41.Фосфор . Общая характеристика элемента. Оксиды фосфора (3,5),соответствующие кислоты. Соли фосфорной кислоты и их растворимость, гидролизуемость.

Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса A_r(P) = 31. 1S²2S²2P⁶3S²3P³, фосфор: p– элемент, неметалл. В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений:белый, красный и чёрный фосфор. 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·CaF₂. 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 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей. ТОКСИКОЛОГИЯ ФОСФОРА

·Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии. ·Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора — 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги. ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С: 2 Ca₃(PO₄)₂ + 10C + 6SiO₂ → P₄ + 10CO + 6CaSiO₃. Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту: 4HPO₃ + 12C → 4P + 2H₂ + 12CO. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА Окислитель 1. С металлами — окислитель, образуетфосфиды:2P + 3Ca → Ca₃P₂  2P + 3Mg → Mg₃P₂. Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина Mg₃P₂ + 3H₂SO₄(р-р)= 2PH₃ + 3MgSO₄ PH₃ + 2O₂ = H₃PO₄. PH₃ + HI = PH₄I Восстановитель Фосфор легко окисляется кислородом: 4P + 5O₂ → 2P₂O₅ (с избытком кислорода), 4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (при медленном окислении или при недостатке кислорода). неметаллами — восстановитель: 2P + 3S → P₂S₃, 2P + 3Cl₂ → 2PCl₃. ! Не взаимодействует с водородом. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO₃ + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO; 2P + 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO₃ → 5KCl + 3P₂O₅

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, — это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.). Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение. Так же красный фосфор используется при производстве взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив. Фосфор (в виде фосфатов) — один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений — суперфосфата, преципитата, и др.

Фосфор образует ряд оксидов, из которых наиболее изучены и важны в практическом отношении оксид фосфора (III) Р2О3 и оксид фосфора (V) Р2О5. Оксиды фосфора (III) и (V) имеют одну общую особенность. При определении их истинной формулы оказалось, что они даже в парах остаются димерами. Их формулы следует писать так: Р4О6 и Р4О10. Причину появления такого несколько необычного структурного образования некоторые исследователи видят в стремлении фосфора сохранить структуру молекулы Р4 и сформировать в дальнейшем тетраэдр, в центре которого находился бы атом фосфора, а по углам атомы кислорода. Такой тип структуры отличается большей прочностью и сохраняется в дальнейшем в устойчивых кислотах фосфора и фосфатах. Оксид фосфора (III) Р2O3 (Р4О6) — воскообразная кристаллическая масса, плавящаяся при 23,8°С, хорошо растворим в органических растворителях. Очень ядовит. Получают при горении фосфора в условиях ограниченного доступа кислорода: 4Р+3O2=2Р2О3 По химическим свойствам Р2О3 является кислотным оксидом: при взаимодействии с водой при комнатной температуре образует фосфористую кислоту: Р2O3+3Н2O=2Н3РO3 Но достаточно небольшого нагревания, чтобы вместо гидратации шел окислительно-восстановительный процесс: В реакции с щелочами образует соли: 4NaOH+Р2О3=2Na2HPO3+Н2О Оксид фосфора (III) обладает восстановительными свойствами: окисляется кислородом до Р2О5: Р2O3+O2=Р2O5 Оксид фосфора (V) Р2О5 (Р4О10) — белый рассыпчатый гигроскопичный порошок, рыхлый до пушистости. Получают при горении фосфора в избытке воздуха или кислорода: 4Р+5O2=2Р2O5 Очень энергично взаимодействует с водой, образуя фосфорную кислоту: Р2О5+3Н2О=2Н3РO4 Эта особенность Р2О5 позволяет широко использовать его Б качестве эффективного водоотнимающего средства. Способен превратить азотную и серную кислоту в оксид: 2HNO3+Р2О5=2НРО3+N2O5 H2SO4+Р2O5=2НРO3+SO3 С основными оксидами реагирует только при сплавлении: ВаО+Р2O5=Ва(РO3)2 Вступает во взаимодействие с щелочами: 6NaOH+Р2O5=2Na3PO4+3Н2ООртофосфорная кислота Наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислотаН₃РO₄. Строение молекулы: В молекуле фосфорной кислоты атомы водорода соединены с атомами кислорода: Физические свойства: Фосфорная кислота представляет собой бесцветное, гигроскопичное твердое вещество, хорошо растворимое в воде. Получение: 1) Взаимодействие оксида фосфора (V) с водой при нагревании: P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄    (t˚C) 2) Взаимодействие природной соли – ортофосфата  кальция с серной кислотой при нагревании:       Сa₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄ (t˚C) 3) При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой 3P + 5HNO₃+ 2H₂O =  3H₃PO₄+ 5NO

Ортофосфорная кислота 1. Водный раствор кислоты изменяет окраску индикаторов на красный: Ортофосфорная кислота диссоциирует ступенчато: H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^-(дигидроортофосфат-ион) H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^2-(гидроортофосфат-ион) HPO₄^2- ↔ H⁺ + PO₄^3-(ортофосфат-ион) 2. Взаимодействует с металлами в ряду активности до (Н₂): металл+ H₃PO₄=соль+Н₂↑ 3. Взаимодействует с основными оксидами: оксид металла + H₃PO₄ = соль + Н₂О 4. Взаимодействует с основаниями Ме(ОН)_n: основание  + H₃PO₄ = соль + Н₂О если кислота в избытке, то образуется кислая соль: H₃PO₄(изб) + NaOH = NaH₂PO₄+ H₂O или H₃PO₄(изб) + NaOH =Na₂HPO₄ + 2H₂O 5. Реагирует с аммиаком (по донорно-акцепторному механизму), если в избытке кислота, образуются кислые соли: H₃PO₄ + NH₃ = NH₃H₂PO₄ H₃PO₄ + 2NH₃ = (NH₃)₂HPO₄ H₃PO₄ + 3NH₃ = (NH₃)₃PO₄ 6. Реагирует с солями слабых кислот: 2H₃PO₄+3Na₂CO₃ = 2Na₃PO₄ + 3H₂O + 3CO₂↑При и нагревании ортофосфорная кислота постепенно превращается в метафосфорную кислоту: 2H₃PO₄ ^(t˚C) → H₂O + H₄P₂O₇   H₄P₂O₇  ^(t˚C)→ H₂O + 2HPO₃   2. Качественная реакция наPO₄^3- - фосфат ион. Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты от других фосфорных кислот является реакция с нитратом серебра — образуетсяжёлтый осадок: Н₃РО₄ + 3AgNO₃ = Ag₃PO₄↓+ 3HNO₃ 3. Играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав АТФ. При разложении АТФ выделяется большое количество энергии, что очень важно для живых организмов.