Червоний фосфор. Червоний фосфор – стабільна та безпечна форма фосфору

БУДОВА АТОМА ФОСФОРУ

Фосфор розташований у III періоді, у 5 групі головній підгрупі "А", під порядковим номером №15. Відносна атомна маса A r (P) = 31 .

Р +15) 2) 8) 5

1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 фосфор: p – елемент, неметал

Валентні можливості фосфору ширші, ніж у атома азоту, тому що в атомі фосфору є вільні d-орбіталі. Тому може відбутися розпарювання 3S 2 – електронів та один з них може перейти на 3d – орбіталь. І тут третьому енергетичному рівні фосфору виявиться п'ять неспарених електронів і фосфор зможе виявляти валентність V .

У вільному стані фосфор утворює кілька алотівраптових видозмін: білий, червоний і чорний фосфор

Фосфор присутній у живих клітинах у вигляді орто- та пірофосфорної кислот, входить до складу нуклеотидів, нуклеїнових кислот, фосфопротеїдів, фосфоліпідів, коферментів, ферментів. Кістки людини складаються з гідроксилапатиту 3С 3 (РО 4) 3 · CaF 2 . До складу зубної емалі входить фторапатит. Основну роль перетвореннях сполук фосфору в організмі людини і тварин грає печінка. Обмін фосфорних сполук регулюється гормонами та вітаміном D. Добова потреба людини у фосфорі 800-1500 мг. За нестачі фосфору в організмі розвиваються різні захворювання кісток.

ТОКСИКОЛОГІЯ ФОСФОРУ

· Червоний фосфорпрактично нетоксичний. Пил червоного фосфору, потрапляючи у легені, викликає пневмонію при хронічній дії.

· Білий фосфордуже отруйний, розчинний у ліпідах. Смертельна доза білого фосфору – 50-150 мг. Потрапляючи на шкіру, білий фосфор дає тяжкі опіки.

Гострі отруєння фосфором проявляються печінням у роті та шлунку, головним болем, слабкістю, блюванням. Через 2-3 доби розвивається жовтяниця. Для хронічних форм характерні порушення кальцієвого обміну, ураження серцево-судинної та нервової систем. Перша допомога при гострому отруєнні – промивання шлунка, проносне, очисні клізми, внутрішньовенно розчини глюкози. При опіках шкіри обробити уражені ділянки розчинами мідного купоросу чи соди. ГДК парів фосфору повітря 0,03 мг/м³.

ОТРИМАННЯ ФОСФОРУ

Фосфор отримують з апатитів або фосфоритів в результаті взаємодії з коксом і кремнеземом при температурі 1600 °С:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P 4 + 10CO + 6CaSiO 3 .

Пари білого фосфору, що утворюються, конденсуються в приймачі під водою. Замість фосфоритів відновлення можна піддати й інші сполуки, наприклад, метафосфорну кислоту:

4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO.

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ФОСФОРУ

ЗАСТОСУВАННЯ ФОСФОРУ

Фосфор є найважливішим біогенним елементом і водночас знаходить дуже широке застосування у промисловості.

Мабуть, перша властивість фосфору, яку людина поставила собі на службу, - це горючість. Займість фосфору дуже велика і залежить від алотропічної модифікації.

Найбільш активний хімічно, токсичний і горючий білий (жовтий) фосфортому він дуже часто застосовується (в запальних бомбах тощо).

Червоний фосфор- основна модифікація, що виробляється та споживана промисловістю. Він застосовується у виробництві сірників, його разом із тонко подрібненим склом і клеєм наносять на бічну поверхню коробка, при терті сірникової головки до складу якого входять хлорат калію та сірка, відбувається запалення. Також червоний фосфор використовується під час виробництва вибухових речовин, запальних складів, палив.

Фосфор (у вигляді фосфатів) - один із трьох найважливіших біогенних елементів, бере участь у синтезі АТФ. Більшість виробленої фосфорної кислоти йде отримання фосфорних добрив - суперфосфату, преципітату, та інших.

