Как найти массовое число атома фосфора

Фосфор (P) располагается во 3 периоде, в V группе, главной подгруппе, имеет порядковый номер 15.

A (массовое число) = 31
P (число протонов) = 15
N (число нейтронов) = A – Z = 31 – 15 = 16
ē (число электронов) = 15

P
+15

2

8

5

₁₅P 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

15P

↑↓

↑

↑

↑

3s

3p

3d

15P*

↑

↑

↑

↑

↑

3s

3p

3d

минимальная: -3

максимальная: +5

Фосфор – p-элемент, неметалл.

P₂O₅ – оксид фосфора (V).
Проявляет кислотные свойства:
P₂O₅ + 6NaOH ⟶ 2Na₃PO₄ + 3H₂O

H₃PO₄ – ортофосфорная кислота.
Проявляет кислотные свойства:
H₃PO₄ + 3NaOH ⟶ Na₃PO₄ + 3H₂O

PH₃

Фосфор
← Кремний | Сера →
15 N ↑ P ↓ As 15P
Внешний вид простого вещества
Образцы жёлтого, красного и фиолетового фосфора
Свойства атома
Название, символ, номер	Фосфор/ Phosphorus (P), 15
Группа, период, блок	15 (устар. 5), 3, p-элемент
Атомная масса (молярная масса)	30,973762(2)[1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ne] 3s2 3p3, 1s22s22p63s23p3
Радиус атома	128 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	106 пм
Радиус иона	35 (+5e) 212 (-3e) пм
Электроотрицательность	2,19 [2] (шкала Полинга)
Электродный потенциал	0
Степени окисления	−3[3], -1, 0, +1, (+2), +3, +5
Энергия ионизации (первый электрон)	1011,2(10,48) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	(белый фосфор)1,82 г/см³
Температура плавления	44,15 °C (317,3 K)
Температура кипения	279,85 °C (553 K)
Уд. теплота плавления	2,51 кДж/моль
Уд. теплота испарения	49,8 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	21,6[4] (ромбич.) Дж/(K·моль)
Молярный объём	17,0 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	Кубическая, объёмноцентрированная
Параметры решётки	18,800 Å
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) (0,236) Вт/(м·К)
Номер CAS	7723-14-0

Фо́сфор (химический символ — P, от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу, φωσφόρος — светоносный; также от лат. Phosphorus) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы, VA) третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 15.

Фосфор — один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л^[5]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca₅(PO₄)₃ (F,Cl,OH), фосфорит (Сa₃(PO₄)₂) и другие. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

История[править | править код]

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 его добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не начнёт испускать зловоние, 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.

Более усовершенствованный способ получения фосфора был опубликован в 1743 году Андреасом Маргграфом.

Существуют данные, что фосфор умели получать ещё арабские алхимики в XII в.

То, что фосфор — простое вещество, доказал Лавуазье.

Аморфную аллотропную модификацию фосфора — красный фосфор P_n — выделил, нагревая белый фосфор без доступа воздуха, А. Шрёттер в середине XIX в.

В 1865 году Гитторф охлаждением красного фосфора в расплавленном свинце получил, как полагали, новую кристаллическую модификацию, которую назвали фиолетовой. Эта модификация была построена из группировок P₈ и P₉, связанных мостиковыми атомами фосфора в трубки. Однако в настоящее время считается, что фиолетовый фосфор — это крупнокристаллическая модификация красного.

Происхождение названия[править | править код]

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 «φώς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.

Физические свойства[править | править код]

Элементарный фосфор при нормальных условиях существует в виде нескольких устойчивых аллотропных модификаций. Все существующие аллотропные модификации фосфора пока (2021 г.) до конца не изучены. Традиционно различают три его модификации: белый, красный, чёрный. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные описываемые модификации являются смесью этих трёх. При стандартных условиях устойчивы только две аллотропические модификации фосфора, например, белый фосфор термодинамически неустойчив (квазистационарное состояние) и переходит со временем при нормальных условиях в красный фосфор. Все модификации различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особенно по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный.

