Фосфор — один из важнейших неметаллов в химии, занимает место в V группе периодической системы. Для школьного курса важно запомнить несколько ключевых фактов: атомный номер фосфора 15, валентность чаще всего проявляется как +3 и +5, а в соединениях с водородом встречается и −3. В природе фосфор встречается главным образом в виде фосфатов, которые применяются как удобрения, а в живых организмах он присутствует в составе ДНК, АТФ и фосфолипидов. Чтобы понимать химические свойства фосфора, нужно учитывать его электронную структуру и наличие различных аллотропных форм, от которых во многом зависит реакционная способность.

Аллотропы фосфора — важный фактор его химии. Существуют белый (P4), красный и чёрный фосфор. Белый фосфор — молекула P4, очень реакционноспособен, самовоспламеняется на воздухе (пирофорен) и ядовит. Красный фосфор образован цепочками атомов, гораздо менее реакционноспособен и используется в спичечной промышленности (головки спичек с красным фосфором безопаснее). Чёрный фосфор — наиболее стабильный при высоком давлении и нагреве, имеет слойную структуру, похожую на графит. При решении задач важно сначала уточнить, с какой формой фосфора мы имеем дело: обычно в школьных задачах подразумевают белый фосфор как исходное вещество для реакций с неметаллами и металлами, тогда как красный — при реакциях с сильными окислителями в твердой фазе.

Окислительные и восстановительные свойства. Фосфор — амфотерный неметалл: он может выступать и как восстановитель (особенно белый фосфор, P(0)), и как восстановитель в высших степенях окисления (например, фосфор(III) соединения можно окислять до фосфор(V)). Практически важно запомнить: при сгорании фосфор окисляется до P4O6 (при недостатке кислорода) или до P4O10 (при избытке кислорода). Эти оксиды при гидролизе дают соответствующие кислоты: P4O6 → фосфорноватая кислота H3PO3, P4O10 → фосфорная кислота H3PO4. Пример уравнений и пошаговое объяснение балансировки приведу ниже.

Реакции с кислородом (горение). Белый фосфор легко окисляется: чтобы сбалансировать уравнение P4 + O2 → P4O10, действуем так. Сначала выписываем продукт: P4O10 содержит 10 атомов кислорода, значит в реагентах должно быть 5 молекул O2 (каждая молекула O2 даёт 2 атома кислорода). Следовательно уравнение принимает вид P4 + 5O2 → P4O10. Здесь количество атомов фосфора одинаково (4 и 4), кислорода — также (10 и 5·2 = 10). Аналогично, при недостатке кислорода образуется P4O6: P4 + 3O2 → P4O6. Обратите внимание: оксид P4O10 — сильный летучий ангидрид фосфорной кислоты и очень гигроскопичен, активно реагирует с водой, проявляя сильные кислотные свойства и способность обезвоживать.

Гидролиз оксидов и образование кислот. Оксиды фосфора при взаимодействии с водой дают кислоты различного порядка окисления фосфора. P4O10 + 6H2O → 4H3PO4 (фосфорная кислота, фосфатная — P(+5)), а P4O6 + 6H2O → 4H3PO3 (фосфорноватая кислота, P(+3)). Показательно объяснить пошагово: P4O10 содержит четыре атома P, поэтому после гидролиза образуется 4 молекулы H3PO4; каждая из них содержит 3 атома H и один фосфор в степени +5. При решении задач важно сверять суммарный состав по каждому элементу и учитывать коэффициенты, отражающие стехиометрию. Эти кислоты существенно отличаются по свойствам: H3PO4 — трипротонная кислота, слабее в сравнении с сильными минеральными кислотами; H3PO3 — двупротонная (формально HPO(OH)2 с акцентом на восстановительные свойства P(+3)).

Реакции с галогенами и образованием галогенидов. Фосфор активно реагирует с галогенами: при взаимодействии с хлором возможны два основных продукта в зависимости от условий — PCl3 (фосфор(III) хлорид) и PCl5 (фосфор(V) хлорид). Объяснение выбора продукта: при недостатке хлора или мягких условиях образуется PCl3, где фосфор в степени +3; в условиях избытка хлора (и на тёплой поверхности) фосфор(III) хлорид может далее хлорироваться до PCl5. Типичный способ записать реакцию с учётом молекулярной формы фосфора — через P4: P4 + 6Cl2 → 4PCl3 (каждая молекула P4 даёт 4PCl3) и P4 + 10Cl2 → 4PCl5. Чтобы балансировать, используем число P в молекуле P4 и число атомов Cl2. При анализе задач удобно сначала определить, какая степень окисления целесообразна, затем расставить коэффициенты исходя из молекулярных форм.

