Ֆոսֆոր

Վիքիպեդիայից՝ ազատ հանրագիտարանից
15 ՍիլիցիումՖոսֆորԾծումբ
Ջրածին Հելիում Լիթիում Բերիլիում Բորр Ածխածին Ազոտ Թթվածին Ֆտոր Նեոն Նատրիում Մագնեզիում Ալյումին Սիլիցիում Ֆոսֆոր Ծծումբ Քլոր Արգոն Կալիում Կալցիում Սկանդիում Տիտան Վանադիում Քրոմ Մանգան Երկաթ Կոբալտ Նիկել Պղինձ Ցինկ Գալիում Գերմանիում Արսեն Սելեն Բրոմ Կրիպտոն Ռուբիդիում Ստրոնցիում Իտրիում Ցիրկոնիում Նիոբիում Մոլիբդեն Տեխնեցիում Ռութենիում Ռոդիում Պալադիում Արծաթ Կադմիում Ինդիում Անագ Ծարիր Թելուր Յոդ Քսենոն Ցեզիում Բարիում Լանթան Ցերիում Պրազեոդիում Նեոդիում Պրոմեթիում Սամարիում Եվրոպիում Գադոլինիում Տերբիում Դիսպրոզիում Հոլմիում Էրբիում Թուլիում Իտերբիում Լյուտեցիում Հաֆնիում Տանտալ Վոլֆրամ Ռենիում Օսմիում Իրիդիում Պլատին Ոսի Սնդիկ Թալիում Կապար Բիսմունտ Պոլոնիում Աստատ Ռադոն Ֆրանցիում Ռադիում Ակտինիում Թորիում Պրոտակտիում Ուրան Նեպտունիում Պլուտոնիում Ամերիցիում Կյուրիում Բերկլիում Կալիֆորնիում Էյնշտեյնիում Ֆերմիում Մենդելեևիում Նոբելիում Լոուրենցիում Ռեզերֆորդիում Դուբնիում Սիբորգիում Բորիում Հասիում Մեյտներիում Դարմշտադտիում Ռենտգենիում Կոպերնիցիում Ունունտրիում Ֆլերովիում Ունունպենտիում Լիվերմորիում Ունունսեպտիում ՈւնունօկտիումՔիմիական տարրերի պարբերական համակարգ
15P
Unknown.svg
Electron shell 015 Phosphorus.svg
PhosphComby.jpg
Սպիտակ, կարմիր, դեղին, սև ֆոսֆոր
Ատոմի հատկություններ
Անվանում, սիմվոլ, կարգաթիվ Ֆոսֆոր/ Phosphorus (P), 15
Ատոմային զանգված
(մոլային զանգված)
30,973762(2)[1] զ. ա. մ. (գ/մոլ)
Էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա [Ne] 3s2 3p3
Քիմիական հատկություններ
Էլեկտրաբացասականություն 2,19 [2] (Պոլինգի սանդղակ)
Էլեկտրոդային պոտենցիալ 0
Օքսիդացման աստիճաններ 5, 3, 1, 0, −1, −3[3]
Իոնիզացման էներգիա
(առաջին էլեկտրոն)
 1011,2(10,48) կՋ/մոլ (էՎ)
Պարզ նյութի թերմոդինամիկական հատկություններ
Խտություն (ս. պ.-ում) (սպիտակ ֆոսֆոր) 1,82 գ/սմ³
Հալման ջերմաստիճան 44,15 °C (317,3 K)
Եռման ջերմաստիճան 279,85 °C (553 K)
Հալման տեսակարար ջերմունակություն 2,51 կՋ/մոլ
Հալման տեսակարար ջերմունակություն 49,8 կՋ/մոլ
Մոլյար ջերմունակություն 21,6[4] Ջ/(Կ·մոլ)
Մոլային ծավալ 17,0 սմ³/մոլ
Պարզ նյութի բյուրեղացանց
Բյուրեղացանցի կառուցվածք Խորանարդ
Բյուրեղացանցի տվյալներ 18,800
Այլ հատկություններ
Ջերմահաղորդականություն (300 Կ) (0,236) Վտ/(մ·Կ)
15
Ֆոսֆոր
P
30,974
3s23p3