Белый фосфор[править | править код]

Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок). По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решётку, формула молекулы белого фосфора — P₄, причём атомы расположены в вершинах тетраэдра^[6]. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствие воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.

Плохо растворяется в воде^[6], но легкорастворим в органических растворителях. Растворимостью белого фосфора в сероуглероде пользуются для промышленной очистки его от примесей. Плотность белого фосфора из всех его модификаций наименьшая и составляет около 1823 кг/м³. Плавится белый фосфор при 44,1 °C. В парообразном состоянии происходит диссоциация молекул фосфора.

Химически белый фосфор чрезвычайно активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемилюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией). При взаимодействии с кислородом белый фосфор горит даже под водой^[7].

Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит: летальная доза белого фосфора для взрослого человека составляет 0,05—0,15 г^[4], а при хроническом отравлении поражает кости, например, вызывает омертвение челюстей^[4]. При контакте с кожей легко самовоспламеняется, вызывая серьёзные ожоги^[8][9].

Под действием света, при нагревании до не очень высоких температур в безвоздушной среде^[6], а также под действием ионизирующего излучения^[10] белый фосфор превращается в красный фосфор.

Жёлтый фосфор[править | править код]

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Плотность 1,83 г/см³, плавится при 43,1 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зелёным пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P₄O₁₀^[11].

Так как фосфор реагирует с водой лишь при температуре свыше 500 °C, то для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твёрдое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком. Для предохранения от самовозгорания жёлтый фосфор хранится и перевозится под слоем воды (или в форме водного раствора хлорида кальция)^[12].

Красный фосфор[править | править код]

Красный фосфор — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.

Красный фосфор имеет формулу Р_n и представляет собой полимер со сложной структурой. В зависимости от способа получения и степени дробления, красный фосфор имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком, имеет металлический блеск. Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого; ему присуща исключительно малая растворимость. Растворить красный фосфор возможно лишь в некоторых расплавленных металлах (свинец и висмут), чем иногда пользуются для получения крупных его кристаллов. Так, например, немецкий физико-химик И. В. Гитторф в 1865 году впервые получил прекрасно построенные, но небольшие по размеру кристаллы (фосфор Гитторфа). Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240—250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемилюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других веществах, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор.

Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом, в который входит красный фосфор, покрыта тёрочная поверхность спичечных коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/м³ в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» — промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор[править | править код]

Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 году американским физиком П. У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/м³) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2⋅10⁹ Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С.

Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический ток и имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 1,8⋅10⁶ Па.

Химические свойства[править | править код]

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. При этом тенденция к образованию кратных связей у фосфора выражена слабее, чем у азота. Это объясняется тем, что две одинарные связи (δ + δ) имеют большую энергию, чем одна двойная (δ + π), а три одинарные (δ + δ + δ) — большую, чем одна тройная (δ + π + π). Поэтому фосфор не образует соответствующие аналоги соединений и ионов азота с кратными связями (N₂, NO, N₃^–, N₂⁺). Особенностью фосфора, с другой стороны, является способность образовывать цепочечные и кластерные структуры^[13]. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора.

В жидком и растворённом состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул . При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют:

.

При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействие с простыми веществами[править | править код]

Фосфор легко окисляется кислородом:

(с избытком кислорода),

(при медленном окислении или при недостатке кислорода).

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

.

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина.

C неметаллами — восстановитель:

,

.

С водородом фосфор практически не соединяется. Однако вода разлагает некоторые фосфиды по реакции, например:

может быть получен аналогичный аммиаку фосфористый водород (фосфин) — .

Взаимодействие с водой[править | править код]

Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

.

Реакция взаимодействия красного фосфора и воды с образованием ортофосфорной кислоты и водорода. Реакция протекает при температуре 700—900 °C. Катализатором могут выступать: платина, медь, титан, цирконий [1]:

.

