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磷

原子序為15的化學元素
此条目页的主题是化学元素“磷”。关于人体必需的营养素，请见“磷营养”。

磷（英语：Phosphorus；源于拉丁语：Phosphorum），是一种化学元素，化学符号为P，原子序数为15，原子量为30.973761998 u。[6]

磷 15P
氢（非金属） 氦（惰性气体）
锂（碱金属） 铍（碱土金属） 硼（类金属） 碳（非金属） 氮（非金属） 氧（非金属） 氟（卤素） 氖（惰性气体）
钠（碱金属） 镁（碱土金属） 铝（贫金属） 矽（类金属） 磷（非金属） 硫（非金属） 氯（卤素） 氩（惰性气体）
钾（碱金属） 钙（碱土金属） 钪（过渡金属） 钛（过渡金属） 钒（过渡金属） 铬（过渡金属） 锰（过渡金属） 铁（过渡金属） 钴（过渡金属） 镍（过渡金属） 铜（过渡金属） 锌（过渡金属） 镓（贫金属） 锗（类金属） 砷（类金属） 硒（非金属） 溴（卤素） 氪（惰性气体）
铷（碱金属） 锶（碱土金属） 钇（过渡金属） 锆（过渡金属） 铌（过渡金属） 钼（过渡金属） 𨱏（过渡金属） 钌（过渡金属） 铑（过渡金属） 钯（过渡金属） 银（过渡金属） 镉（过渡金属） 铟（贫金属） 锡（贫金属） 锑（类金属） 碲（类金属） 碘（卤素） 氙（惰性气体）
铯（碱金属） 钡（碱土金属） 镧（镧系元素） 铈（镧系元素） 镨（镧系元素） 钕（镧系元素） 钷（镧系元素） 钐（镧系元素） 铕（镧系元素） 钆（镧系元素） 铽（镧系元素） 镝（镧系元素） 钬（镧系元素） 铒（镧系元素） 铥（镧系元素） 镱（镧系元素） 镏（镧系元素） 铪（过渡金属） 钽（过渡金属） 钨（过渡金属） 铼（过渡金属） 锇（过渡金属） 铱（过渡金属） 铂（过渡金属） 金（过渡金属） 汞（过渡金属） 铊（贫金属） 铅（贫金属） 铋（贫金属） 钋（贫金属） 砈（类金属） 氡（惰性气体）
鍅（碱金属） 镭（碱土金属） 锕（锕系元素） 钍（锕系元素） 镤（锕系元素） 铀（锕系元素） 錼（锕系元素） 钸（锕系元素） 鋂（锕系元素） 锔（锕系元素） 鉳（锕系元素） 鉲（锕系元素） 鑀（锕系元素） 镄（锕系元素） 钔（锕系元素） 锘（锕系元素） 铹（锕系元素） 𬬻（过渡金属） 𬭊（过渡金属） 𬭳（过渡金属） 𬭛（过渡金属） 𬭶（过渡金属） 鿏（预测为过渡金属） 𫟼（预测为过渡金属） 𬬭（预测为过渡金属） 鿔（过渡金属） 鿭（预测为贫金属） 𫓧（贫金属） 镆（预测为贫金属） 𫟷（预测为贫金属） 鿬（预测为卤素） 鿫（预测为惰性气体）
氮
↑
磷
↓
砷
矽 ← 磷 → 硫
外观
无色、蜡状白、黄、深红、红、紫或黑

