Ֆոսֆոր
| |||||
---|---|---|---|---|---|
Ատոմի հատկություններ | |||||
Անվանում, սիմվոլ, կարգաթիվ | Ֆոսֆոր/ Phosphorus (P), 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] | ||||
Իոնացման էներգիա (առաջին էլեկտրոն) | 1011,2(10,48) կՋ/մոլ (էՎ) | ||||
Պարզ նյութի թերմոդինամիկական հատկություններ | |||||
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 բյուրեղային ցանց | |||||
Բյուրեղացանցի կառուցվածք | Խորանարդ | ||||
Բյուրեղացանցի տվյալներ | 18,800 | ||||
Այլ հատկություններ | |||||
Ջերմահաղորդականություն | (300 Կ) (0,236) Վտ/(մ·Կ) | ||||
CAS համար | CAS գրանցման համար? |
15 | Ֆոսֆոր
|
30,974 | |
3s23p3 |
Ֆոսֆոր (լատին․՝ Phoatsphorus ), քիմիական տարր, որի նշանն է P։ Գտնվում է տարրերի պարբերական համակարգի 3-րդ պարբերության 5-րդ խմբում։ 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 | խմբագրել կոդը]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 | խմբագրել կոդը]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 | խմբագրել կոդը]Տարրական ֆոսֆորն ստանում են կալցիումի ֆոսֆատի, սիլիկահողի և ածխածնի խառնուրդն էլեկտրական վառարանում առանց օդի մուտքի մինչև 1600 °C տաքացնելով՝
Ստացված գազային P4-ը բաց թողնելով ջրի մեջ՝ վեր են ածում պինդ վիճակի։
Ֆոսֆորի գոլորշիները փոշեզրկելուց 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 | խմբագրել կոդը]Ֆոսֆորը բնության մեջ տարածված տարր է, կազմում է երկրակեղևի զանգվածի 9,3․10−2% (տարածվածությամբ 13-րդն է)։ Ֆոսֆորը բնորոշ հոտով, անգույն, մոմակերպ, թունավոր նյութ է, ստացվում է ֆոսֆորի գոլորշիները 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 ցուցաբերում է -3, +3 և +5 օքսիդացման աստիճաններ (արժեքականությունը 3 և 5, հազվադեպ 4, 1 և 4)։ Ոչ մետաղների հետ առաջացնում է կովալենտային կապ։ 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։
![](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/8/88/PhosphComby.jpg/600px-PhosphComby.jpg)
Քիմիական հատկություններ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]![](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/0/0c/White_phosphorus_molecule.jpg/120px-White_phosphorus_molecule.jpg)
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 (P2O3)
Ֆոսֆորի (V) օքսիդը՝ Р4О5, ֆոսֆորական թթվի անհիդրիդն է, ջրի հետ առաջացնում է ֆոսֆորական, թթուներ։
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)։
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։
- Փոխազդեցությունը ոչ մետաղների հետ
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՝
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.
Ֆոսֆինը (PH3) սխտորի հոտով, թունավոր գազ է։ Այն ունի ուժեղ վերականգնիչ և թույլ հիմնային հատկություններ։
Բնության մեջ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]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 նշանակություն
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]Բույսերը չեն կարող հաջողությամբ զարգանալ և պտղաբերել, եթե հողի մեջ անբավարար են ջրի մեջ լուծվող ֆոսֆորային միացությունները։ Հողի մեջ ֆոսֆորի պակասը լրացնելու համար օգտագործում են ֆոսֆորական պարարտանյութեր։
Միացությունների ձևով ֆոսֆորը մտնում է մարդու և կենդանիների ոսկրային, մկանային և նյարդային հյուսվածքների կազմության մեջ։ Նրանց համար ֆոսֆորի աղբյուր է ծառայում բուսական սնունդը։ Սննդի մեջ ֆոսֆորի միացությունների պակասության դեպքում մարդու և կենդանիների մոտ առաջանում են լուրջ հիվանդություններ։
Ոսկորներ և ատամի էմալ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]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 | խմբագրել կոդը]Ծանոթագրություններ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]- ↑ 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)(անգլ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Т. 85. — № 5. — ISSN 0033-4545. —
- ↑ «Phosphorus: electronegativities» (անգլերեն). WebElements. Վերցված է 2010 թ․ հուլիսի 15-ին.
- ↑ «Sulfur and Phosphorus Compounds» (անգլերեն). Արխիվացված է օրիգինալից 2011 թ․ օգոստոսի 22-ին. Վերցված է 2010 թ․ հունվարի 27-ին.
- ↑ Редкол.:Зефиров Н. Շ. (гл. ред.) ХимичеՇкая энциклопедия: в 5 т. — 1999. — Т. 5.
Արտաքին հղումներ
[խմբագրել | խմբագրել կոդը]- Ֆոսֆորական լուսինն - փորձ սպիտակ ֆոսֆոր հետ
- Ֆոսֆոր, գիտսկսն ֆիլմ
- Ֆոսֆորը Webelements-ում
- Ֆոսֆորը քիմիական տարրերի հայտնի հանրագիտարանում
Պարբերական աղյուսակ | |||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
H | He | ||||||||||||||||||||||||||||||
Li | Be | B | C | N | O | F | Ne | ||||||||||||||||||||||||
Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | ||||||||||||||||||||||||
K | Ca | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn | Ga | Ge | As | Se | Br | Kr | ||||||||||||||
Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | Cd | In | Sn | Sb | Te | I | Xe | ||||||||||||||
Cs | Ba | La | Ce | Pr | Nd | Pm | Sm | Eu | Gd | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Lu | Hf | Ta | W | Re | Os | Ir | Pt | Au | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | At | Rn |
Fr | Ra | Ac | Th | Pa | U | Np | Pu | Am | Cm | Bk | Cf | Es | Fm | Md | No | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |