Fosfor byl objeven a izolován v roce 1669 německýmchemik H. Brand. V přírodě se tento prvek vyskytuje pouze ve formě sloučenin. Hlavními minerály jsou fosforit Ca3 (PO4) 2 a apatit 3Ca3 (PO4) 2 • CaF2 nebo Ca5F (PO4) 3. Navíc je prvek součástí bílkovin a také obsažen v zubech a kostech. Fosfor snadno reaguje s kyslíkem a chlórem. Při přebytku těchto látek se vytvářejí sloučeniny s oxidačním stupněm (pro P) +5 a v případě nedostatku se stupněm oxidace +3. Oxid fosforu může být reprezentován několika vzorci, které představují různé chemické látky. Mezi nejběžnější patří P2O5 a P2O3. Další vzácné a špatně studované oxidy jsou: P4O7, P4O8, P4O9, PO a P2O6.
Reakce oxidace elementárního fosforukyslík proudí pomalu. Jeho různé aspekty jsou zajímavé. Za prvé, ve tmě je jasně viditelná záře, která je doprovází. Za druhé, oxidace této chemické látky nastává vždy při tvorbě ozonu. To je způsobeno přípravou meziproduktu - fosforyl PO - podle schématu: P + O2 → PO + O, a pak: O + O2 → O3. Za třetí, oxidace je spojena s náhlou změnou elektrické vodivosti okolního vzduchu díky jeho ionizaci. Uvolňování světla bez viditelného ohřevu, když se vyskytují chemické reakce, se nazývá chemiluminiscence. V mokrém prostředí je zelená chemiluminiscence způsobena tvorbou meziproduktu PO.
Oxidace fosforu nastává pouze tehdy, kdyžurčitou koncentraci kyslíku. Nesmí být nižší než minimální a nad maximální limity pro parciální tlak O2. Samotný interval závisí na teplotách a řadě dalších faktorů. Například za standardních podmínek se rychlost oxidace fosforu čistým kyslíkem zvyšuje na 300 mm Hg. Art. Pak klesá a klesá téměř k nule, když parciální tlak kyslíku dosáhne 700 mm Hg. Art. a vyšší. Oxid za normálních podmínek se tudíž nevytváří, protože fosfor není prakticky oxidován.
Oxid fosforečný
Nejvíce typický oxid je fosforečnýanhydrid nebo vyšší oxid fosforečný, P2O5. Je to bílý prášek se špičatým zápachem. Při určování, v párech jeho molekulové hmotnosti, bylo zjištěno, že správný záznam je jeho vzorec P4O10. Tato látka nehořlavý, taje při 565,6 ° C oxid anhydrid P2O5 -kislotny všech charakteristických vlastností, ale je dychtivě vstřebává vlhkost, takže se používá jako vysoušedla kapalin nebo plynů. oxid fosforu mohou absorbovat vodu, která je součástí chemických látek. Anhydrid je tvořen spalování fosforu v atmosféře kyslík nebo vzduch, s dostatečným množstvím režimu O2: 4P + 5O2 → 2P2O5. Používá se při výrobě kyseliny H3PO4. Při interakci s vodou mohou vznikat tři kyseliny:
- Metafosforečná: P2O5 + H2O → 2HPO3;
- pyrofosforečné: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
- ortofosforečná: P2O5 + 3H20 - 2H3P04.
Oxid fosforečný reaguje prudce s vodou alátky obsahující vodu, jako je dřevo nebo bavlna. Toto vytváří velké množství tepla, které mohou dokonce vést k požáru. Způsobuje koroze kovu a je velmi dráždivý (vážné popáleniny očí, kůže), dýchacích cest a sliznic, a to iv koncentracích až 1 mg / m³.
Oxid fosforečný
Anhydrid fosforu nebo oxid fosforitý, P2O3(P4O6) - je bílá krystalická pevná látka (vosk vzhled podobně), který taje při teplotě 23,8 ° C a má teplotu varu při 173,7 ° C ve formě bílého fosforu, P2O3 je velmi toxická látka. Tento kyselý oxid, se všemi svými vlastnostmi. Fosfor oxid 3 je vytvořen v důsledku pomalé oxidace nebo spalování volné látky (P), v prostředí, kde je nedostatek kyslíku. Fosfor oxid reaguje pomalu se studenou vodou za vzniku kyseliny: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Tento oxid fosforečný reaguje silně s teplou vodou, reakce se provádějí v různých způsobech, výsledek může vzniku červeného fosforu (modifikovaný alotropický podukt), hydridu fosforu a kyselinu: H3PO3 a H3PO4. Tepelný rozklad P4O6 anhydridu kyseliny s následným odštěpením atomů fosforu, přičemž směs, vytvořené z oxidů P4O7, P4O8, P4O9. Ve struktuře se podobají P4O10. Nejvíce studovaným z nich je P4O8.
