Фосфор

Бранд пытался отыскать филосовский камень, а получил светящееся вещество. Бранд

сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для его добычи.

системы, Так как в атоме фосфора электронных слоев больше, чем

в атоме азота, по сравнению с азотом атомы фосфора имеют больший радиус. Ядро фосфора будет слабее притягивать внешний электрон, чем ядро атома азота, отсюда меньшее значение электроотрицательности, а значит, более выраженные восстановительные свойства.
Фосфор проявляет степени окисления -3, +3, +5. Самые устойчивые соединения со степенью окисления +5. 

встречаются вследствие легкой окисляемости фосфора. Природные минералы – фосфорит Сa3(РО4)2,

апатит – Сa3(РО4)2•СaCI2 или Сa3(РО4)2•СaF2.
Зубная эмаль, представляющая собой в соответствии со своими функциями самое твёрдое из веществ, тот же самый апатит.
В растениях фосфор сосредотачивается главным образом в семенах и плодах, в организме животных, птиц и рыб – в скелете и нервной ткани. В среднем тело человека содержится около 1,5 кг фосфора, из которых около 1,4 кг приходится на кости.

и нервы
12 граммов

АТФ - аденозинтрифосфорная кислота (носитель энергии).
Фосфор участвует в

передаче наследственных свойств (ДНК и РНК).

Фосфор в организме

с коксом и кремнезёмом при температуре около 1600°С:
2Ca3(PO4)2 + 10C +

6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3. 
Предварительно измельченная и обогащенная фосфорсодержащая руда смешивается в заданных соотношениях с кремнеземом и коксом и загружается в электропечь. Кремнезем необходим для снижения температуры реакции, а также увеличения ее скорости за счет связывания выделяющейся в процессе восстановления окиси кальция в силикат кальция, который непрерывно удаляется в виде расплавленного шлака.

несколько простых веществ
Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Наиболее

известны белый фосфор и красный фосфор.
При длительном нагревании без доступа воздуха белый фосфор желтеет и постепенно превращается в красный. Красный фосфор при нагревании в таких же условиях превращается в пар, при конденсации которого образуется белый фосфор.

черный
Аллотропные модификации
фосфора

oC, самовоспламеняющийся порошок.
Светится в темноте.
Сильный яд.
Противоядие CuSO4

Белый фосфор

597 оС.
Атомная кристаллическая решетка.
Нерастворим в Н2О и

органических растворителях.

Красный фосфор:
Твердое аморфное вещество.
Темно-красное.
Без запаха.
t плавления 260 оС.
Не светится.
Не ядовит.
Нерастворим в Н2О и органических растворителях.

Чёрный и красный фосфор

белый фосфор химически более активен.
Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а

красный горит при поджигании:
4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода),
4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).
При взаимодействии с металлами образуются фосфиды:
3Ca + 2P = Ca3P2.
С водородом фосфор не реагирует, но при разложении водой или кислотами фосфидов образуется фосфин PH3 — ядовитый газ с неприятным запахом:
Ca3P2 + 6HCl  = 3CaCl2 + 2PH3 ↑.
Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3 ↑
Свойства фосфина:
PH3 + 2O2 = H3PO4.
PH3 + HI = PH4I

2PCl3.
Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:
3P + 5HNO3 +

2H2O → 3H3PO4 + 5NO;
2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:
6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5
В холодных концентрированных растворах  щелочей медленно протекает реакция диспропорционирования:
4P + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO3

P2O5
Ca3P2  3

PH3  4 P2O5
Для уравнений 1,2,4 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.