ЗАВДАННЯ ДЛЯ ЗАКРІПЛЕННЯ

№2. Здійсніть перетворення за схемою:
P -> Ca 3 P 2 -> PH 3 -> P 2 O 5
Для останньої реакції PH 3 -> P 2 O 5 складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.

№3. Здійсніть перетворення за схемою:
Ca 3 (PO 4 ) 2 -> P -> P 2 O 5

• Позначення – P (Phosphorus);
• Період – III;
• Група – 15 (Va);
• Атомна маса – 30,973761;
• Атомний номер – 15;
• Радіус атома = 128 пм;
• Ковалентний радіус = 106 пм;
• Розподіл електронів - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;
• t плавлення = 44,14 ° C;
• t кипіння = 280 ° C;
• Електронегативність (по Полінгу/по Алпреду та Рохову) = 2,19/2,06;
• Ступінь окиснення: +5, +3, +1, 0, -1, -3;
• Щільність (н. у.) = 1,82 г/см3 (білий фосфор);
• Молярний об'єм = 17 см 3 /моль.

З'єднання фосфору:

Фосфор (несе світло) вперше було отримано арабським алхіміком Ахад Бехілем у 12 столітті. З європейських вчених першим відкрив фосфор німець Хенніг Брант у 1669 р., під час проведення дослідів із людською сечею у спробах витягти з неї золото (вчений вважав, що золотистий колір сечі викликаний присутністю частинок золота). Дещо пізніше фосфор був отриманий І. Кункелем і Р. Бойлем - останній описав його у своїй статті "Спосіб приготування фосфору з людської сечі" (14.10.1680; робота була опублікована в 1693). Пізніше Лавуазьє довів, що фосфор є простою речовиною.

Зміст фосфору в земній корі становить 0,08% за масою - це один із найпоширеніших хімічних елементів на нашій планеті. Через свою високу активність фосфор у вільному стані в природі не зустрічається, але входить до складу майже 200 мінералів, найпоширенішими з яких є апатит Ca 5 (PO 4) 3 (OH) і фосфорит Ca 3 (PO 4) 2 .

Фосфор відіграє важливу роль у житті тварин, рослин і людини - він входить до складу такої біологічної сполуки, як фосфоліпід, також присутня в білкових та інших найважливіших органічних сполуках, як ДНК і АТФ.

Мал. Будова атома фосфору.

Атом фосфору містить 15 електронів, і має схожу з азотом електронну конфігурацію зовнішнього валентного рівня (3s 2 3p 3), але у фосфору в порівнянні з азотом менш виражені неметалеві властивості, що пояснюється наявністю вільної d-орбіталі, більшим радіусом атома і меншою енергією .

Вступаючи у реакції коїться з іншими хімічними елементами, атом фосфору може виявляти ступінь окислення від +5 до -3 (найхарактерніша ступінь окислення +5, інші зустрічаються досить рідко).

• +5 - оксид фосфору P 2 O 5 (V); фосфорна кислота (H3PO4); фосфати, галогеніди, сульфіди фосфору V (солі фосфорної кислоти);
• +3 - P 2 O 3 (III); фосфориста кислота (H3PO3); фосфіти, галогеніди, сульфіди фосфору III (солі фосфористої кислоти);
• 0 - P;
• -3 - фосфін PH 3; фосфіди металів.

В основному (незбудженому) стані у атома фосфору на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться два спарених електрона на s-підрівні + 3 неспарені електрони на p-орбіталях (d-орбіталь вільна). У збудженому стані один електрон із s-підрівня переходить на d-орбіталь, що розширює валентні можливості атома фосфору.

Мал. Перехід атома фосфору у збуджений стан.

P 2

Два атоми фосфору поєднуються в молекулу P 2 при температурі близько 1000°C.