Взаимодействие со щелочами[править | править код]

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина^[14]:

.

Восстановительные свойства[править | править код]

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

,

.

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

.

Получение[править | править код]

Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре около 1600 °С:

,

или:

.

Образующиеся пары фосфора конденсируются в приёмнике под слоем воды в аллотропическую модификацию в виде белого фосфора. Вместо фосфоритов для получения элементарного фосфора можно восстанавливать углём и другие неорганические соединения фосфора, например, в том числе, метафосфорную кислоту:

.

Применение[править | править код]

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Изотопы[править | править код]

Известно более 20 изотопов фосфора (с массовым числом от 24 до 47). Природный изотоп ³¹P стабилен. Из радиоактивных изотопов наиболее долгоживущие: ³⁰P (T_1/2 = 2,5 мин), ³²P (T_1/2 = 14,26 суток) и ³³P (T_1/2 = 25,34 суток)^[15].

Элементарный фосфор[править | править код]

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, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Соединения фосфора в сельском хозяйстве[править | править код]

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, аммофоски и др.

Соединения фосфора в промышленности[править | править код]

Фосфаты широко используются:

• в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
• в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, так называемый состав «мажеф»).

Фосфатные связующие[править | править код]

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок.

Биологическая роль соединений фосфора[править | править код]

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)₂·Ca(OH)₂, составляющего также основу и зубной эмали. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Суточная потребность в фосфоре составляет:

• для взрослых 1,0—2,0 г;
• для беременных и кормящих женщин 3—3,8 г;
• для детей и подростков 1,5—2,5 г.

При больших физических нагрузках потребность в фосфоре возрастает в 1,5—2 раза.

Усвоение происходит эффективнее при приёме фосфора вместе с кальцием в соотношении 3:2 (P:Ca).

Некоторые источники^[16]:

Продукт	Содержание, мг/100 г
Очищенное конопляное семя	1650
Семена тыквы (ядра)	1233
Семена подсолнечника (ядра) поджаренные	1158
Семена мака	870
Горчичный порошок	828
Кунжут (очищенный)	774
Семена дыни (ядра)	755
Какао-порошок	734
Твёрдый пармезан	694
Семена подсолнечника (ядра) сушёные	660
Сафлора семена (ядра)	644
Семена льна	642
Семена лотоса	626
Сыр швейцарский нежирный	605
Кешью сырые	593
Орехи пили	575
Амарантовая крупа	557
Сыр гауда	546
Овёс	523
Грецкий орех чёрный	513
Печень говяжья тушёная	497
Фисташки сырые	490
Миндаль	481
Киноа	457
Люпин, семена	440
Карп	415
Фасоль	407
Арахис	397
Сыр рокфор	392
Мука из цельного зерна	357
Печень куриная	297
Вырезка свиная	286
Желтоперый тунец	278
Сгущённое молоко	253
Яйцо	198
Говядина	188[17]
Курица	178

Токсикология элементарного фосфора[править | править код]

Красный фосфор практически нетоксичен (токсичность ему придают примеси белого фосфора). Пыль красного фосфора, попадая в лёгкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.

Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Летальная доза белого фосфора для человека (в зависимости от его веса) — 15—150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор даёт тяжёлые ожоги, а также может проникать в организм через поражения кожи, вызывая сильное отравление.

Острые отравления белым 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 поражённые участки растворами медного купороса или соды.
ПДК паров жёлтого фосфора в воздухе производственных помещений — 0,03 мг/м³, временно допустимая концентрация в атмосферном воздухе — 0,0005 мг/м³, ПДК в питьевой воде — 0,0001 мг/дм³^[18] .

Токсикология соединений фосфора[править | править код]

Некоторые соединения фосфора (фосфин) очень токсичны. Ввиду высокой (ЛД50 15—100 мг/кг) и чрезвычайно высокой (<15 мг/кг) токсичности большинство фосфорорганических соединений (ФОС) используются в качестве пестицидов (инсектициды, акарициды, зооциды и т. д.) или боевых отравляющих веществ. Примером боевых отравляющих веществ являются — зарин, зоман, табун, новичок, V-газы.

