Fosfor bol objavený a izolovaný v roku 1669 nemeckýmchemik H. Brand. V prírode sa tento prvok nachádza len vo forme zlúčenín. Hlavné minerály sú fosfát Ca3 (PO4) 2 a apatit 3Ca3 (PO4) 2 • CaF2 alebo Ca5F (PO4) 3. Okrem toho je prvok súčasťou bielkovín, rovnako ako v zuboch a kostiach. Fosfor ľahko interaguje s kyslíkom a chlórom. Pri prebytku týchto látok sa vytvárajú zlúčeniny s oxidačným stavom (pre P) +5 a s nedostatkom - s oxidačným stavom +3. Oxid fosforu môže byť reprezentovaný niekoľkými formami, ktoré zobrazujú rôzne chemikálie. Medzi ne najčastejšie patria P2O5 a P2O3. Ďalšie vzácne a slabo študované oxidy zahŕňajú: P4O7, P4O8, P4O9, PO a P2O6.
Elementárna oxidačná reakcia fosforukyslík prúdi pomaly. Jeho rôzne strany sú zaujímavé. Po prvé, v tme je jasne vidieť žiara, ktorá ho sprevádza. Po druhé, oxidačný proces tejto chemickej látky sa vždy vyskytuje pri tvorbe ozónu. Dôvodom je príprava medziproduktu - fosforyl PO - podľa schémy: P + O2 → PO + O a potom: O + O2 → O3. Po tretie, oxidácia je spojená s prudkou zmenou elektrickej vodivosti okolitého vzduchu v dôsledku jeho ionizácie. Emisie svetla bez viditeľného ohrevu, keď sa uskutočňujú chemické reakcie, sa nazýva chemiluminiscence. Vo vlhkom prostredí je zelená chemiluminiscencia spôsobená tvorbou medziproduktu PO.
Oxidácia fosforu sa vyskytuje iba vtedy, keďurčitú koncentráciu kyslíka. Nesmie byť pod minimálnym a nad maximálnym prahom parciálneho tlaku O2. Samotný interval závisí od teploty a od množstva ďalších faktorov. Napríklad za štandardných podmienok sa rýchlosť oxidačnej reakcie s čistým kyslíkom fosforu zvyšuje na hodnotu 300 mm Hg. Art. Potom klesne a klesne na takmer nulu, keď parciálny tlak kyslíka dosiahne 700 mm Hg. Art. a vyššie. Oxid za normálnych podmienok sa teda nevytvára, pretože fosfor nie je prakticky oxidovaný.
Oxid fosforečný
Najcharakteristickejší oxid je fosforečný.anhydrid alebo vyšší oxid fosforečný, P2O5. Je to biely prášok s štipľavým zápachom. Pri určovaní jeho molekulovej hmotnosti v pároch sa zistilo, že P4O10 je presnejší záznam jeho vzorca. Je to nehorľavá látka, taví sa pri teplote 565,6 ° C. Anhydrid P2O5 je oxid kyseliny, ktorý má všetky charakteristické vlastnosti, ale lahko absorbuje vlhkosť a preto sa používa ako vysúšadlo pre kvapaliny alebo plyny. Oxid fosforu môže odobrať vodu, ktorá je súčasťou chemických látok. Anhydrid vzniká v dôsledku spaľovania fosforu v atmosfére kyslíka alebo vzduchu s dostatočným množstvom O2 podľa schémy: 4P + 5O2 → 2P2O5. Používa sa pri výrobe kyseliny H3PO4. Pri interakcii s vodou môže tvoriť tri kyseliny:
Oxid fosforečný reaguje prudko s vodou alátky obsahujúce vodu, ako je drevo alebo bavlna. Výsledkom je veľké množstvo tepla, ktoré môže spôsobiť požiar. Spôsobuje koróziu kovu a veľmi dráždi (vážne popáleniny očí, kože) do dýchacích ciest a slizníc dokonca aj v takých nízkych koncentráciách, ako je 1 mg / m³.
Oxid fosforečný
Фосфористый ангидрид, или триоксид фосфора, P2O3 (P4O6) je biela kryštalická látka (zvonka podobná vosku), ktorá sa topí pri teplote 23,8 ° C a varí pri teplote 173,7 ° C. Rovnako ako biely fosfor, P2O3 je veľmi toxická látka. Je to kyslý oxid so všetkými vlastnými vlastnosťami. Oxid fosforu 3 je tvorený pomalou oxidáciou alebo spálením voľnej látky (P) v prostredí, kde je nedostatok kyslíka. Oxid fosforečný pomaly reaguje so studenou vodou za vzniku kyseliny: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Tento oxid fosforu intenzívne reaguje s horúcou vodou a reakcie prebiehajú inak, čo vedie k tvorbe červeného fosforu (alotropicky modifikovaného produktu), hydridu fosforu a kyselín: H3PO3 a H3PO4. Tepelný rozklad anhydridu P4O6 je sprevádzaný elimináciou atómov fosforu za tvorby zmesí oxidov P4O7, P4O8, P4O9. V štruktúre sa podobajú na P4O10. Najznámejšou z nich je P4O8.
