Фосфор был открыт и выделен в 1669 году немецким ķīmiķis H. Brand. Dabā šis elements atrodams tikai savienojumu formā. Galvenie minerāli ir fosforīts Ca3 (PO4) 2 un apatite 3Ca3 (PO4) 2 • CaF2 vai Ca5F (PO4) 3. Turklāt elements ir daļa no proteīniem, kā arī atrodams zobos un kaulos. Fosfors visvieglāk mijiedarbojas ar skābekli un hloru. Ar šo vielu pārslodzi tiek veidoti savienojumi ar oksidācijas stāvokli (attiecībā uz P) +5 un deficīts - ar oksidācijas stāvokli +3. Fosfora oksīdu var attēlot ar vairākām formām, kurās ir dažādas ķīmiskas vielas. Starp tiem visbiežāk sastopami P2O5 un P2O3. Citi reti un slikti izpētīti oksīdi ietver: P4O7, P4O8, P4O9, PO un P2O6.
Elementārā fosfora oksidācijas reakcijaskābeklis plūst lēni. Tās dažādās puses ir interesantas. Pirmkārt, tumsā var skaidri redzēt spīdumu, kas to papildina. Otrkārt, šīs ķīmiskās vielas oksidēšanās process vienmēr notiek ar ozona veidošanos. Tas ir saistīts ar starpprodukta savienojuma - fosforil PO - ražošanu pēc shēmas: P + O2 → PO + O, un pēc tam: O + O2 → O3. Treškārt, oksidēšana ir saistīta ar straujām izmaiņām apkārtējā gaisa elektriskajā vadītspējā sakarā ar tā jonizāciju. Gaismas emisija bez ievērojamas sakaršanas, kad rodas ķīmiskās reakcijas, sauc par hemiluminiscenci. Mitrā vidē zaļā hemiluminiscencija ir saistīta ar starpprodukta PO veidošanos.
Fosfora oksidēšana notiek tikai tad, kadnoteiktu skābekļa koncentrāciju. Tam nevajadzētu būt zemāk par minimālo un virs O2 daļējā spiediena maksimālajiem sliekšņiem. Intervāls pati par sevi ir atkarīgs no temperatūras un vairākiem citiem faktoriem. Piemēram, standarta apstākļos oksidēšanas reakcijas ātrums ar tīru fosfora skābekli palielinās, sasniedzot 300 mm Hg. Art. Tad tas samazinās un nokrīt gandrīz līdz nullei, ja skābekļa daļējais spiediens sasniedz 700 mm Hg. Art. un augstāk. Tādējādi normālos apstākļos oksīds nav veidots, jo fosfors praktiski nav oksidēts.
Fosfora pentoksīds
Visizplatītākais oksīds ir fosfors.anhidrīds vai lielāks fosfora oksīds, P2O5. Tas ir balts pulveris ar asu smaku. Nosakot tā molekulmasu pa pāriem, tika konstatēts, ka P4O10 ir precīzāks tā formulas reģistrs. Tā ir nedegoša viela, tā kūst pie temperatūras 565,6 ° C. P2O5 anhidrīds ir skābais oksīds ar visām raksturīgajām īpašībām, bet tas azartiski uzsūc mitrumu un tāpēc tiek izmantots kā šķidrumu vai gāzu desiccants. Fosfora oksīds var noņemt ūdeni, kas ir daļa no ķimikālijām. Anhidrīds veidojas fosfora sadegšanas rezultātā skābekļa vai gaisa atmosfērā ar pietiekamu daudzumu O2 saskaņā ar shēmu: 4P + 5O2 → 2P2O5. To lieto skābes H3PO4 ražošanā. Saskaroties ar ūdeni, tā var veidot trīs skābes:
- metafosfors: P2O5 + H2O → 2HPO3;
- pirofosforskābe: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
- ortofosforskābe: P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.
Fosfora pentoksīds spēcīgi reaģē ar ūdeni un ūdenivielas, kas satur ūdeni, piemēram, koka vai kokvilnas. Tas rada lielu siltuma daudzumu, kas pat var izraisīt ugunsgrēku. Tas izraisa metālu koroziju un ir ļoti kairinošs (nopietni acu, ādas apdegumi) uz elpošanas ceļiem un gļotādām, pat pie tādas mazas koncentrācijas, kā 1 mg / m³.
Fosfora trioksīds
Fosforanhidrīds vai fosfortrioksīds, P2O3(P4O6) ir balta kristāliska viela (izskatās kā vasks), kas kūst 23,8 ° C temperatūrā un virst 173,7 ° C temperatūrā. Tāpat kā baltais fosfors, P2O3 ir ļoti indīga viela. Tas ir skābes oksīds ar visām raksturīgajām īpašībām. Fosfora oksīds 3 veidojas sakarā ar brīvās vielas (P) lēno oksidēšanos vai sadedzināšanu vidē, kur trūkst skābekļa. Fosfortoksīds lēni reaģē ar aukstu ūdeni, veidojot skābi: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Šis fosfora oksīds enerģiski reaģē ar karstu ūdeni, un reakcijas notiek dažādos veidos, kā rezultātā veidojas sarkans fosfors (allotropiski modificēts produkts), fosfora hidrīds un skābes: H3PO3 un H3PO4. Anhidrīda P4O6 termiskā sadalīšanās ir saistīta ar fosfora atomu likvidēšanu, veidojot oksīdu P4O7, P4O8, P4O9 maisījumus. Struktūrā tie atgādina P4O10. Visvairāk pētītais ir P4O8.
