Фосфор (лат. Phosphorus) - один из наиболее распространенных элементов в земной коре. В свободном состоянии в природе не встречается  из-за высокой химической активности. В связанном виде входит в состав около 200 минералов, главным образом апатитов 3Ca₃(PO₄)₂*CаХ₂(Х=Cl, F, OH)₂ и фосфоритов Ca₃(PO₄)₂.

Известно 11 аллотропных модификаций фосфора, наиболее изучен белый, красный и черный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную формулу P₄ и   представляет правильный тетраэдр с углом между связями в 60^О.  Белый фосфор очень ядовит. Смертельная доза для человека составляет 0,15 г. Уже при комнатной температуре белый фосфор легко испаряется и его пары окисляются. Энергия этих реакций переходит частично в световую, что является причиной свечения белого фосфора в темноте.

Он легко загорается (возможно самовоспламенение). Обращаться с ним надо крайне осторожно. Хранить необходимо под водой.

Красный фосфор получают при длительном нагревании белого фосфора при температуре 280-340 ^ОС под давлением и без доступа воздуха. Это темно-красное мелкокристаллическое мало-летучее вещество.

Содержание фосфора в человеческом организме составляет около 1 % от его массы.

  280 - 340° С                             200° С

P_бел  →  Р_красн                       P_бел   → Р_черн

Красный фосфор почти не ядовит и менее огнеопасен, чем белый. Самовозгорание не происходит, однако зажечь его легко и горение протекает очень бурно. 

Наиболее устойчивой формой фосфора является черный фосфор. По внешнему виду и свойствам напоминает графит, жирный на ощупь, разделяется на чешуйки, проводит электрический ток. Не ядовит, химически наименее малоактивен, воспламеняется только при температуре 490 ^ОС.

Хотя фосфор является электронным аналогом азота, но наличие в валентном электронном слое атома свободных d - орбиталей делает соединения фосфора не похожими на соединения азота.

        Различие между соединениями азота и фосфора связано с образованием донорно-акцепторных π-связей между атомами фосфора и донорами электронных пар, особенно кислородом. Поэтому при переходе от N к P прочность связей Э-Н вследствие увеличения размера атома снижается, однако связи Э-О значительно упрочнятся.

Образование донорно-акцепторных связей объясняет интенсивное взаимодействие фосфора с кислородом, устойчивость и многообразие кислородных соединений фосфора.

Наиболее устойчивая степень окисления +5. В этой степени  окисления соединения фосфора не проявляют окислительные свойства из-за ее стабильности, в отличии от азота. Т.к. имеются свободные 3d – орбитали, то по сравнению с азотом валентных возможностей больше и максимальная валентность фосфора может быть 5, редко 6.

Получение:

1.          Из фосфоритной муки сплавлением с углеродом и оксидом кремния

Ca₃(PO₄)₂ + C +SiO₂ → P₄ + CaSiO₃ + CO

2.     Из фосфата Са, при температуре выше 1500^оС

Ca₃(PO₄)₂ + C → CaO + P₄ + CO

Химические свойства:

P + O₂ = P₂O₃

P + O₂ = P₂O₅

P + S = P₂S₃

P + Cl₂ = PCl₃

P + H₂ не идет

Реагирует с кислотами

P + HNO₃ = H PO₄ + NO + H₂O

P + H₂SO₄ = H₃PO₄ + SO₂ + H₂O

Реагирует со щелочами

P + KOH + H₂O = KH ₂PO₂ + PH₃↑

       Соединения: В отличие от азота фосфор непосредственно не реагирует с водородом. Гидрид фосфора (РН₃) фосфин получают гидролизом фосфида кальция.

Са₃Р₂ + 6Н₂О ® 3Са(ОН)₂ + 2РН₃↑

Фосфин – бесцветный ядовитый газ с запахом гнилой рыбы. Самовоспламеняется на воздухе

2РН₃ + 4О₂ ® P₂O₅  + 2Н₂О

 Мало растворим в воде и в отличие от NH₃ не реагирует с ней.

С очень сильными бескислородными кислотами образует соли фосфония аналогично аммиаку.

РН₃ + HI= PH₄I

иодид фосфония

Дифосфин (аналог гидразина) (Р₂Н₄) – представляет собой жидкость, самовоспламеняющуюся на воздухе.