При нижчих температурах фосфор існує у чотирихатомних молекулах P 4 , а також у стійкіших полімерних молекулах P ∞ .

Алотропні модифікації фосфору:

• Білий фосфор- надзвичайно отруйна (летальна доза білого фосфору для дорослої людини становить 0,05-0,15 г) воскоподібна речовина із запахом часнику, без кольору, що люмінісціює у темряві (процес повільного окислення в P 4 O 6); висока реакційна здатність білого фосфору пояснюється неміцними зв'язками Р-Р (у білого фосфору молекулярна кристалічна решітка з формулою P 4 у вузлах якої розташовані атоми фосфору), які досить легко розриваються, внаслідок чого білий фосфор при нагріванні або в процесі тривалого зберігання переходить в більш стійкі полімерні модифікації: червоний та чорний фосфор. З цих причин білий фосфор зберігають без доступу повітря під шаром очищеної води або спеціальних інертних середовищах.
• Жовтий фосфор- Вогненебезпечна, сильно отруйна речовина, у воді не розчиняється, легко окислюється на повітрі та самозаймається, при цьому горить яскраво-зеленим сліпучим полум'ям з виділенням густого білого диму.
• Червоний фосфор- полімерна, нерозчинна у воді речовина зі складною структурою, що має найменш реакційну здатність. Червоний фосфор широко застосовується у промисловому виробництві, тому що не так сильної отруйний. Оскільки на відкритому повітрі червоний фосфор, вбираючи вологу, поступово окислюється з утворенням гігроскопічного оксиду ("відволожується"), утворює в'язку фосфорну кислоту, тому червоний фосфор зберігається в герметично закритій тарі. У разі відмокання, червоний фосфор очищають від залишків фосфорної кислоти шляхом промивання водою, потім висушують і використовують за призначенням.
• Чорний фосфор- жирна на дотик графітоподібна речовина сіро-чорного кольору, що має напівпровідникові властивості - найбільш стійка модифікація фосфору із середньою реакційною здатністю.
• Металевий фосфородержують із чорного фосфору під високим тиском. Металевий фосфор добре проводить електричний струм.

Хімічні властивості фосфору

З усіх алотропних модифікацій фосфору найактивнішою є білий фосфор (P 4). Найчастіше у рівнянні хімічних реакцій пишуть просто P, а чи не P 4 . Оскільки фосфор, як і азот, має багато варіантів ступенів окислення, то в одних реакціях він є окислювачем, в інших – відновником, залежно від речовин, з якими він взаємодіє.

Окислювальнівластивості фосфор виявляє у реакціях з металами, які протікають при нагріванні з утворенням фосфідів:
3Mg + 2P = Mg 3 P 2 .

Фосфор є відновникому реакціях:

• з більш електронегативними неметалами (киснем, сіркою, галогенами):
  • сполуки фосфору (III) утворюються при нестачі окислювача
    4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
  • сполуки фосфору (V) - при надлишку: кисню (повітря)
    4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
• з галогенами та сіркою фосфор утворює галогеніди та сульфід 3-х або 5-ти валентного фосфору, залежно від співвідношення реагентів, які беруться у нестачі або надлишку:
  • 2P+3Cl 2 (тиж.) = 2PCl 3 - хлорид фосфору (III)
  • 2P+3S(тиж.) = P 2 S 3 - сульфід фосфору (III)
  • 2P+5Cl2(изб.) = 2PCl 5 - хлорид фосфору (V)
  • 2P+5S(ізб.) = P 2 S 5 - сульфід фосфору (V)
• з концентрованою сірчаною кислотою:
  2P+5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 +5SO 2 +2H 2 O
• з концентрованою азотною кислотою:
  P+5HNO 3 = H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O
• з розведеною азотною кислотою:
  3P+5HNO 3 +2H 2 O = 3H 3 PO 4 +5NO

Фосфор виступає одночасно і окислювачем, і відновником у реакціях диспропорціонуванняз водними розчинами лугів при нагріванні, утворюючи (крім фосфіну) гіпофосфіти (солі фосфорноватистої кислоти), в яких виявляє нехарактерну для себе ступінь окислення +1:
4P 0 +3KOH+3H 2 O = P -3 H 3 +3KH 2 P +1 O 2

ТРЕБА ЗАПАМ'ЯТАТИ: з іншими кислотами, крім зазначених вище реакцій, фосфор не реагує.