ФОС проявляют свойства веществ нервно-паралитического действия. Токсичность фосфорорганических соединений обусловлена ингибированием фермента ацетилхолинэстеразы, вследствие чего развивается головная боль, тошнота, головокружение, сужение зрачков (миоз), затруднение дыхания (одышка), возникает слюнотечение, понижается артериальное давление, возникают конвульсии, проявляется паралитическое воздействие, кома, и как следствие может быстро возникнуть летальный исход. Эффективным антидотом при отравлении ФОС является атропин.

Опасность для здоровья[править | править код]

Рейтинг NFPA 704:

Фосфор жёлтый элементарный относится к 1-му классу опасности.

Примечания[править | править код]

Ссылки[править | править код]

• Взрыв фосфора с калиевой селитрой (видео)  (недоступная ссылка с 14-04-2018 [1859 дней])
• Фосфорная луна — Опыт с белым фосфором
• Фосфор, учебный фильм
• Фосфор на Webelements
• Фосфор в Популярной библиотеке химических элементов

Строение атома фосфора

Общие сведения о строении атома фосфора

Относится к элементам p-семейства. Неметалл. Обозначение – P. Порядковый номер – 15. Относительная атомная масса – 30,974 а.е.м.

Электронное строение атома фосфора

Атом фосфора состоит из положительно заряженного ядра (+15), внутри которого есть 15 протонов и 16 нейтронов, а вокруг, по трем орбитам движутся 15 электронов.

Рис.1. Схематическое строение атома фосфора.

Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:

Внешний энергетический уровень атома фосфора содержит 5 электронов, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Каждый валентный электрон атома фосфора можно охарактеризовать набором из четырех квантовых чисел: n (главное квантовое), l (орбитальное), m_l (магнитное) и s (спиновое):

Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что степень окисления фосфора равна +3. Так как на третьем уровне есть вакантные орбитали 3d-подуровня, то для атома фосфора характерно наличие возбужденного состояния:

Именно поэтому для фосфора также характерна степень окисления +5.

Примеры решения задач

Задание	Определите число нейтронов в ядре изотопа титана с массовым числом 48.
Решение	Массовое число А указывает суммарное число протонов Z и нейтронов в ядре атома любого элемента:

Атом титана имеет порядковый номер 22, следовательно, количество протонов в ядре равно 22 (Z=22). Тогда число нейтронов в ядре атома титана определим по формуле:

n= A- Z =.48 -22 = 26.

Ответ n = 26

Задание	Элемент состоит из двух изотопов в соотношении 2:3. Ядро первого изотопа содержит 10 протонов и 10 нейтронов. Определите атомную массу второго изотопа, если средняя относительная масса элемента равна 21,2. В ответе укажите на сколько нейтронов больше в ядре атома второго изотопа.
Решение	Относительная атомная масса первого изотопа равна:

A₁ = Z +n = 10 + 10 = 20 а.е.м.

Относительную атомную массу второго изотопа обозначим через A₂.

Средняя относительная атомная масса элемента определяется суммой масс его изотопов с учетом их количества. Составим уравнение:

В ядре атома второго изотопа 10 протонов, следовательно, число, нейтронов будет равно n= A- Z =.22 — 10= 12. По условию задачи в ядре атома первого изотопа было 10 нейтронов. Значит, ядро атома второго изотопа содержит на два нейтрона больше, чем ядро первого изотопа.

Источник

Фосфор и его характеристики

Общая характеристика фосфора

Фосфор принадлежит к числу довольно распространенных элементов; содержание его в земной коре составляет около 0,1% (масс.). Вследствие легкой окисляемости фосфор в свободном состоянии в природе не встречается.