Ֆոսֆոր (լատ.՝ Phoatsphorus ), քիմիական տարր, որի նշանն է P։ Գտնվում է տարրերի պարբերական համակարգի 3-րդ պարբերության 5-րդ խմբի տարր։ Կարգահամարը՝ 15, ատոմական զանգվածը՝ 30,97376։ p տարր է, ատոմի արտաքին էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է՝ 3s2Зр3, К և Լ թաղանթները լրացված են։ Բնական ֆոսֆորը բաղկացած է միայն 31Р կայուն իզոտոպից։

Ստացվել են 28P (T½=6,27 վրկ), 29P (4,45 վրկ), 30P (2,55 ր), 32P (14,22 օր), 33P (25 օր) և 34P (12,5 վրկ) արհեստական ռադիոակտիվ իզոտոպները։

Պատմություն[խմբագրել]

Ֆոսֆորի հայտնաբերումը վերագրվում է համբուրգցի ալքիմիկոս Հ․ Բրանդին (1669), որն ստացավ երկնագույն լուսարձակող նյութ՝ «սառը կրակ», և անվանեց ֆոսֆոր (հունարեն՝ «φῶς» - լույս և «φέρω» - կրող)։ Ֆոսֆորի տարրական բնույթը հայտնաբերել է Ա․ Լավուազիեն (1783

Հայտնաբերել է Հենինգ Բրանդը 1669 թվականին։ Բնության մեջ գտնվում է միայն միացությունների ձևով։ Հանդես է գալիս մի քանի ալոտրոպ ձևափոխություններով։ Ոչ մետաղ է։

Անվանում[խմբագրել]

Անունն ստացել է շնորհիվ իր լուսարձակելու հատկության։ Ֆոսֆոր բառը ծագում է հունարեն φῶς՝ «լույս» և φέρω՝ «տանում եմ» բառերից։

Ֆոսֆորափայլ բառն սկզբում ունեցել է ֆոսֆորի արձակած լույսի նշանակությունը, հետագայում սկսել է գործածվել որպես առարկաների արձակած սառը լույս ընդհանրապես։

Ստացում[խմբագրել]

Տարրական ֆոսֆորն ստանում են կալցիումի ֆոսֆատի, սիլիկահողի և ածխածնի խառնուրդն էլեկտրական վառարանում առանց օդի մուտքի մինչև 1600 °C տաքացնելով՝

\mathsf{2Ca_3(PO_4)_2 + 10C + 6SiO_2 \rightarrow P_4 + 10CO + 6CaSiO_3}

Ստացված գազային P4-ը բաց թողնելով ջրի մեջ՝ վեր են ածում պինդ վիճակի։

Ֆոսֆորի գոլոր\իները փո\եզրկելուց հետո սառեցնում են (50 °C) և ստացվող տեխնիկական սպիտակ ֆոսֆորը հավաքում ջրի տակ։

Ֆոսֆորը հիմնականում օգտագործվում է ֆոսֆորական թթու և նրանից ֆոսֆորական պարարտանյութեր և այլ ֆոսֆատներ ստանալու համար։

Ֆիզիկական հատկություններ[խմբագրել]

Ֆոսֆորը բնության մեջ տարածված տարր է, կազմում է երկրակեղևի զանգվածի 9,3․10−2% (տարածվածությամբ 13-րդն է)։ Ֆոսֆորը բնորո\ հոտով, անգույն, մոմակերպ, թունավոր նյութ է, ստացվում է ֆոսֆորի գոլոր\իները սառեցնելիս։

Հալման ջերմաստիճանը 44,1 °C, եռմանը՝ 280,5 °C, խտությունը՝ 1828 կգ/մ3։ Օդում (40 °C-ում) ինքնաբռնկվում է (պահում են ջրի տակ)։ Բաղկացած է Р4 մոլեկուլներից (Ֆոսֆորի մյուս ձևափոխություններն ատոմական պոլիմերներ են)։ Տաքացնելիս 250-300 °C դանդաղ փոխարկվում է կարմիր ֆոսֆորի։ Այն առաջացնում է բյուրեղական մի քանի ձևափոխություններ, որոնք 416-423 °C-ում սուբլիմվում են և ունեն 2000-2400 կգ/մ3 խտություն։