Отримання та застосування фосфору

Промисловим способом фосфор отримують шляхом відновлення коксом з фосфоритів (фторапататиов), до складу яких входить фосфат кальцію, прожарюючи в електропечах при температурі 1600°C з додаванням кварцового піску:
Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 2P + 5CO.

На першому етапі реакції під дією високої температури оксид кремнію (IV) витісняє оксид фосфору (V) з фосфату:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5 .

Потім оксид фосфору (V) відновлюється вугіллям до вільного фосфору:
P 2 O 5 +5C = 2P+5CO.

Застосування фосфору:

• отрутохімікатів;
• сірників;
• миючих засобів;
• фарб;
• напівпровідників.

ФОСФОР, Р (лат. Phosphorus * а. phosphorus; н. Phosphor; ф. phosphore; і. fosforo), - хімічний елемент V групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 15, атомна маса 30,97376. Природний фосфор представлений одним стабільним ізотопом 31 Р. Відомо 6 штучних радіоактивних ізотопів фосфору з масовими числами 28-30 та 32-34.

Спосіб отримання фосфору, можливо, був відомий арабським алхімікам ще в 12 ст, але загальноприйнятою датою відкриття фосфору вважається 1669, коли Х. Бранд () отримав речовину, що світиться в темряві, названим "холодним вогнем". Існування фосфору як хімічного елемента довів на початку 70-х. 18 ст. французький хімік А. Лавуазьє.

Модифікації та властивості

Елементарний фосфор існує у вигляді кількох алотропних модифікацій – білий, червоний, чорний. Білий фосфор - воскоподібна прозора речовина з характерним запахом, утворюється при конденсації парів фосфору. У присутності домішок – слідів червоного фосфору, миш'яку, заліза та ін. – забарвлений у жовтий колір, тому товарний білий фосфор називається жовтим. Існують 2 модифікації білого фосфору а-Р має кубічні грати щільної упаковки а=0,185 нм; щільність 1828 кг/м 3; t плавлення 44,2 ° С, t кипіння 277 ° С; теплопровідність 0,56 Вт/(м.К); молярна теплоємність 23,82 Дж/(моль.К); температурний коефіцієнт лінійного розширення 125.10 -6 К -1; за електричними властивостями білий фосфор близький до діелектриків. При температурі 77,8°З тиску 0,1 МПа а-Р перетворюється на b-Р (решітка ромбічна, щільність 1880 кг/м 3 ). Нагрівання білого фосфору без доступу повітря при 250-300°С протягом декількох годин призводить до утворення червоної модифікації. Звичайний товарний червоний фосфор практично аморфний, проте при тривалому нагріванні може переходити в одну з кристалічних форм (триклінну, кубічну) щільністю від 2000 до 2400 кг/м 3 і t плавлення 585-610°С. При сублімації (t вигонки 431°С) червоний фосфор перетворюється на газ, при охолодженні якого утворюється в основному білий фосфор. При нагріванні білого фосфору до 200-220°З тиском 1,2-1,7 ГПа утворюється чорний фосфор. Даний вид перетворення можна здійснити і при нормальному тиску (при t 370°С), використовуючи як каталізатор, а також невелику кількість чорного фосфору для затравки. Чорний фосфор - кристалічна речовина з ромбічними гратами (а = 0,331, b = 0,438 і с = 1,05 нм), щільність 2690 кг/м 3 t плавлення 1000 ° С; на вигляд схожий на графіт; напівпровідник, діамагнітний. При нагріванні до температури 560-580°З тиску насичених парів перетворюється на червоний фосфор.

