фосфора находятся пять электронов. Графически это выглядит так:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0
В 1699 г. гамбургский алхимик X. Бранд в поисках «философского камня», якобы способного превратить неблагородные металлы в золото, при выпаривании мочи с углём и песком выделил белое воскообразное вещество, способное светиться.
Название «фосфор» происходит от греч. «phos» - свет и «phoros» - несущий. В России термин «фосфор» введён в 1746 г. М.В. Ломоносовым.
К основным соединениям фосфора относят оксиды, кислоты и их соли (фосфаты, дигидрофосфаты, гидрофосфаты, фосфиды, фосфиты).
Очень много веществ, содержащих фосфор, содержатся в удобрениях. Такие удобрения называют фосфорными.
Фосфор как элемент и как простое вещество
Фосфор в природе
Фосфор относится к числу распространенных элементов. Общее содержание в земной коре составляет около 0,08%. Вследствие лёгкой окисляемости фосфор в природе встречается только в виде соединений. Главными минералами фосфора являются фосфориты и апатиты, из последних наиболее распространён фторапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 * CaF 2 . Фосфориты широко распространены на Урале, в Поволжье, Сибири, Казахстане, Эстонии, Беларуси. Самые большие залежи апатитов находятся на Кольском полуострове.
Фосфор - необходимый элемент живых организмов. Он присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани и нервах. Из фосфора построены молекулы АТФ - аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ - собиратель и носитель энергии). В организме взрослого человека содержится в среднем около 4,5 кг фосфора, в основном в соединении с кальцием.
Фосфор содержится также в растениях.
Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа 31 Р. В наши дни известно шесть радиоактивных изотопов фосфора.
Физические свойства
Фосфор имеет несколько аллотропных модификаций - белый, красный, чёрный, коричневый, фиолетовый фосфор и др. Первые три из названных наиболее изучены.
Белый фосфор - бесцветное, с желтоватым оттенком кристаллическое вещество, светящееся в темноте. Его плотность 1,83 г/см 3 . Не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. Имеет характерный чесночный запах. Температура плавления 44°С, температура самовоспламенения 40°С. Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его хранят под водой в темноте (на свету идёт превращение в красный фосфор). На холоде белый фосфор хрупок, при температурах выше 15°С становится мягким и режется ножом.
Молекулы белого фосфора имеют кристаллическую решётку, в узлах которой находятся молекулы Р 4 , имеющие форму тетраэдра.
Каждый атом фосфора связан тремя?-связями с другими тремя атомами.
Белый фосфор ядовит и даёт труднозаживающие ожоги.
Красный фосфор - порошкообразное вещество тёмно-красного цвета без запаха, в воде и сероуглероде не растворяется, не светится. Температура воспламенения 260°С, плотность 2,3 г/см 3 . Красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных модификаций, отличающихся цветом (от алого до фиолетового). Свойства красного фосфора зависят от условий его получения. Не ядовит.
Чёрный фосфор по внешнему виду похож на графит, жирный на ощупь, обладает полупроводниковыми свойствами. Плотность 2,7 г/см 3 .
Красный и чёрный фосфоры имеют атомную кристаллическую решётку.
Химические свойства
Фосфор - неметалл. В соединениях он обычно проявляет степень окисления +5, реже - +3 и -3 (только в фосфидах).
Реакции с белым фосфором идут легче, чем с красным.
I. Взаимодействие с простыми веществами.
1. Взаимодействие с галогенами:
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (хлорид фосфора (III)),
PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (хлорид фосфора (V)).
2. Взаимодействие с нематаллами:
2P + 3S = P 2 S 3 (сульфид фосфора (III).
3. Взаимодействие с металлами:
2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (фосфид кальция).
4. Взаимодействие с кислородом:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид).
II. Взаимодействие со сложными веществами.
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO^.
Получение
Фосфор получают из измельченных фосфоритов и апатитов, последние смешиваются с углем и песком и прокаливаются в печах при 1500°С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 6CaSiO 3 + P 4 ^ + 10CO^.
Фосфор выделяется в виде паров, которые конденсируются в приёмнике под водой, при этом образуется белый фосфор.
При нагревании до 250-300°С без доступа воздуха белый фосфор превращается в красный.
Чёрный фосфор получается при длительном нагревании белого фосфора при очень большом давлении (200°С и 1200 МПа).