Из природных соединений фосфора самым важным является ортофосфат кальция Ca₃(PO₄)₂, который в виде минерала фосфорина иногда образует большие залежи. Часто встречается также минерал апатит, содержащий кроме Ca₃(PO₄)₂, еще CaF₂ или CaCl₂.

Атомная и молекулярная масса фосфора

Значения атомной и молекулярной масс фосфора совпадают; они равны 30,9737.

Аллотропия и аллотропные модификации фосфора

Фосфор образует несколько аллотропических модификаций.

Белый фосфор получается в твердом состоянии при быстром охлаждении паров фосфора; его плотность 1,83 г/см 3 . В чистом виде белый фосфор совершенно бесцветен и прозрачен (рис. 1). На холоду хрупок, но при температуре выше 15 o С становится мягким и легко режется ножом.

На воздухе белый фосфор очень быстро окисляется и при этом светится в темноте. Уже при слабом нагревании, для чего достаточно просто трения, фосфор воспламеняется и сгорает. Имеет молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой находятся тетраэдрические молекулы P₄. Сильный яд.

Рис. 1. Аллотропные модификации фосфора. Внешний вид.

Если белый фосфор нагреть до температуры 250-300 o С он переходит в другую модификацию имеющую красно-фиолетовую окраску и называемую красным фосфором. Это превращение происходит очень медленно и под действием света.

Красный фосфор по своим свойствам сильно отличается от белого: медленно окисляется на воздухе, не светится в темноте, загорается только при 260 o С и неядовит.

При сильном нагревании красный фосфор, не плавясь, испаряется (сублимируется). При охлаждении паров получается белый фосфор.

Черный фосфор образуется из белого при нагревании его до 200-220 o С под очень высоким давлением. По виду он похож на графит, жирен на ощупь и тяжелее других модификаций. Полупроводник.

Изотопы фосфора

Известно, что в природе фосфор находится в виде единственного изотопа 31 P (23,99%). Массовое число равно 31. Ядро атома изотопа фосфора 31 P содержит пятнадцать протонов и шестнадцать нейтронов.

Существуют искусственные изотопы фосфора с массовыми числами от 24-х до 46-ти, среди которых наиболее стабильным является 32 P с периодом полураспада равным 14 суток.

Ионы фосфора

На внешнем энергетическом уровне атома фосфора имеется пять электронов, которые являются валентными:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .

В результате химического взаимодействия фосфор может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:

Молекула и атом фосфора

Молекула фосфора одноатомна — Р. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу фосфора:

Энергия ионизации атома, эВ

Радиус атома, нм

Примеры решения задач

Задание	Вычислите массу фосфора, который надо сжечь в кислороде для получения оксида фосфора (V) массой 3,55 г?
Решение	Запишем уравнение реакции горения фосфора в кислороде с образованием оксида фосфора (V):

Рассчитаем количество вещества оксида фосфора (V) (молярная масса – 284 г/моль):

Согласно уравнению реакции n(P₂O₅) : n(P) = 2:4, значит:

n(P) = 2 × 0,0125 = 0,025 моль.

Тогда, масса фосфора (молярная масса – 124 г/моль) будет равна:

m(P) = 0,025 × 124 = 3,1г.

Ответ Масса фосфора равна 3,1 г

Задание	Фосфин можно получить действием соляной кислоты на фосфид кальция. Рассчитайте объем фосфина (н.у.), который образуется из 9,1 г фосфида кальция. Массовая доля выхода продукта составляет 90%.
Решение	Запишем уравнение реакции получения фосфина из фосфида кальция:

Рассчитаем количество вещества фосфида кальция (молярная масса – 182 г/моль):

n(PH₃) = 9,1 / 182 = 0,05 моль.

Согласно уравнению реакции n(PH₃) : n(Ca₃P₂) = 2:1, значит:

n(PH₃) = 2 × 0,05 = 0,1 моль.

Тогда, объем выделившегося фосфина будет равен:

V(PH₃) = 0,1 × 22,4 = 2,24 л.

