Fosfor ble oppdaget og isolert i 1669 av tyskkjemiker H. Brand. I naturen finnes dette elementet bare i form av forbindelser. De viktigste mineralene er fosforitt Ca3 (PO4) 2 og apatitt 3Ca3 (PO4) 2 • CaF2 eller Ca5F (PO4) 3. I tillegg er elementet en del av proteinene, så vel som funnet i tennene og benene. Fosfor samvirker lett med oksygen og klor. Med et overskudd av disse stoffene dannes forbindelser med oksidasjonstilstanden (for P) +5 og med en mangel - med oksidasjonstilstanden +3. Fosforoksid kan representeres av flere formler som viser forskjellige kjemikalier. Blant dem er de vanligste P2O5 og P2O3. Andre sjeldne og dårlig studerte oksider inkluderer: P4O7, P4O8, P4O9, PO og P2O6.
Elementær fosforoksidasjonsreaksjonoksygen strømmer sakte. Dens ulike sider er interessante. For det første, i mørket kan man tydelig se gløden som følger med den. For det andre skjer oksidasjonsprosessen av dette kjemiske stoffet alltid med dannelsen av ozon. Dette skyldes produksjonen av mellomproduktet - fosforyl PO - i henhold til skjemaet: P + O2 → PO + O, og deretter: O + O2 → O3. For det tredje er oksidasjonen forbundet med en skarp forandring i den elektriske konduktiviteten til omgivende luft på grunn av ioniseringen. Utslipp av lys uten merkbar oppvarming, når kjemiske reaksjoner finner sted, kalles kjemiluminescens. I fuktige miljøer skyldes grønn kjemiluminescens dannelsen av et mellomprodukt PO.
Oksidasjon av fosfor oppstår bare nåren viss oksygenkonsentrasjon. Den bør ikke være under minimumet og over maksimumsgrenseverdiene for partialtrykket til O2. Intervallet selv avhenger av temperatur og en rekke andre faktorer. For eksempel, under standardbetingelser øker oksidasjonsreaksjonen med rent oksygen av fosfor for å nå 300 mm Hg. Art. Deretter reduseres og faller det til nesten null når partialtrykket av oksygen når 700 mm Hg. Art. og over. Derved blir oksydet under normale forhold ikke dannet, da fosfor praktisk talt ikke oksyderes.
Fosforpentoksid
Det mest karakteristiske oksidet er fosfor.anhydrid eller høyere fosforoksid, P2O5. Det er et hvitt pulver med en skarp lukt. Ved å bestemme molekylvekten i par, ble det funnet at P4O10 er en mer nøyaktig oversikt over dens formel. Det er et ikke-brennbart stoff, det smelter ved en temperatur på 565,6 C. Fosforoksid kan ta bort vannet som er en del av kjemikaliene. Anhydrid dannes som et resultat av forbrenning av fosfor i en atmosfære av oksygen eller luft, med en tilstrekkelig mengde O2 i henhold til skjemaet: 4P + 502 → 2P205. Det brukes til produksjon av syre H3PO4. Ved samhandling med vann kan det dannes tre syrer:
Fosforpentoksid reagerer voldsomt med vann ogstoffer som inneholder vann, for eksempel tre eller bomull. Dette gir en stor mengde varme, noe som kan føre til brann. Det forårsaker metallkorrosjon og er svært irriterende (alvorlig brann i øyne, hud) i luftveiene og slimhinner, selv ved så lave konsentrasjoner som 1 mg / m³.
Fosfortrioksyd
Fosforanhydrid, eller fosfortrioksyd, P2O3(P4O6) er en hvit krystallinsk substans (ser ut som voks), som smelter ved en temperatur på 23,8 ° C og koke ved en temperatur på 173,7 ° C. Som hvitt fosfor er P2O3 en meget giftig substans. Det er et surt oksid, med alle de inneboende egenskapene. Fosforoksid 3 dannes på grunn av langsom oksidasjon eller brenning av det frie stoffet (P) i et miljø der det er mangel på oksygen. Fosfortrioksyd reagerer sakte med kaldt vann for å danne syre: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Dette fosforoksydet reagerer kraftig med varmt vann, og reaksjonene fortsetter annerledes, noe som resulterer i dannelse av rødt fosfor (allotropisk modifisert produkt), fosforhydrid og syrer: H3PO3 og H3PO4. Den termiske dekomponering av anhydrid P4O6 ledsages av eliminering av fosforatomer, med dannelse av blandinger av oksyder P4O7, P4O8, P4O9. I struktur, ligner de P4O10. De mest studerte av dem er P4O8.
