-Występowanie i właściwości - Ważniejsze związki fosforu

Występowanie fosforu i odmiany alotropowe Występowanie: w przyrodzie występuje w postaci związanej – soli kwasu ortofosforowego w minerałach – fosforyty Ca3(PO4)2, apatyty 3Ca3(PO4)2.CaCO3.H2O i Ca3(PO4)2.Ca(OH)2, w zawiązkach organicznych – kwasy nukleinowe, ATP, ADP, NADP, fosfolipidy Odmiany alotropowe: w stanie czystym występuje w odmianach alotropowych: fosfor biały, czerwony, szary i czarny, które różnią się właściwościami fizycznymi i chemicznymi.

Odmiany alotropowe fosforu Biały Czerwony Fioletowy Czarny Miękki, silnie trujący, o zapachu czosnku, Tt=44oC, bardzo aktywny zapala się po potarciu lub w powietrzu w temp. 30-40oC, występuje w cząsteczkach P4 Nietoksyczny, mniej reaktywny chemicznie , w powietrzu zapala się w temp. 400oC, powstaje po ogrzaniu fosforu białego do temp. ok. 180oC bez dostępu tlenu , słabo przewodzi prąd Powstaje z fosforu czerwonego po ogrzaniu do temp. ok. 530oC Najbardziej trwała odmiana, ciemnoszary z metalicznym połyskiem, powstaje po ogrzaniu fosforu białego do temp. ok. 220oC i pod ciśnieniem 1200MPa, przewodzi prąd elektryczny

Fosfor Otrzymywanie: redukcja węglem mieszaniny piasku i minerałów fosforu w temp. 1900oC 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C  6CaSiO3 + 10CO + P4 Właściwości chemiczne: Spalanie (bez względu na odmianę alotropową) P4 + 3O2  2P2O3 (przy niedoborze tlenu) P4 + 5O2  P4O10 (przy nadmiarze tlenu) Reakcja fosforu białego z chlorem (również pozostałe fluorowce) P4 + 6Cl2  4PCl3 P4 + 10Cl2  4PCl5 Fosfor biały reaguje z wodorem, siarką oraz z metalami

Fosfor Właściwości cd: Utleniania fosforu HNO3 P4 + 20HNO3  4H3PO4 + 20NO2 + 4H2O Reakcja fosforu białego w podwyższonej temp z wodorotlenkami litowców i berylowców: P4 + 3KOH +3H2O  PH3 + 3KH2PO2 Redukcja metali (Cu, Ag, Au, Pb) P4 +10CuSO4 + 16H2O  10Cu + 4H3PO4 +10H2SO4 Fosfor biały oraz czerwony po ogrzaniu rozkłada wodę, produktem jest H3PO4

Związki fosforu – fosforowodór Fosforowodór (fosfina, fosforiak) PH3: Otrzymywanie – hydroliza AlP, reakcja fosforu białego z zasadami na gorąca, reakcja fosforu lub jego związków z wodorem in statu nascendi AlP + 3H2O  PH3 + Al(OH)3 3NaOH + P4 + 3H2O  3NaH2PO2 + PH3 H3PO4 + 8H  PH3 + 4H2O Fosfina jest bezbarwnym, toksycznym gazem o nieprzyjemnej woni, o bardzo słabych właściwościach zasadowych (jednak roztwory wodne nie wykazują odczynu zasadowego), w stanie suchym reaguje z fluorowodorami PH3 + HCl  PH4Cl Dwufosfina P2H4: H2P – PH2 (jest analogiem hydrazyny H2N – NH2), jest produktem ubocznym otrzymywania fosfiny, ciecz o silnych właściwościach redukujących, zapala się w zetknięciu się z powietrzem

Związki fosforu – tlenki fosforu Tlenek fosforu(III) P4O6 i tlenek fosforu(V) P4O10 Tlenki mają charakter kwasowy, reagują z wodą, w zależności od stosunków stechiometrycznych powstają następujące kwasy: P4O6 + 6H2O  4H3PO3 - kw. fosforowy(III) – kwas dwuprotonowy, jeden atom wodoru jest związany bezpośrednio z atomem centralnym (P) P4O10 + 2H2O  4HPO3 - kw. metafosforowy(V) P4O10 + 4H2O  2H4P2O7 - kw. pirofosforowy(V) P4O10 + 6H2O  4H3PO4 - kw. ortofosforowy(V)

Związki fosforu – kwasy fosforowe Kwas fosforowy(III) H2HPO3: ciało stałe, bezbarwne higroskopijne, dobrze rozpuszcza się w wodzie, o średniej mocy, kwas dwuprotonowy H – O \ H P / O Dysocjacja elektrolityczna kwasu H2HPO3 ↔ HHPO3- + H+ HHPO3- ↔ HPO32- + H+

Związki fosforu – kwasy fosforowe Kwas ortofosforowy(V) H3PO4: substancja stała, bezbarwna, dobrze rozpuszczalna w wodzie, max stężenie – 70%, po podgrzaniu przechodzi w kwasy polifosforowe [difosforowy(V) – pirofosforowy(V)], kwas średniej mocy, dysocjuje trójstopniowo: 2H3PO4  H4P2O7 + H2O H3PO4 + H2O ↔ H2PO4- + H3O+ H2PO4- + H2O ↔ HPO42- + H3O+ HPO42- + H2O ↔ PO43- + H3O+

Związki fosforu – kwasy fosforowe Kwas fosforowy(I) HH2PO2:kwas jednoprotonowy H | O P – O – H Zastosowanie: fosfor biały – otrzymywanie tlenków fosforu, fosfor czerwony – produkcja zapałek, bomb zapalających, świece dymne, dodatek do stali zwiększający jej twardość