Fosforul a fost descoperit și izolat în 1669 de către germanichimistul H. Brand. În natură, acest element se găsește numai sub formă de compuși. Principalele minerale sunt fosfatul Ca3 (PO4) 2 și apatitul 3Ca3 (PO4) 2 • CaF2 sau Ca5F (PO4) 3. În plus, elementul face parte din proteine, precum și din dinți și oase. Fosforul interacționează cel mai ușor cu oxigenul și clorul. Cu un exces de aceste substanțe se formează compuși cu starea de oxidare (pentru P) +5 și cu deficiență - cu starea de oxidare +3. Oxidul de fosfor poate fi reprezentat de mai multe formule care afișează diferite substanțe chimice. Dintre acestea, cele mai frecvente sunt P2O5 și P2O3. Alte oxizi rare și slab studiate includ: P4O7, P4O8, P4O9, PO și P2O6.
Faza de oxidare a fosforului elementaroxigenul curge încet. Diferitele sale părți sunt interesante. În primul rând, în întuneric se poate vedea clar strălucirea care o însoțește. În al doilea rând, procesul de oxidare a acestei substanțe chimice se produce întotdeauna cu formarea de ozon. Aceasta se datorează preparării compusului intermediar - fosforil PO - în conformitate cu schema: P + O2 → PO + O, și apoi: O + O2 → O3. În al treilea rând, oxidarea este asociată cu o schimbare bruscă a conductivității electrice a aerului din jur datorită ionizării sale. Emisia de lumină fără încălzire vizibilă, atunci când reacțiile chimice au loc, se numește chemiluminescență. În medii umede, chemiluminescența verde se datorează formării unei substanțe intermediare PO.
Окисление фосфора протекает только при o anumită concentrație de oxigen. Nu trebuie să fie sub pragurile minime și peste pragurile maxime ale presiunii parțiale a O2. Intervalul în sine depinde de temperatură și de alți factori. De exemplu, în condiții standard, rata reacției de oxidare cu oxigen pur de fosfor crește până la 300 mm Hg. Art. Apoi scade și scade la aproape zero când presiunea parțială a oxigenului ajunge la 700 mm Hg. Art. și mai sus. Astfel, oxidul în condiții normale nu este format, deoarece fosforul nu este practic oxidat.
Pentoxid de fosfor
Cel mai caracteristic oxid este fosforic.anhidridă sau oxid de fosfor mai mare, P2O5. Este o pulbere albă, cu un miros înțepător. La determinarea greutății sale moleculare în perechi, sa constatat că P4O10 este o înregistrare mai exactă a formulei sale. Este o substanță neinflamabilă, se topește la o temperatură de 565,6 ° C. Oxidul de fosfor poate lua apa care face parte din substanțele chimice. Anhidrida este formată ca urmare a arderii de fosfor într-o atmosferă de oxigen sau aer, cu o cantitate suficientă de O2 în conformitate cu schema: 4P + 5O2 → 2P2O5. Se folosește la producerea acidului H3PO4. Când interacționează cu apa, poate forma trei acizi:
Пятиокись фосфора бурно реагирует с водой и substanțe care conțin apă, cum ar fi lemn sau bumbac. Aceasta produce o cantitate mare de căldură, care poate provoca chiar și un incendiu. Cauzează coroziunea metalică și este foarte iritantă (arsuri grave ale ochilor, pielii) la nivelul sistemului respirator și a membranelor mucoase, chiar și la concentrații scăzute de 1 mg / m³.
Trioxid de fosfor
Anhidridă fosforică sau trioxid de fosfor, P2O3(P4O6) este o substanță cristalină albă (externă similară ceară), care se topește la o temperatură de 23,8 ° C și se fierbe la o temperatură de 173,7 ° C. Ca fosforul alb, P2O3 este o substanță foarte toxică. Este un oxid acid, cu toate proprietățile inerente. Oxidul de fosfor 3 se formează datorită oxidării lentă sau arderii substanței libere (P) într-un mediu în care există o lipsă de oxigen. Trioxidul de fosfor reacționează încet cu apă rece pentru a forma acid: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Acest oxid de fosfor reacționează energic cu apă fierbinte și reacțiile au loc în mod diferit, ducând la formarea de fosfor roșu (produs modificat alotropic), hidrură de fosfor și acizi: H3PO3 și H3PO4. Descompunerea termică a anhidridei P4O6 este însoțită de eliminarea atomilor de fosfor, formarea amestecurilor de oxizi P4O7, P4O8, P4O9. În structură, ele seamănă cu P4O10. Cel mai studiat dintre ei este P4O8.