Применение
Красный фосфор применяется при изготовлении спичек (см. рисунок). Он входит в состав смеси, наносимой на боковую поверхность спичечного коробка. Основным компонентом состава головки спички является бертолетова соль KClO 3 . От трения головки спички о намазку коробка частицы фосфора на воздухе воспламеняются. В результате реакции окисления фосфора выделяется тепло, приводящее к разложению бертолетовой соли.
Образующийся кислород способствует воспламенению головки спички.
Фосфор используют в металлургии. Он применяется для получения проводников и входит в состав некоторых металлических материалов, например оловянных бронз.
Также фосфор используют при производстве фосфорной кислоты и ядохимикатов (дихлофос, хлорофос и др.).
Белый фосфор используют для создания дымовых завес, так как при его горении образуется белый дым.
Cтраница 1
| Пространственное изображение части кристаллической решетки мышьяка. Каждый атом в складчатом слое связан одинарными связями с тремя другими атомами. |
Белый фосфор вызывает болезненные и трудно заживающие ожоги. Превратить красный фосфор в белый можно только путем сублимации. Красный фосфор не растворяется сколько-нибудь значительно ни в одном из растворителей.
Белый фосфор на воздухе в темноте светится, обладает способностью самовоспламеняться, очень ядовит. Но если нагреть его без доступа воздуха почти до кипения, то образуется вещество красно-фиолетового цвета, которое не ядовито, на воздухе не воспламеняется, в темноте не светится. Оба вещества - белый фосфор и красный фосфор - состоят из одних и тех же атомов, из одного и того же химического элемента - фосфора. Доказательством является то, что при горении в кислороде образуется одно и то же вещество - фосфорный ангидрид.
Белый фосфор отделяется экстракцией бензолом, фосфористая кислота окисляется до фосфорной избытком бихромата, затем фтор отгоняется с паром в течение 3 - 3 5 ч и определяется фотометрически по ослаблению окраски комплекса алюминия с арсеназо.
Белый фосфор плавится при 44 1 С, кипит при 275 С; при 15 С становится мягким, как воск. В воде практически нерастворим, растворяется в органических растворителях.
Белый фосфор очень химически активен: самовоспламеняется в тонком слое при обыкновенной температуре, в кусках загорается выше 50 С, поэтому его сохраняют под водой.
Белый фосфор и сера при нагревании реагируют и образуют соединение - PiSs, которое находит применение в производстве спичек. Молекула этого соединения, как показывают рентгеновские исследования, имеет ось симметрии третьего порядка, а низкое значение теплоты образования (близ-кое к нулю) показывает, что атомы в этом случае имеют свои нормальные ковалентности.
Белый фосфор применяют весьма ограниченно: им наполняют зажигательные снаряды, артиллерийские снаряды и ручные гранаты, образующие при взрыве дымовые завесы. Из него делают светящиеся в темноте составы.
Белый фосфор по маскирующей способности превосходит все известные дымообразователи. Дым не ядовитый и не портит обмундирования и снаряжения. Красный фосфор обладает меньшей маскирующей способностью.
Белый фосфор - твердое вещество, мягкое как воск, обладает чесночным запахом, в воде нерастворим, но хорошо растворяется в сероуглероде (CS2), исключительно ядовит.
Белый фосфор как легко воспламеняющееся вещество может применяться в военном деле для изготовления зажигательных бомб, артиллерийских, минометных снарядов и дымовых шашек.
Сера кристаллическая Сернистый ангидрид (в кристаллах)
Сера
Сера S - твёрдое, хрупкое, жёлтое кристаллическое вещество с температурой плавления 119,3°С. Но не путайте эту серу с серой на спичках. На головках спичек в основном находятся сложные вещества, одним из которых - хлорат калия (KClO3), которое способно самовоспламеняться при трении или температуре. Сера - простое вещество и здесь присутствует в качестве одного из компонентов, составляющих спичечную головку.
Модификации серы :
Существует две модификации серы: хрупкая сера и пластическая сера . При 113 °С кристаллическая сера плавится, превращаясь в жёлтую водянистую жидкость. Расплавленная сера при температуре 187°С становится очень вязкой и быстро темнеет. При этом меняется её структурное состояние. А если нагреть серу до 445 °С, она закипает. Выливая кипящую серу тонкой струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу - резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. В этом состоянии сера способна деформироваться, растягиваться, при этом не разрушаясь. Но стоит ей полежать несколько дней на воздухе, как она превращается опять в хрупкий материал.
Сера диэлектрик. Она может служить теплоизолятором.