由左而右分别是:蜡状白磷(黄色切面), 颗粒状红磷,块状红磷、紫磷
概况
名称·符号·序数磷（phosphorus）·P·15
元素类别非金属
族·周期·区15·3·p
标准原子质量30.973761998(5)[1]
电子排布[Ne] 3s2 3p3
2, 8, 5
磷的电子层（2, 8, 5）
磷的电子层（2, 8, 5）
历史
发现亨尼格·布兰德（1669年）
确认其为一元素者安东万·拉瓦节[2] (1777)
物理性质
物态固态
密度（接近室温）
(白磷) 1.823, (红磷) ≈ 2.2 – 2.34, (紫磷) 2.36, (黑磷) 2.69 g·cm−3
熔点(白磷) 44.2 °C, (黑磷) 610 °C
升华点(红磷) ≈ 416 – 590  °C, (紫磷) 620 °C
沸点(白磷) 280.5 °C
熔化热(白磷) 0.66 kJ·mol−1
汽化热(白磷) 12.4 kJ·mol−1
比热容(白磷)
23.824 J·mol−1·K−1
蒸气压（(白磷)）
压/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
温/K 279 307 342 388 453 549
蒸气压（(红磷, 沸点 431 °C)）
压/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
温/K 455 489 529 576 635 704
原子性质
氧化态5, 4, 3, 2[3], 1[4], −1, −2, −3
（弱酸性氧化物）
电负性2.19（鲍林标度）
电离能第一：1011.8 kJ·mol−1
第二：1907 kJ·mol−1
第三：2914.1 kJ·mol−1
（更多）
范德华半径180 pm
磷的原子谱线
杂项
晶体结构体心立方
磁序(白，红，紫，黑) 抗磁性[5]
热导率(白磷) 0.236, (黑磷) 12.1 W·m−1·K−1
体积模量(白磷) 5, (红磷) 11 GPa
CAS号7723-14-0
同位素
主条目：磷的同位素
同位素 丰度 半衰期​（t1/2） 衰变
方式 能量​（MeV） 产物
30P 人造 2.5000 分钟 β+ 3.210 30Si
31P 100% 稳定，带16粒中子
32P 痕量 14.269 天 β− 1.711 32S
33P 痕量 25.35 天 β− 0.248 33S

性状

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磷是一种易起化学反应的、有毒的氮族非金属元素。它的化学反应活性和毒性取决于形态不同而有所区别。

磷化氢燃烧的火叫鬼火。

单质磷的同素异构体

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主条目：磷的同素异形体
  • 黑磷（金属磷）
    • 化学结构类似石墨，因此可导电。
    • 化学式一般写为 。
    • 深黑色粉末
  • 白磷（黄磷）
    • 化学式： 
    • 淡黄蜡似半透明可结晶的固体，于黑暗中能发光。放置一段时间部份表面白磷会形成红磷，使白磷变成淡黄色。不溶于水，但可溶于苯、乙醚，需保存于水中。有特臭，剧毒。比重1.83，熔点44.4，沸点287度。可作武器白磷弹，吸入人体会燃烧形成磷酸酐，造成呼吸道及肺部灼伤，磷酸酐溶于水形成磷酸，具强脱水性，使呼吸道及肺部脱水。
    • 在温度35℃以上会在大气中自燃，与氧气产生  ，必须保存在水中。 当被吸入时会与肺里水分形成磷酸并产生大量热能使肺部灼伤。
  • 红磷（赤磷）
    • 化学结构为巨型共价分子。
    • 化学式一般写为 。
    • 鲜红色粉末，无毒，比重2.296，熔点725度，是黄磷于压力下稀有气体中加热8-10日而成，白磷隔除空气加热至250度可得红磷。
  • 紫磷
    • 化学结构为层状，但与黑磷不同。
    • 化学式一般写为 。

化学性质

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把白磷溶于二硫化碳，再把溶液洒在纸上。二硫化碳挥发后留下白磷，白磷在空气中自燃，令纸张烧焦

磷可以在空气中燃烧，生成大量五氧化二磷

白烟：

 

在有催化剂存在的情况下，白磷、红磷和水经过几步反应生成H3PO4、H2及很少量的H3PO3和PH3：

 [7]

发现

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有关磷元素发现的绘画

在化学史上第一个发现磷元素的人，当推十七世纪的一个德国汉堡商人亨尼格·布兰德（Henning Brand，约1630年~约1710年）。他是一个相信炼金术的人，在三十年战争时他担任初级军官，战争结束后成为玻璃工匠的学徒。后来他娶了一位有钱人的女儿。丰饶的嫁妆让他从此不愁吃穿，所以他开始追求他真正的兴趣，也就是寻找贤者之石。当时的社会相信贤者之石要透过炼金术才能制成，可以把所有东西变成黄金，甚至可以让人长生不老。

然而，反复的实验失败终究还是花光了他的所有积蓄。更不幸的是他妻子也过世了。之后他又娶了另一位女人，这位后来娶的妻子不只带给他财富让他可以继续实验，也给他一个儿子可以在实验室帮他的忙。

由于他相信人体本身就是一种炼金术，因为从嘴巴吃进去的跟排泄出来的物质完全不一样。所以他使用尿作了大量实验。1669年，他在一次实验中，将砂、木炭、石灰等和尿混合，加热蒸馏，虽没有得到黄金，而竟意外地得到一种十分美丽的物质，它色白质软，能在黑暗的地方放出闪烁的亮光，于是波兰特给它取了个名字，叫“冷光”，这就是今日称之为白磷的物质。波兰特对制磷之法，起初极守秘密，不过，他发现这种新物质的消息立刻传遍了德国。[8]