Քիմիապես ավելի պասսիվ է, օդում բռնկվում է 240-250 °C տաքացնելիս, համարյա թունավոր չէ։ Չի լուծվում ջրում և ծծմբածխածնում։ Ապրանքային կարմիր ֆոսֆորը գործնականորեն ամորֆ է, գույնը՝ կարմրաշագանակագույնից մանուշակագույն։

Սպիտակ ֆոսֆորը ճնշման տակ (մոտ 15 000 մթնոլորտ) տաքացնելիս՝ 200-220 °C, փոխարկվում է սև ֆոսֆորի (նման է գրաֆիտին, կիսահաղորդիչ է)։

Հեղուկ և գազային ֆոսֆորը բաղկացած է P4 մոլեկուլներից։ Ֆոսֆորը տիպիկ ոչ մետաղ է, քիմիապես ակտիվ է։ Միացություններում գերազանցապես կովալենտական է, ցուցաբերում է -3, +3 և +5 օքսիդացման աստիճաններ (արժեքականությունը 3 և 5, հազվադեպ 4, 1 և 4)։ Առաջացնում է սահմանափակ թվով իոնական միացություններ (Na3P, Ca3P2 և այլն)։ Ֆոսֆորը վերականգնիչ է, օքսիդացնող հատկությունները շատ թույլ են արտահայտված։ Ֆոսֆորի երկու կարևոր ալոտրոպ ձևերն են՝ սպիտակ ֆոսֆորը և կարմիր ֆոսֆորը։ Սև ֆոսֆորն ստացվում է սպիտակ ֆոսֆորը բարձր (շուրջ 1200 մեգապասկալ) ճնշման տակ տաքացնելիս։

Ֆոսֆորի ալոտրոպ ձևափոխությունները

Սպիտակ ֆոսֆոր[խմբագրել]

Սպիտակ ֆոսֆոր
Կարմիր ֆոսֆոր

Իր տեսքով և փափկությամբ սպիտակ ֆոսֆորը նման է մաքրած մեղվամոմի կամ պարաֆինի։ Խառնուրդների ազդեցությունից ունենում է դեղնավուն երանգ։

Լավ լուծվում է CS2-ում, tհալ=44°Շ, tեռ=281°Շ։ Թույլ տաքացնելիս օդում ինքնաբոցավառվում է։ Քիմիապես ակտիվ և խիստ թունավոր նյութ է, առաջացնում է ոսկորների քայքայում։ Չափահաս մարդու համար մահացու չափաբաժինը կազմում է 50-100 միլիգրամ։

Սպիտակ ֆոսֆորի բանաձևն է՝ P4։ Պահպանում են ձուլակտորների տեսքով՝ անօդ, հատուկ իներտ միջավայրում, մաքրած ջրի շերտի տակ։

  • Սպիտակ ֆոսֆորը լայնորեն օգտագործվում է որպես պայթուցիկ զինամթերքների բոցավառիչ։

Կարմիր ֆոսֆոր[խմբագրել]

Կարմիր ֆոսֆորը տարրական ֆոսֆորի կայուն ձևափոխությունն է։ Առաջին անգամ 1847 թ. Շվեդիայում ստացել է ավստրիացի քիմիկոս Անտոն Շրյոտերը՝ տաքացնելով սպիտակ ֆոսֆորը 500 °Շ-ի պայմաններում։

Կարմիր ֆոսֆորի խտությունն ավելի մեծ և հասնում է 2400 կգ/մ3-ի։ Բաց օդում պահպանելու դեպքում ֆոսֆորը խոնավության պայմաններում աստիճանաբար օքսիդանում է՝ առաջացնելով մածուցիկ ֆոսֆորաթթու։ Դրանից խուսափելու համար կարմիր ֆոսֆորը պահպանում են հերմետիկ տարաներում։

Սպիտակ ֆոսֆորի թունավորությունից կամիր ֆոսֆորինը մի քանի հազար անգամ պակաս է, ինչը նպաստում է, որ այն ունենա Շատ ավելի լայն կիրառություն։

