Начнём с общих представлений: фосфор — неметалл, который существует в нескольких аллотропных модификациях. Наиболее важные для практики и школьных заданий — белый фосфор (P4), красный фосфор и чёрный фосфор. Эти формы отличаются строением и химической реактивностью: белый фосфор представляет собой молекулы P4 с острыми углами связей (≈60°), за счёт этого он очень реакционноспособен и горит в воздухе; красный фосфор — полимерная модификация, менее активна и безопаснее в обращении; чёрный фосфор — наименее реакционноспособен, с похожей на графит структурой. Эти различия важны, когда мы рассматриваем реакции фосфора и его соединений — начальный реагент и модификация влияют на ход процесса и условия.

Разберём основные типы реакций фосфора: реакции с кислородом, галогенами, водородом, щелочами и галогенпроизводными, а также гидролиз получаемых галогенидов и оксидов. Начнём с классического примера — горение фосфора. Белый фосфор в кислороде при нагревании образует два основных оксида в зависимости от количества кислорода: при недостатке кислорода — оксид фосфора(III) P4O6 (реакция: P4 + 3O2 -> P4O6), при избытке кислорода — оксид фосфора(V) P4O10 (реакция: P4 + 5O2 -> P4O10). Внешне это сопровождается ярким пламенем и белым дымом (P4O10 даёт белый дым). Важно подчеркнуть, что белый фосфор сам по себе самовоспламеняем и хранится под водой из соображений безопасности.

Оксиды фосфора — ключ к образованию фосфорных кислот. P4O10 при гидролизе даёт фосфорную кислоту H3PO4: P4O10 + 6H2O -> 4H3PO4. Аналогично P4O6 при взаимодействии с водой даёт фосфористую кислоту H3PO3: P4O6 + 6H2O -> 4H3PO3. Здесь видно важное свойство оксидов: они являются кислотными оксидами и в воде образуют кислоты. Для школьных задач полезно уметь записывать баланс и видеть, что из одного молекула P4 получается четыре молекулы кислоты, потому что в P4 четыре атома фосфора.

Фосфор реагирует с галогенами с образованием соответствующих хлоридов, бромидов и т. п. Примеры: P4 + 6Cl2 -> 4PCl3 (образуется фосфор(III) хлорид) и при избытке хлора P4 + 10Cl2 -> 4PCl5 (образуется фосфор(V) хлорид). Эти реакции идут бурно, с выделением тепла и паров галогенов. Полученные хлориды легко гидролизуются: PCl3 + 3H2O -> H3PO3 + 3HCl и PCl5 + 4H2O -> H3PO4 + 5HCl. Такие гидролизные уравнения часто встречаются в контрольных: важно отметить, что при гидролизе PCl3 образуется фосфористая кислота (H3PO3), а при гидролизе PCl5 — фосфорная кислота (H3PO4), и при этом выделяется соляная кислота (HCl).

Рассмотрим реакции с щелочами — здесь проявляется интересный эффект диспропорционирования. Белый фосфор в горячем растворе щелочи даёт фосфин (PH3) и гипофосфит (ион H2PO2-): P4 + 3NaOH + 3H2O -> PH3 + 3NaH2PO2. Это пример, где атомы фосфора одновременно и окисляются, и восстанавливаются: часть фосфора успешно переходит в более высокий уровень окисления (+1 в H2PO2-), часть — в более низкий (-3 в PH3). Учащимся полезно понимать смысл «диспропорционирования» — один и тот же элемент одновременно становится окисленным и восстановленным.

Фосфины и фосфиды. Фосфин (PH3) — главный представитель соединений фосфора с водородом: бесцветный газ с неприятным запахом, токсичный и легко воспламеняющийся. Его можно получить химически, например, при действии воды на металлические фосфиды: Ca3P2 + 6H2O -> 3Ca(OH)2 + 2PH3. Фосфиды металлов (например, AlP, Ca3P2) — твёрдые вещества, которые при кислотном гидролизе выделяют фосфин. Это важно помнить при обращении с такими материалами: они могут представлять опасность в сыром виде.

Фосфорные кислоты образуют широкое семейство солей — фосфатов. Фосфорная кислота H3PO4 — трипротонная (три кислотных атома водорода), поэтому при взаимодействии с основаниями может образовывать разные типы солей: дигидрофосфаты (H2PO4-), гидрофосфаты (HPO4^2-) и собственно фосфаты (PO4^3-). Примеры нейтрализации: H3PO4 + NaOH -> NaH2PO4 + H2O (с образованием мононатрийфосфата) или H3PO4 + 3NaOH -> Na3PO4 + 3H2O (полная нейтрализация). Эти реакции важны в контексте удобрений: большинство минеральных удобрений — фосфаты, которые являются источником фосфора для растений.

Окислительно-восстановительные свойства: фосфор может выступать как восстановитель. Например, белый фосфор при горении окисляется (теряет электроны), выделяя много энергии: это делает фосфор хорошим восстановителем в ряде реакций. В то же время высшие оксиды и кислоты фосфора (например, P4O10, H3PO4) являются окислителями в определённых условиях. Понимание изменения степеней окисления позволяет рационально объяснять, почему одни реакции идут с выделением кислоты, другие — с образованием фосфина и т. п.

Практические советы и безопасность. При выполнении реакций с фосфором и его соединениями следует соблюдать строгие меры предосторожности. Белый фосфор хранится под водой, так как на воздухе он самовоспламеняется; при работе с ним необходимо использовать перчатки и щипцы, и ни в коем случае не допускать контакта с кожей (токсичен). Фосфин — ядовит и легко воспламеняется, поэтому его нельзя вдыхать. Хлориды фосфора (PCl3, PCl5) — коррозийные вещества, при гидролизе выделяют HCl. Для школьных опытов предпочтительны безопасные демонстрации с красным фосфором или растворами фосфатов, а не с белым фосфором и горючими газами.

Несколько типовых задач с разбором шагов (примерно как решает учитель). Задача 1: «Определите продукт гидролиза PCl3». Шаг 1: вспомнить, что PCl3 — это хлорид фосфора(III); Шаг 2: написать уравнение гидролиза: PCl3 + 3H2O -> H3PO3 + 3HCl; Шаг 3: указать, что образуется фосфористая кислота H3PO3 и соляная кислота HCl. Задача 2: «При действии NaOH на белый фосфор образуются PH3 и соль». Подход: записать известную реакцию диспропорционирования P4 + 3NaOH + 3H2O -> PH3 + 3NaH2PO2, объясняя изменение степеней окисления для каждого продукта. Такой пошаговый разбор помогает ученику не только записать уравнение, но и понять, почему оно имеет именно такой вид.

В заключение: ключевые понятия, которые нужно запомнить — это виды аллотропов фосфора (белый, красный, чёрный), основные типы реакций (горение, галогенирование, гидролиз хлоридов, взаимодействие с щелочами и получение фосфинов), роли оксидов как кислотных оксидов и образование фосфорных кислот (H3PO4, H3PO3 и H3PO2 — с разной кислотностью), а также практические аспекты и безопасность при работе с реактивами. Понимание этих тем даёт прочную базу для решения задач в школьной химии и подготовки к лабораторным демонстрациям.

Дополнительная интересная информация: фосфор играет ключевую роль в биологии — в составе нуклеиновых кислот и аденозинтрифосфата (ATP) он отвечает за хранение и перенос энергии в клетке. В промышленности фосфор и его соединения используются в удобрениях, моющих средствах и огнетушителях (за счёт образования негорючих фосфатных остаточных слоёв). Эти практические применения помогают связать химические реакции и свойства фосфора с реальной жизнью и техникой.