德国化学家孔克尔曾用尽种种方法想打听出这一秘密的制法，终于探知这种所谓发光的物质，是由尿里提取出来的，于是他也开始用尿做试验，经过苦心摸索，终于在1678年也告成功。他是把新鲜的尿蒸馏，待蒸到水分快干时，取出黑色残渣，放置在地窑里，使它腐烂，经过数日后，他将黑色残渣取出，与两倍于“尿渣”重的细砂混合。一起放置在曲颈瓶中，加热蒸馏，瓶颈则接连盛水的收容器。起初用微火加热，继用大火干馏，及至尿中的挥发性物质完全蒸发后，磷就在收容器中凝结成为白色蜡状的固体。后来，他为介绍磷，曾写过一本书，名叫《论奇异的磷质及其发光丸》。

在磷元素的发现上，英国化学家罗伯特·波义耳差不多与孔克尔同时，用与他相近的方法也制得了磷。波义耳的学生汉克维茨（Codfrey Hanckwitz）曾用这种方法在英国制得较大量的磷，作为商品运到欧洲其他国家出售。他在1733年曾发表论文，介绍制磷的方法，不过说得十分含糊，以后，又有人从动物骨质中发现了磷。

名称由来

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由于单质磷在空气中会自燃或缓慢氧化而放热发光，因此磷的拉丁文名称Phosphorum来源于希腊文Φωσφόρος的拉丁化，原指“启明星”，意为“光亮”。

而在中文里，磷的本字为粦，根据晋代《博物志》记载，“战鬬死亡之处，有人马血，积中为粦，著地入艸木，如霜露不可见。有触者，著人体后有光，拂拭即散无数，又有吒声如鬻豆。舛者，人足也。言光行著人。”可见上部"米"字乃代表鬼火之"炎"字转写，下部"舛"字则指人足部。

“磷”字本与“粦”无关，如司马相如在作赋时将其与"嶙"、"粼"混用，指光亮。南朝时期的字典《玉篇》中记载为云母之意。本作为鬼火之源的"粦"后加石字偏旁以作为其元素性质之辨，指鬼火之源所含的元素。此与"磷"之原来诸义皆有所不同。

分布

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磷在地壳中的含量为0.09%。磷不以单质存在，通常在磷酸盐中天然存在，尤其是磷灰石。磷也存在于生物体当中，是原生质的基本成分。

制备

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磷的现代制法是将磷酸钙与砂（主要成分为二氧化硅）及焦炭一起放在电炉中加热。为使反应式易于理解，可写成两步如下：

  •  
  •  

同位素

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主条目：磷的同位素

已发现磷的同位素共有13种，包括磷27至磷39，其中只有磷31是稳定的，其他同位素都带有放射性。

化合物

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含氧酸

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磷的含氧酸非常丰富，结构较为复杂，且大多具有商业价值。这些含氧酸都有和氧相连的氢原子，可以体现酸性，也有些有不体现酸性的直接连在磷上的氢原子。纵然许多磷的含氧酸已经被合成，但仅有以下几种是较常见的。其中的三种——次磷酸、亚磷酸和磷酸尤为重要。


名称 化学式 磷的氧化数（化合价） 结构式 N元酸 化合物形态
次磷酸   +1   1 酸、盐
亚磷酸   +3   2 酸、盐
偏亚磷酸   +3   1 盐
原亚磷酸（与亚磷酸为互变异构体）   +3   3 酸、盐
连二磷酸   +4   4 酸、盐
n（聚）偏磷酸   +5       n 盐（n=3、4、6）
磷酸（正磷酸）   +5   （n聚磷酸n=1时） 3 酸、盐
n（聚）磷酸   +5   n+2 酸、盐（n=1-6）
焦磷酸   +5   （n聚磷酸n=2时） 4 酸、盐
三磷酸   +5   （n聚磷酸n=3时） 5 盐

磷（V）化合物

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含氧化合物

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最常见的磷化合物是磷酸盐（ ），它是一个呈四面体的阴离子。[9]其一个很重要的作用是用作化肥。磷酸根离子是（正）磷酸的共轭碱。磷酸是一个三元酸，所以它可以逐步转变为以下三种共轭碱：