Կարմիր ֆոսֆորն ունի պոլիմերային կառուցվածք։ Այն կարելի է դիտարկել որպես P4-ի ածանցյալ, որտեղ խզված է P-P կապերից մեկը և հարևան քառանիստի հետ ստեղծվել է մի լրացուցիչ կապ և ստացվել է Շղթայաձև կառուցվածք։ Նոր ստացված կառուցվածքի բանաձևն է Pn։

  • Կարմիր ֆոսֆորն օգտագործվում է լուցկու արտադրության ժամանակ։ Լուցկու տուփի կողային մակերևույթին քսված նյութը պարունակում է ֆոսֆոր, իսկ լուցկու գլխիկը՝ ծծումբ։ Լուցկու գլխիկը տուփի կողին քսելով, այն բոցավառվում է։

Սև ֆոսֆոր[խմբագրել]

Սև ֆոսֆորը տարրական ֆոսֆորի տարատեսակներից ամենաիներտն է։

Առաջին անգամ 1914 թ. ստացել է ամերիկացի ֆիզիկոս Փերսի Բրիջմենը՝ 20 հազար մթնոլորտ ճնՇման և 230 °Շ ջերմաստիճանի պայմաններում։ Սև ֆոսֆորն ունի մետաղական փայլ և Շատ նման է գրաֆիտին։ Ջրում և օրգանական լուծիչներում բացարձակապես չի լուծվում։

Էլեկտրահաղորդիչ է և ունի կիսահաղորդչի հատկություններ։

Քիմիական հատկությունները[խմբագրել]

P4 մոլեկուլը

Ջրածնի հետ անմիջականորեն չի միանում։ Ֆոսֆինը՝ РН3, ստացվում է կալցիումի ֆոսֆիդի՝ СаР2 և ջրի փոխազդեցությամբ։

Հայտնի են նաև ֆոսֆորի հեղուկ (երկֆոսֆին՝ Р2Н4) և պինդ ջրածնական միացությունները։

P-ի այրման հետևանքով առաջանում է հնգօքսիդը՝ Р4О5, թթվածնի անբավարարության դեպքում՝ եռօքսիդը (Р4Об)։ Գոյություն ունեն նաև ֆոսֆորիի այլ օքսիդներ՝ P4О, P4О2, P2O5, (PО2)n, P4О7, P4О8,PО և այլն։

\mathsf{4P + 5O_2 \rightarrow 2P_2O_5}
\mathsf{4P + 3O_2 \rightarrow 2P_2O_3}

Ֆոսֆորի (V) օքսիդը՝ Р4О5, ֆոսֆորական թթվի անհիդրիդն է, ջրի հետ առաջացնում է ֆոսֆորական, թթուներ։

\mathsf{8P + 12H_2O \rightarrow 5PH_3 + 3H_3PO_4}

Ֆոսֆորի (III) օքսիդին համապատասխանում է ֆոսֆորային թթուն՝ Н3РО3, որը թույլ, երկհիմն թթու է (խիստ թունավոր)։ Ֆոսֆորը հեշտությամբ միանում է հալոգենիդների հետ՝ առաջացնելով եռհալոգենիդներ (PF3 և այլն) և հնգահալոգենիդներ՝ (РСЬ և այլն)։

\mathsf{2P + 5Cl_2 \rightarrow 2PCl_5}

Հայտնի են նաև ֆոսֆորի այլ հալոգենիդները (PCl, Р2F4) և օքսիհալոգենները (POCl3, POF3)։ Առավել ուսումնասիրված են եռքլորիդը և հնգաքլորիդը, որոնք օգտագործվում են օրգանական սինթեզում։

Տաքացնելիս միանում է ծծմբի, ազոտի և ածխածնի (2000 °C) հետ՝ առաջացնելով սուլֆիդներ (P4S3, P4S3, P4S7, P4S10), նիտրիդներ (PN, РгМ3, P3N5) և կարբիդ (РС3), որոնք քիմիապես կայուն բյուրե¬ ղական նյութեր են։

\mathsf{2P + 3S \rightarrow P_2S_3}
  • Փոխազդեցությունը ոչ մետաղների հետ
\mathsf{2P + 3Ca \rightarrow Ca_3P_2}