Хімічний фосфор

Атоми фосфору об'єднуються у двоатомні (Р 2) та чотирихатомні (Р 4) полімерні молекули. Найбільш стійкі за нормальних умов молекули, що містять довгі ланцюги пов'язаних між собою тетраедрів Р 4 . У сполуках фосфор має ступінь окиснення +5, +3, -3. Подібно до азоту в хімічних сполуках утворює головним чином ковалентний зв'язок. Фосфор хімічно активних елементів. Найбільшою активністю відрізняється його біла модифікація, яка за нормальної температури близько 40°С самозаймається, тому зберігається під шаром води . Червоний фосфор спалахує при ударі або терті. Чорний фосфор малоактивний і важко запалюється при підпалюванні. Окислення фосфору зазвичай супроводжується хемілюмінесценцією. При горінні фосфору надлишку кисню утворюється P 2 O 5 , при нестачі - в основному Р 2 O 3 . Фосфор утворює кислоти: орто- (H 3 PO 4), поліфосфорні (H n+2 РО 3n+1), фосфористу (H 3 PO 3), фосфорнувату (H 4 Р 2 О 6), фосфорнувату (H 3 PO 2) , а також надкислоти: надфосфорну (H 4 Р 2 Про 8) та мононадфосфорну (H 3 PO 5).

Фосфор безпосередньо реагує з усіма галогенами із виділенням великої кількості тепла. Відомі сульфіди та нітриди фосфору. При температурі 2000°З фосфор взаємодіє з вуглецем , утворюючи карбід (PC 3); при нагріванні фосфору з металами – фосфіди. Білий фосфор та його сполуки високотоксичні, ГДК 0,03 мг/м 3 .

Фосфор у природі

Середній вміст фосфору у земній корі (кларк) 9,3.10 -2 %, в ультраосновних породах 1,7. 10 -2 %, основних - 1,4.10 -2 %, кислих - 7. 10 -2 %, осадових - 7,7.10 -2 %. Фосфор бере участь у магматичних процесах і енергійно мігрує у біосфері. З обома процесами пов'язані його великі накопичення, що утворюють промислові родовища апатитів - Ca 5 (PO 4) 3 (F, Cl) і фосфоритів - аморфний Ca 5 (PO 4) 3 (OH, CO 3) з різними домішками. Фосфор є виключно важливим біогенним елементом, який накопичується багатьма організмами. Саме з біогенною міграцією пов'язані процеси концентрації фосфору у земній корі. Відомо понад 180 мінералів, що містять фосфор.

Отримання та застосування

У промислових масштабах фосфор витягують із природних фосфатів електротермічним відновленням коксом при температурах 1400-1600°С у присутності кремнезему (кварцового піску); газоподібний фосфор після очищення від пилу направляється в конденсаційні установки, де під шаром води збирають білий рідкий фосфор. Основна маса виробленого фосфору переробляється у фосфорну кислоту та одержувані на її основі фосфорні добрива та технічні солі. Широко застосовуються солі фосфорних кислот — фосфати, дещо меншою мірою — фосфіти та гіпофосфіти. Білий фосфор використовується при виготовленні запальних та димових снарядів; червоний - у сірниковому виробництві.

Фосфор - важлива складова живої та неживої природи. Він знаходиться в надрах Землі, воді та в нашому організмі, а академік Ферсман навіть прозвав його «елементом життя та думки». Незважаючи на свою корисність, білий фосфор може бути надзвичайно небезпечним та отруйним. Давайте поговоримо докладніше про його характеристики.

Відкриття елемента

Історія відкриття фосфору розпочалася з алхімії. Починаючи з XV століття європейські вчені прагнули знайти філософський камінь або «великий еліксир», за допомогою якого вдасться перетворювати будь-які метали на золото.