Реакции с водородом: образование фосфинов. Фосфин PH3 — газ, получаемый чаще всего гидролизом фосфидов металлов или восстановлением кислых солей фосфорных кислот. Пример промышленного синтеза PH3 не столь важен для 9 класса, но стоит знать реакцию гидролиза фосфидов: Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3. Также белый фосфор при взаимодействии с горячим щёлочным раствором образует фосфид и фосфиты: P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2. Здесь важно показать шаги балансировки: суммарный расчёт атомов P, H, O и зарядов. Фосфин — бесцветный ядовитый газ с неприятным запахом, легко воспламеняется и токсичен.

Реакции с металлами: фосфиды и роль в химии материалов. При нагревании с активными металлами фосфор даёт фосфиды — соли типа MxPy, например Ca3P2, Fe2P и т.д. Эти соединения часто образуются при прямом взаимодействии: 3Ca + 2P → Ca3P2 (если учитывать атомарную форму P, но в школьных уравнениях удобней писать через P4: 6Ca + P4 → 2Ca3P2). Фосфиды при гидролизе выделяют фосфин (как показано выше). Важный класс соединений — фосфаты (PO4^3−), получаемые окислением фосфора и прямой гидратацией P4O10; фосфаты используются в удобрениях, моющих средствах и биологии. При решении задач по взаимодействию с металлами сначала определяют степень окисления фосфора в продукте, затем балансируют уравнение по атомам с учётом молекул P4.

Диспропорционирование и восстановительные свойства. Интересный химический факт: некоторые соли и кислоты фосфора могут диспропорционировать — одновременно окисляться и восстанавливаться. Классический пример: 4H3PO3 → 3H3PO4 + PH3. Здесь фосфор в H3PO3 (степень +3) частично окисляется до +5 (H3PO4) и частично восстанавливается до −3 (PH3). Разбор реакции: суммарно четыре фосфорных атома дают три в степени +5 и один в −3. При написании подобных уравнений полезно считать суммарный заряд и количество электронов — это помогает проверить корректность. Такие реакции часто приводят к выделению фосфина и его характерным свойствам.

Практические советы для решения задач и безопасные замечания. При выполнении задания с фосфором сначала определите форму фосфора (P4, красный, чёрный), далее — какая степень окисления предполагается в продукте. Если в уравнении участвуют молекулы O2 или Cl2, лучше записывать фосфор как P4 — это стандартизирует стехиометрию. Для балансировки реакций с изменением степеней окисления удобно пользоваться методом электронно-ионного баланса или простым подсчётом атомов и зарядов. Не забывайте о безопасности: белый фосфор ядовит и пирофорен, хранится под водой; во всех практических опытах с продуктами фосфора важно соблюдать меры предосторожности и работать в вытяжном шкафу.

В заключение: химические свойства фосфора многообразны и логически вытекают из его аллотропии и возможных степеней окисления. Ключевые понятия для запоминания — аллотропы (белый, красный, чёрный), основные степени окисления −3, +3, +5, образование оксидов P4O6 и P4O10, гидролиз до соответствующих кислот H3PO3 и H3PO4, реакции с галогенами и металлами, а также способность к диспропорционированию. При решении задач применяйте алгоритм: определить форму фосфора → выбрать целевые продукты → установить степени окисления → сбалансировать уравнение по атомам и зарядам. Такой подход делает сложные реакции прозрачными и позволяет без ошибок выполнять стехиометрические расчёты.

• Полезные примеры уравнений для повторения: P4 + 5O2 → P4O10; P4 + 3O2 → P4O6; P4 + 6Cl2 → 4PCl3; P4 + 10Cl2 → 4PCl5; P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3 + 3NaH2PO2; P4O10 + 6H2O → 4H3PO4.
• Совет по запоминанию: представьте P4 как тетраэдр — это подскажет, почему формулы часто идут с коэффициентами 4 при образовании моноатомных фосфорных соединений.
• Безопасность: белый фосфор хранится под водой; при работе с фосфином и оксидами фосфора требуются вытяжные шкафы и средства защиты.