Ֆոսֆորի (III) օքսիդը (P2O3) սպիտակ բյուրեղային նյութ է։ Գոլորշի վիճակում կազմված է P4O6 մոլեկուլներից tհալ =24°Շ tեռ=175 °C։ Ինչպես նաև օքսիդիչ թթուների և ալկալիների հետ՝

\mathsf{3P + 5HNO_3 + 2H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO}
\mathsf{2P + 5H_2SO_4 \rightarrow 2H_3PO_4 + 5SO_2 + 2H_2O}

Ֆոսֆիդները մետաղների և ֆոսֆորի միացություններ են, որտեղ ֆոսֆորի օքսիդացման աստիճանը -3 է։ Նրանք աղատիպ պինդ միացություններ են, հեՇտությամբ քայքայվում են ջրով կամ թթուներով՝ առաջացնելով ֆոսֆին.

\mathsf{ Ca_3P_2 + 6H_2O \rightarrow 2 PH_3 + 3Ca(OH)_2 }

Ֆոսֆինը (PH3) սխտորի հոտով, թունավոր գազ է։ Այն ունի ուժեղ վերականգնիչ և թույլ հիմնային հատկություններ։

Բնության մեջ[խմբագրել]

Դեպի թթվածինը ունեցած իր բարձր ակտիվության հետևանքով, ֆոսֆորը բնության մեջ ազատ վիճակում չի հանդիպում։ Նա գտնվում է բուսահողում և հանքերում միայն ֆոսֆորական թթվի աղերի ձևով, առավելապես ֆոսֆորաթթվական կալցիումի կամ կալցիումի ֆոսֆատ՝ աղի ձևով։ Այն գլխավոր հանքերը, որոնց բաղադրության մեջ մտնում է այդ աղը, ապատիտը ու ֆոսֆորիտն են։

Կենսաբանական նՇանակությունը[խմբագրել]

Բույսերը չեն կարող հաջողությամբ զարգանալ և պտղաբերել, եթե հողի մեջ անբավարար են ջրի մեջ լուծվող ֆոսֆորային միացությունները։ Հողի մեջ ֆոսֆորի պակասը լրացնելու համար օգտագորվծում են ֆոսֆորական պարարտանյութեր։

Միացությունների ձևով ֆոսֆորը մտնում է մարդու և կենդանիների ոսկրային, մկանային և նյարդային հյուսվածքներ կազմության մեջ։ Նրանց համար ֆոսֆորի աղբյուր է ծառայում բուսական սնունդը։ Սննդի մեջ ֆոսֆորի միացությունների պակասության դեպքում մարդու և կենդանիների մեջ առաջանում են լուրջ հիվանդություններ։

Ոսկորներ և ատամի էմալ[խմբագրել]

Ոսկորների և ատամի էմալի գլխավոր բաղադրիչ է հանդիսանում կալցիում պարունակող հիդրոքսիապատիտ միներալը՝ Ca10(PO4)6(OH)2։ Ոսկորների հյուսվածքների մեջ նրա պարունակությունը կազմում է կՇռի 50%-ը, իսկ ատամի էմալի մեջ՝ 96%-ը։

Սինթեզված հիդրոքսիապատիտը բժՇկության մեջ օգտագործվում է որպես ոսկորների լցանյութ և որպես իմպլանտատների ծածկույթ։

Տես նաև[խմբագրել]

Ծանոթագրություններ[խմբագրել]

  1. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (en) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Т. 85. — № 5. — doi:10.1351/PAC-REP-13-03-02
  2. «Phosphorus: electronegativities» (en)։ WebElements։ http://www.webelements.com/phosphorus/electronegativity.html։ Վերցված է 2010 թ․ հուլիսի 15։ 
  3. «Sulfur and Phosphorus Compounds» (en)։ Արխիվացված օրիգինալից 2011-08-22-ին։ http://www.webcitation.org/617uwI7wi։ Վերցված է 2010 թ․ հունվարի 27։ 
  4. Редкол.:Зефиров Н. Շ. (гл. ред.) ХимичеՇкая энциклопедия: в 5 т. — 1999. — Т. 5.

Արտաքին հղումներ[խմբագրել]