Сера легко окисляет почти все металлы, кроме золота Au, платины Pt и рутения Ru. Сера окисляет даже при комнатной температуре щелочные (натрий Na, калий K, литий Li, кальций Ca) и щелочноземельные металлы (алюминий Al, магний Mg). На воздухе кристаллическая сера горит синим пламенем с образованием диоксида серы SO 2 (газ с неприятным удушливым запахом). При сжегании серы в водороде образуется ядовитый газ - сероводород
Многие продукты, портясь, выделяют специфический запах сероводорода. Сера используется в промышленности для получения серной кислоты. Окисляя диоксид серы SO 2 в среде обогащённой кислородом, получают триоксид серы SO 3 – вязкая прозрачная жидкость.
Серный ангидрид или триоксид серы SO 3 при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (t кип=45 °С), которая со временем переходит в асбестовидную модификацию, состоящую из блестящих шелковистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаянном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцветную жидкость - олеум (от лат. oleum - «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как раствор SO 3 в H 2 SO 4 .
Сернистый газ проявляет сильное отбеливающее действие: если, например, красную розу опустить в ёмкость с сернистым газом SO 2 , то она потеряет свой цвет.
Фосфор
Это вещество может существовать в двух видах: красный фосфор и белый фосфор (белый фосфор ещё называют жёлтым фосфором ).
Белый фосфор (или жёлтый фосфор)- ядовитое, очень реакционноспособное мягкое воскообразное вещество бледно-жёлтого цвета, растворимое в сероуглероде и бензоле. На воздухе белый фосфор воспламеняется при 34 °С и горит ярким белым пламенем с образование оксида фосфора. Белый фосфор плавится при температуре 44,1°С., светится в темноте. При попадании на кожу может вызвать сильный ожёг.
Очень ядовит: смертельная доза около 0,1 г (примерно такая же и у цианистого калия - 0,12 г). Из-за опасности самовоспламенения на воздухе белый фосфор хранят под слоем воды. и чёрный фосфор менее ядовиты, так как нелетучи и практически нерастворимы в воде. Белый фосфор уже при комнатной температуре, а остальные модификации фосфора - при нагревании вступают в реакцию со многими простыми веществами: галогенами (фтор , хлор , бром , йод , астат) кислородом, серой, некоторыми металлами. Если нагреть белый фосфор до 300 0 C без доступа воздуха, то он постепенно переходит в красный фосфор. Красный фосфор – твёрдое вещество, не ядовитое, в темноте не светится и не самовоспламеняется.
Название красный фосфор относится сразу к нескольким модификациям, различающимся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до тёмно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны (воспламеняются красный фосфор на воздухе при t>200 °С)
Вода не растворяет фосфор. Его обычно растворяют в этиловом спирте.
Под давлением в сотни атмосфер получается чёрный фосфор, по свойствам похожий на металл (он проводит электричество и блестит). Чёрный фосфор имеет сходную с металлами кристаллическую решетку.
Почему фосфор светится
Если говорят, что фосфор светится, значит имеют в виду только белый фосфор ! В его молекуле (вершины пирамиды с основанием - треугольник), у каждой вершины есть по паре электронов, которые расположены снаружи от поверхности воображаемой пирамиды. Атомы фосфора "открыты" и легко доступны любым атомам других элементов - окислителей (например кислорода из воздуха). Доступные электронные пары фосфора служат "приманкой" для любых других атомов, которые готовы присоединить чужой электрон (обладающие высокой электроотрицательностью). Белый фосфор светится не просто так, - он окисляется - сначала атомы кислорода располагаются между атомами фосфора. Это происходит до тех пор, пока все свободные электронные пары не присоединятся к кислороду. После этого белый фосфор перестаёт светиться и превращается в оксид фосфора P 2 O 5 .
Оксид фосфора - относительно устойчивое вещество, но при этом активно реагирует с водой, образуя метафосфорную кислоту HPO 3 и ортофосфорную кислоту H 3 PO 4
Кислоты фосфора
При растворении в воде оксида фосфора P 2 O 5 образуется ортофосфорная кислота H 3 PO 4 . Эта кислота – одна из слабых кислот, поэтому с большинством металлов не реагирует, а только удаляет на их поверхности оксидную плёнку. Её часто используют при ремонте электрооборудования, пайки электронных плат и т.д. Она является хорошим средством для удаления ржавчины.
Фосфор образует две кислоты: одну – ортофосфорную кислоту, вторую – метафосфорную (НPO 3). Но вторая кислота – соединение не стойкое и быстро окисляется, образуя ортофосфорную кислоту.