У XVII столітті алхімік Хенніг Бранд вирішив, що шлях до магічного реактиву лежить через сечу. Вона жовта, а значить містить золото або якось з ним пов'язана. Вчений старанно збирав матеріал, відстоював його, а потім переганяв його. Замість золота він отримав білу речовину, яка світилася у темряві і непогано горіла.

Відкриття Бранд назвав "холодним вогнем". Пізніше отримувати фосфор у такий спосіб додумався ірландський алхімік Роберт Бойль і німець Андреас Магграф. Останній також додавав у сечу вугілля, пісок та мінерал фосгеніт. Згодом речовину назвали phosphorus mirabilis, що перекладалося як чудотворний носій світла.

Світлоносний елемент

Відкриття фосфору стало справжньою сенсацією серед алхіміків. Одні раз у раз намагалися викупити у Бранда секрет отримання речовини, інші намагалися дійти до цього самостійно. У у вісімнадцятому сторіччі було доведено, що елемент міститься у кісткових останках організмів, і невдовзі відкрилося кілька заводів із виробництва.

Французький фізик Лавуазьє довів, що фосфор є простою речовиною. У таблиці Менделєєва він стоїть під номером 15. Разом з азотом, сурмою, миш'яком і вісмутом належить до групи пніктидів і характеризується як неметал.

Елемент досить поширений у природі. У відсотковому співвідношенні у масі земної кори він посідає 13 місце. Фосфор активно взаємодіє з киснем і не зустрічається у вільному вигляді. Він існує у складі численних мінералів (більше 190), таких як фосфорити, апатити тощо.

Білий фосфор

Фосфор існує у вигляді кількох форм або алотропних модифікацій. Вони відрізняються один від одного щільністю, кольором та хімічними властивостями. Зазвичай виділяють чотири основні форми: білий, чорний, червоний та металевий фосфор. Інші модифікація являють собою тільки суміш із перерахованих вище.

Білий фосфор дуже нестійкий. За нормальних умов на світлі він швидко переходить у червоний, а високий тиск перетворює його на чорний. Його атоми розташовані у вигляді тетраедра. Він має кристалічні молекулярні грати, з формулою молекули Р4.

Вирізняю також жовтий фосфор. Це ще одна модифікація речовини, а назва неочищеного білого фосфору. Він може мати як світлий, і темно-бурий відтінок і характеризується сильної отруйністю.

Властивості білого фосфору

За консистенцією та зовнішнім виглядом речовина нагадує віск. Воно має часниковий запах і жирне на дотик. М'який фосфор (без особливих зусиль його можна розрізати ножем) і деформується. Після очищення стає безбарвним. Його прозорі кристали райдужно переливаються на сонце та схожі на алмази.

Він плавиться за 44 градусів. Активність речовини проявляється навіть за кімнатної температури. Основна характеристика фосфору - його здатність до хемілюмінесценції чи свічення. Окисляючись на повітрі, він випромінює біло-зелене світло, а згодом самозаймається.

Речовина практично не розчиняється у воді, але може горіти в ній за тривалого контакту з киснем. Воно добре розчиняється в органічних розчинниках, наприклад, у сірковуглецю, рідкому парафіні та бензолі.

Застосування фосфору

Людина «приручила» фосфор як у мирних, так і у військових цілях. Речовину використовують для фосфорної кислоти, яку застосовують для добрив. Раніше вона широко використовувалася для фарбування вовни, виготовлення фоточутливих емульсій.

Білий фосфор застосовується дуже широко. Основна його цінність у горючості. Так, речовину використовують для запальних боєприпасів. Цей вид зброї був актуальним під час обох Світових воїн. Його застосовували у війні у Газі у 2009 році, а також в Іраку у 2016 році.