        Ka1= 7.25×10−3
     Ka2= 6.31×10−8
       Ka3= 3.98×10−13

磷酸及其衍生物有聚合成链或环而形成 键的倾向。目前已知的聚磷酸衍生物已经有很多，比如ATP。它们通过磷酸氢盐（例如 和 ）脱水得到。例如，下列缩合反应在工业上非常广泛地用于生产三磷酸钠（俗称五钠）：

 

十氧化四磷（P4O10）是磷酸的酸酐。它是白色的固体，与水反应非常剧烈。

 和 两种化合物具有共同点：它们都较不稳定，且都是白色或浅色的。 和 的空间构型都是五角双锥，并且它们都是路易斯酸。后者可以形成 离子，它和 互为等电子体。至于另外两种磷的卤化物 和 都是极不稳定的。而磷最主要的卤氧化物是三氯氧磷（ ），它的空间构型是四面体型的。

以往一直认为磷（V）化合物中磷的d轨道参与了杂化。然而经过计算机大量计算，事实并非如此：磷只用了s和p轨道杂化[10]。这可用分子轨道理论来解释。

含硫化合物

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磷酸根中的氧可以被硫取代，如硫代磷酸。

多种硫化磷也是已知的。

用途

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磷可用于安全火柴、烟花、燃烧弹和化肥，还可以保护金属表面免于腐蚀。

磷酸的用途也十分广泛。

对人体的影响

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磷是骨骼和牙齿的构成材料之一。正常成年人骨中的含磷总量约为600～900克，人体每100毫升全血中含磷35-45毫克。磷能保持人体内代谢平衡，在调节能量代谢过程中发挥重要作用。它是生命物质核苷酸的基本成分。它参与体内的酸碱平衡的调节，参与体内脂肪的代谢。

磷缺乏可以出现低磷血症，引起红细胞、白细胞、血小板的异常，软骨病。磷过多将导致高磷血症，使血液中血钙降低导致骨质疏松。

短时间内摄取一定分量的白磷单质，可造成急性白磷中毒。

参考文献

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  1. ^ Prohaska, Thomas; Irrgeher, Johanna; Benefield, Jacqueline; Böhlke, John K.; Chesson, Lesley A.; Coplen, Tyler B.; Ding, Tiping; Dunn, Philip J. H.; Gröning, Manfred; Holden, Norman E.; Meijer, Harro A. J. Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report). Pure and Applied Chemistry. 2022-05-04. ISSN 1365-3075. doi:10.1515/pac-2019-0603 （英语）. 
  2. ^ cf. "Memoir on Combustion in General （页面存档备份，存于互联网档案馆）" Mémoires de l'Académie Royale des Sciences 1777, 592–600. from Henry Marshall Leicester and Herbert S. Klickstein, A Source Book in Chemistry 1400–1900 (New York: McGraw Hill, 1952)
  3. ^ webelements. [2013-09-01]. （原始内容存档于2008-05-12）. 
  4. ^ Ellis, Bobby D.; MacDonald, Charles L. B. Phosphorus(I) Iodide: A Versatile Metathesis Reagent for the Synthesis of Low Oxidation State Phosphorus Compounds. Inorganic Chemistry. 2006, 45 (17): 6864–74. PMID 16903744. doi:10.1021/ic060186o. 
  5. ^ Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds 互联网档案馆的存档，存档日期2012-01-12., in Lide, D. R. (编), CRC Handbook of Chemistry and Physics 86th, Boca Raton (FL): CRC Press, 2005, ISBN 0-8493-0486-5 
  6. ^ 夏征农、陈至立 (编). 《辞海》第六版彩图本. 上海: 上海辞书出版社. 2009年: 第3227页. ISBN 9787532628599. 
  7. ^ 无机化学丛书.第四卷.P195.张青莲 主编
  8. ^ TodayIFoundOut.com, Matt Blitz-. How One Man’s Love of Urine Led to the Discovery of Phosphorus. Gizmodo. [2020-02-06]. （原始内容存档于2020-02-06） （美国英语）. 
  9. ^ D. E. C. Corbridge "Phosphorus: An Outline of its Chemistry, Biochemistry, and Technology" 5th Edition Elsevier: Amsterdam 1995. ISBN 978-0-444-89307-9.
  10. ^ Kutzelnigg, W. Chemical Bonding in Higher Main Group Elements (PDF). Angewandte Chemie Int. (English) Ed. 1984, 23 (4): 272–295 [2014-04-27]. doi:10.1002/anie.198402721. （原始内容存档 (PDF)于2020-04-16）. 

外部链接

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