Учитывая выход продукта реакции, объем фосфина составляет:

V(PH₃) = 2,24 × 90/100% = 2,016 л.

Источник

Фосфор, свойства атома, химические и физические свойства

Фосфор, свойства атома, химические и физические свойства.

30,973762(2) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Фосфор — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 15. Расположен в 15-й группе (по старой классификации — главной подгруппе пятой группы), третьем периоде периодической системы.

Атом и молекула фосфора. Формула фосфора. Строение атома фосфора:

Фосфор (лат. Phosphorus, от др.-греч. φῶς – “свет” и φέρω – “несу”; φωσφόρος – “светоносный”) – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением P и атомным номером 15. Расположен в 15-й группе (по старой классификации – главной подгруппе пятой группы), третьем периоде периодической системы.

Фосфор – неметалл. Относится к группе пниктогенов.

Фосфор обозначается символом P.

Как простое вещество фосфор при нормальных условиях представляет собой твёрдое вещество белого, красного, фиолетового, черного или синего цвета. Все модификации фосфора различаются по цвету, плотности и другим физическим и химическим характеристикам, особенно по химической активности. При переходе состояния вещества в более термодинамически устойчивую модификацию снижается химическая активность, например, при последовательном превращении белого фосфора в красный, потом красного в чёрный.

Химическая формула фосфора P.

Электронная конфигурация атома фосфора 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Потенциал ионизации (первый электрон) атома фосфора равен 1011,81 кДж/моль (10,486 686 (15) эВ).

Строение атома фосфора. Атом фосфора состоит из положительно заряженного ядра (+15), вокруг которого по трем оболочкам движутся 15 электронов. При этом 10 электронов находятся на внутреннем уровне, а 5 электронов – на внешнем. Поскольку фосфор расположен в третьем периоде, оболочек всего три. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. Третья – внешняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. На внешнем энергетическом уровне атома фосфора на 3s-орбитали находятся два спаренных электрона, на 3p-орбитали – три неспаренных электрона. В свою очередь ядро атома фосфора состоит из 15 протонов и 16 нейтронов. Фосфор относится к элементам p-семейства.

Радиус атома фосфора (вычисленный) составляет 114 пм.

Атомная масса атома фосфора составляет 30,973762(2) а. е. м.

Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов. Фосфор содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни.

Белый фосфор очень ядовит.

Изотопы и модификации фосфора:

Свойства фосфора (таблица): температура, плотность, давление и пр.:

100	Общие сведения
101	Название	Фосфор
102	Прежнее название
103	Латинское название	Phosphorus
104	Английское название	Phosphorus
105	Символ	P
106	Атомный номер (номер в таблице)	15
107	Тип	Неметалл
108	Группа	Пниктоген
109	Открыт	Хенниг Бранд, Германия , 1669 г.
110	Год открытия	1669 г.
111	Внешний вид и пр.	Твёрдое вещество белого, красного, фиолетового, черного или синего цвета
112	Происхождение	Природный материал
113	Модификации
114	Аллотропные модификации	Несколько аллотропных модификаций фосфора, в т.ч.: – белый фосфор (α-фосфор (α-форма) с кубической объёмно-центрированной кристаллической решёткой и β-фосфор (β-форма) с гексагональной кристаллической решёткой), – синий фосфор
115	Температура и иные условия перехода аллотропных модификаций друг в друга
116	Конденсат Бозе-Эйнштейна
117	Двумерные материалы	Фосфорен
118	Содержание в атмосфере и воздухе (по массе)	0 %
119	Содержание в земной коре (по массе)	0,099 %
120	Содержание в морях и океанах (по массе)	7,0·10 -6 %
121	Содержание во Вселенной и космосе (по массе)	0,0007 %
122	Содержание в Солнце (по массе)	0,0007 %
123	Содержание в метеоритах (по массе)	0,11 %
124	Содержание в организме человека (по массе)	1,1 %
200	Свойства атома
201	Атомная масса (молярная масса)	30,973762(2) а. е. м. (г/моль)
202	Электронная конфигурация	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
203	Электронная оболочка	K2 L8 M5 N0 O0 P0 Q0 R0
204	Радиус атома (вычисленный)	98 пм
205	Эмпирический радиус атома*	100 пм
206	Ковалентный радиус*	107 пм
207	Радиус иона (кристаллический)	P 3+ (в скобках указано координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле)
208	Радиус Ван-дер-Ваальса	180 пм
209	Электроны, Протоны, Нейтроны	15 электронов, 15 протонов, 16 нейтронов
210	Семейство (блок)	элемент p-семейства
211	Период в периодической таблице	3
212	Группа в периодической таблице	15-ая группа (по старой классификации – главная подгруппа 5-ой группы)
213	Эмиссионный спектр излучения
300	Химические свойства
301	Степени окисления	-3 , -2, -1, 0, +1, +2, +3 , +4, +5
302	Валентность	III, V
303	Электроотрицательность	2,19 (шкала Полинга)
304	Энергия ионизации (первый электрон)	1011,81 кДж/моль (10,486 686 (15) эВ)
305	Электродный потенциал	0 В
306	Энергия сродства атома к электрону	72,037(1) кДж/моль (0,746609(11) эВ)
400	Физические свойства
401	Плотность	1,823 г/см 3 (при 20 °C и иных стандартных условиях , состояние вещества – твердое тело) – белый фосфор, ≈2,2-2,34г/см 3 (при 20 °C и иных стандартных условиях , состояние вещества – твердое тело) – красный фосфор, 2,36 г/см 3 (при 20 °C и иных стандартных условиях , состояние вещества – твердое тело) – фиолетовый фосфор, 2,69 г/см 3 (при 20 °C и иных стандартных условиях , состояние вещества – твердое тело) – чёрный фосфор
402	Температура плавления	44,15 °C (317,3 K, 111,5 °F) – белый фосфор, ≈590 °C (≈860 K, ≈1090 °F) – красный фосфор
403	Температура кипения	280,5 °C (553,7 K , 536,9 °F) – белый фосфор
404	Температура сублимации	≈416-590 °C (≈689,2-863 K, ≈780,8-1094 °F) – красный фосфор, 620 °C (893 K, 1148 °F) – фиолетовый фосфор
405	Температура разложения
406	Температура самовоспламенения смеси газа с воздухом
407	Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔHпл)*	0,66 кДж/моль – белый фосфор
408	Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔHкип)*	51,9 кДж/моль – белый фосфор
409	Удельная теплоемкость при постоянном давлении
410	Молярная теплоёмкость	23,824 Дж/(K·моль) – белый фосфор
411	Молярный объём	16,99054 см³/моль
412	Теплопроводность	0,236 Вт/(м·К) (при стандартных условиях ) – белый фосфор, 12,1 Вт/(м·К) (при стандартных условиях ) – красный фосфор, 0,236 Вт/(м·К) (при 300 K) – белый фосфор
500	Кристаллическая решётка
511	Кристаллическая решётка #1	Белый фосфор α-форма
512	Структура решётки	Кубическая объёмно-центрированная
513	Параметры решётки	18,800 Å
514	Отношение c/a
515	Температура Дебая
516	Название пространственной группы симметрии	P-1
517	Номер пространственной группы симметрии	2
900	Дополнительные сведения
901	Номер CAS	12185-10-3 – белый фосфор, 7723-14-0 – красный фосфор

205* Эмпирический радиус атома фосфора согласно [3] составляет 128 пм.

206* Ковалентный радиус фосфора согласно [1] и [3] составляет 107±3 пм и 106 пм соответственно.

407* Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔH_пл) белого фосфора согласно [3] составляет 2,51 кДж/моль.

408* Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔH_кип) белого фосфора согласно [3] составляет 49,8 кДж/моль.

Источник

Определите число протонов, электронов и нейтронов в атомах элементов: натрия, фосфора, золота.