Червоний фосфор використовується ширше. З нього роблять паливо, мастильні матеріали, вибухові речовини та головки сірників. Різні сполуки фосфору використовують у промисловості в засобах для пом'якшення води, додають пасиваторні засоби, щоб захистити метал від корозії.

Вміст в організмі та вплив на людину

Фосфор є одним із життєво необхідних елементів для нас. У вигляді сполук з кальцієм він присутній у зубах та скелеті, надаючи кісткам твердість та міцність. Елемент присутній у сполуках АТФ та ДНК. Він має найважливіше значення для діяльності мозку. Перебуваючи у нервових клітинах, він сприяє передачі нервових імпульсів.

Фосфор міститься у м'язовій тканині. Він бере участь у процесі перетворення енергії з білків, жирів та вуглеводів, що надходять до організму. Елемент підтримує кислотно-лужний баланс у клітинах, здійснюється їх розподіл. Він сприяє метаболізму, вкрай необхідний під час зростання організму та його відновлення.

Водночас фосфор може бути небезпечним. Сам собою білий фосфор є дуже токсичним. Доза вище 50 міліграм призводить до смерті. Отруєння фосфором супроводжується блюванням, головним та шлунковим болем. Попадання речовини на шкіру викликає опіки, які гояться дуже повільно та болісно.

Надлишок фосфору в організмі призводить до ламкості кісток, виникнення серцево-судинних захворювань, появи кровотеч, анемії. Від перенасичення фосфором страждають також печінка та система травлення.

Сірка кристалічна Сірчистий ангідрид (в кристалах)

Сірка

Сірка S - тверда, тендітна, жовта кристалічна речовина з температурою плавлення 119,3°С. Але не плутайте цю сірку із сіркою на сірниках. На головках сірників в основному знаходяться складні речовини, однією з яких є хлорат калію (KClO3), яка здатна самозаймистись при терті або температурі. Сірка- проста речовина і тут присутня як один з компонентів, що складають сірникову головку.

Модифікації сірки:

Існує дві модифікації сірки: тендітна сіркаі пластична сірка. При 113 °С кристалічна сіркаплавиться, перетворюючись на жовту рідку рідину. Розплавлена ​​сірка при температурі 187 ° С стає дуже в'язкою і швидко темніє. У цьому змінюється її структурний стан. А якщо нагріти сірку до 445 ° С, вона закипає. Виливаючи киплячу сірку тонкою цівкою в холодну воду, можна отримати пластичну сірку - гумоподібну модифікацію, що складається з полімерних ланцюжків. У цьому стані сірка здатна деформуватися, розтягуватись, при цьому не руйнуючись. Але варто їй полежати кілька днів на повітрі, як вона перетворюється знову на тендітний матеріал.

Сірка діелектрик. Вона може бути утеплювачем.

Сірка легко окислює майже всі метали, крім золота Au, платини Pt та рутенію Ru. Сірка окислює навіть за кімнатної температури лужні (натрій Na, калій K, літій Li, кальцій Ca) і лужноземельні метали (алюміній Al, магній Mg). На повітрі кристалічна сіркагорить синім полум'ям із утворенням діоксиду сірки SO 2 (газ із неприємним задушливим запахом). При спалюванні сірки у водні утворюється отруйний газ - сірководень

Багато продуктів, псуючись, виділяють специфічний запах сірководню. Сірка використовується в промисловості для одержання сірчаної кислоти. Окислюючи Диоксид сірки SO 2 в середовищі збагаченому киснем, отримують триоксид сірки SO 3 – в'язка прозора рідина.

Сірчаний ангідридабо триоксид сірки SO 3 при кімнатній температурі є безбарвною легко летючою рідиною (t кип = 45 °С), яка згодом переходить в азбестоподібну модифікацію, що складається з блискучих шовковистих кристалів. Волокна сірчаного ангідриду стійкі лише у запаяній посудині. Поглинаючи вологу повітря, вони перетворюються на густу безбарвну рідину – олеум (від лат. oleum – «олія»). Хоча формально олеум можна розглядати як розчин SO 3 H 2 SO 4 .

Сірчистий газвиявляє сильну відбілюючу дію: якщо, наприклад, червону троянду опустити в ємність із сірчистим газом SO 2 то вона втратить свій колір.

Фосфор

Ця речовина може існувати у двох видах: червоний фосфорі білий фосфор(білий фосфор ще називають жовтим фосфором).

Білий фосфор (або жовтий фосфор) - отруйна, дуже реакційна м'яка воскоподібна речовина блідо-жовтого кольору, розчинна в сірковуглецю і бензолі. На повітрі білий фосфор спалахує при 34 ° С і горить яскравим білим полум'ям з утворенням оксиду фосфору. Білий фосфор плавиться за температури 44,1°С., світиться у темряві. При попаданні на шкіру може спричинити сильний опік.

Дуже отруйний: смертельна доза близько 0,1 г (приблизно така сама і у ціаністого калію - 0,12 г). Через небезпеку самозаймання повітря білий фосфор зберігають під шаром води. і чорний фосфор менш отруйні, тому що нелеткі і практично нерозчинні у воді. Білий фосфор вже при кімнатній температурі, а інші модифікації фосфору - при нагріванні вступають у реакцію з багатьма простими речовинами: галогенами (фтор, хлор, бром, йод, астат) киснем, сіркою, деякими металами. Якщо нагріти білий фосфор до 300 0 C без доступу повітря, він поступово перетворюється на червоний фосфор. Червоний фосфор – тверда речовина, не отруйна, у темряві не світиться і не займається.

Назва червоний фосфор відноситься відразу до кількох модифікацій, що розрізняються за щільністю і забарвленням: вона коливається від помаранчевого до темно-червоного і навіть фіолетового. Всі різновиди червоного фосфорунерозчинні в органічних розчинниках, у порівнянні з білим фосфором вони менш реакційноздатні (займиться червоний фосфор на повітрі при t>200 °С)

Вода не розчиняє фосфору. Його зазвичай розчиняють у етиловому спирті.

Під тиском у сотні атмосфер виходить чорний фосфор, за властивостями схожий на метал (він проводить електрику та блищить). Чорний фосформає подібну до металів кристалічну решітку.

Чому фосфор світиться

Якщо кажуть, що фосфор світиться, значить мають на увазі лише білий фосфор! У його молекулі (вершини піраміди з основою – трикутник), у кожної вершини є по парі електронів, які розташовані зовні від поверхні уявної піраміди. Атоми фосфору "відкриті" і легко доступні будь-яким атомам інших елементів - окислювачів (наприклад, кисню з повітря). Доступні електронні пари фосфору служать "приманкою" для будь-яких інших атомів, які готові приєднати чужий електрон (які мають високу електронегативність). Білий фосфор світиться не так, - він окислюється - спочатку атоми кисню розташовуються між атомами фосфору. Це відбувається доти, доки всі вільні електронні пари не приєднаються до кисню. Після цього білий фосфор перестає світитися і перетворюється на оксид фосфору P 2 O 5 .

Оксид фосфору - відносно стійка речовина, але при цьому активно реагує з водою, утворюючи метафосфорну кислоту HPO 3 та ортофосфорну кислоту H 3 PO 4

Кислоти фосфору

При розчиненні у воді оксиду фосфору P 2 O 5 утворюється ортофосфатна кислота H 3 PO 4 . Ця кислота – одна із слабких кислот, тому з більшістю металів не реагує, а лише видаляє на їхній поверхні оксидну плівку. Її часто використовують під час ремонту електрообладнання, паяння електронних плат тощо. Вона є добрим засобом для видалення іржі.

Фосфорутворює дві кислоти: одну – ортофосфорну кислоту, другу – метафосфорну(НPO 3). Але друга кислота – з'єднання не стійке та швидко окислюється, утворюючи ортофосфорну кислоту.