Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 + 5C = 3CaSiO 3 + 5CO + P 2
Pary fosforu w tej temperaturze składają się prawie wyłącznie z cząsteczek P2, które po ochłodzeniu kondensują do cząsteczek P4.
Kiedy para się skrapla, tworzy się biały (żółty) fosfor, który składa się z cząsteczek P 4 mających kształt czworościanu. Jest to wysoce reaktywna, miękka, woskowata, bladożółta substancja, rozpuszczalna w dwusiarczku węgla i benzenie. W powietrzu fosfor zapala się w temperaturze 34 o C. Ma wyjątkową zdolność świecenia w ciemności ze względu na powolne utlenianie do niższych poziomów. Był to biały fosfor, który kiedyś wyizolował Brand.
Fosfor biały podgrzany bez dostępu powietrza zmienia kolor na czerwony (po raz pierwszy uzyskano go dopiero w 1847 r.). Nazwa czerwony fosfor odnosi się do kilku modyfikacji różniących się gęstością i kolorem: waha się od pomarańczowego do ciemnoczerwonego, a nawet fioletowego. Wszystkie odmiany fosforu czerwonego są nierozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych, w porównaniu do fosforu białego są mniej reaktywne (zapalają się w powietrzu w temperaturze t>200 o C) i mają strukturę polimerową: są to czworościany P4 połączone ze sobą nieskończonymi łańcuchami. Nieco różni się od nich „fioletowy fosfor”, który składa się z grup P 8 i P 9, ułożonych w długie rurowe struktury o pięciokątnym przekroju.
Pod podwyższonym ciśnieniem biały fosfor zamienia się w czarny fosfor, zbudowane z trójwymiarowych sześciokątów z atomami fosforu na wierzchołkach, połączonych ze sobą warstwami. Transformację tę po raz pierwszy przeprowadził w 1934 roku amerykański fizyk Percy Williams Bridgman. Struktura czarnego fosforu przypomina grafit, z tą tylko różnicą, że warstwy utworzone przez atomy fosforu nie są płaskie, ale „pofałdowane”. Fosfor czarny jest najmniej aktywną modyfikacją fosforu. Po podgrzaniu bez dostępu powietrza, podobnie jak czerwień, zamienia się w parę, z której skrapla się biały fosfor.
Fosfor biały jest bardzo toksyczny: dawka śmiertelna wynosi około 0,1 g. Ze względu na niebezpieczeństwo samozapłonu w powietrzu magazynowany jest pod warstwą wody. Fosfor czerwony i czarny są mniej toksyczne, ponieważ są nielotne i praktycznie nierozpuszczalne w wodzie.
Właściwości chemiczne
Najbardziej aktywny chemicznie jest fosfor biały (w równaniach reakcji z udziałem fosforu białego dla uproszczenia zapisuje się go jako P, a nie P 4, zwłaszcza że podobne reakcje są możliwe z udziałem fosforu czerwonego, którego skład cząsteczkowy jest niepewny ). Fosfor łączy się bezpośrednio z wieloma substancjami prostymi i złożonymi. W reakcjach chemicznych fosfor, podobnie jak, może być zarówno środkiem utleniającym, jak i środkiem redukującym.
Jak utleniacz fosfor reaguje z wieloma, tworząc fosforki, na przykład:
2P + 3Ca = Ca 3 P 2
P + 3Na = Na 3P
Należy pamiętać, że praktycznie nie łączy się on bezpośrednio z fosforem.
Jak Środek redukujący fosfor oddziałuje z halogenami, siarką (tj. z bardziej elektroujemnymi niemetalami). W tym przypadku, w zależności od warunków reakcji, mogą powstawać zarówno związki fosforu (III), jak i związki fosforu (V).
a) przy powolnym utlenianiu lub przy braku tlenu fosfor utlenia się do tlenku fosforu (III) lub bezwodnika fosforu P 2 O 3:
4P + 3O 2 = 2P 2 O 3
Kiedy fosfor spala się w nadmiarze (lub powietrzu), powstaje tlenek fosforu (V) lub bezwodnik fosforu P2O5:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
b) w zależności od stosunku odczynników, gdy fosfor oddziałuje z halogenami i siarką, powstają odpowiednio halogenki i siarczki trój- i pięciowartościowego fosforu; Na przykład:
2P + 5Cl2(g) = 2PCl5
2P + 3Cl2(niewystarczający) = 2PCl 3
2P + 5S (g) = P 2 S 5
2P + 3S (niewystarczający) = P 2 S 3
Należy zaznaczyć, że fosfor tworzy z jodem jedynie związek PI3.
Fosfor pełni rolę reduktora w reakcjach z kwasami utleniającymi:
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
— ze stężonym kwasem azotowym:
P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O
— ze stężonym kwasem siarkowym:
2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
Fosfor nie wchodzi w interakcje z innymi kwasami.
Fosfor po ogrzaniu roztworami wodnymi ulega dysproporcjonowaniu, na przykład:
4P + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2
8P + 3Ba(OH) 2 + 6H 2 O = 2PH 3 + 3Ba(H 2 PO 2) 2
Oprócz fosfiny PH 3 w wyniku tych reakcji powstają sole kwasu podfosforawego H 3 PO 2 - podfosforyny, w których fosfor ma charakterystyczny stopień utlenienia +1.
Zastosowanie fosforu
Większa część światowej produkcji fosforu wykorzystywana jest do produkcji kwasu fosforowego, który służy do produkcji nawozów i innych produktów. Do produkcji zapałek wykorzystuje się fosfor czerwony, zawarty w masie nakładanej na pudełko zapałek.
Fosfina
Najbardziej znanym wodorowym związkiem fosforu jest fosfina PH 3. Fosfina jest bezbarwnym gazem o czosnkowym zapachu i jest bardzo trująca. Dobrze rozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych. W przeciwieństwie do amoniaku jest słabo rozpuszczalny w wodzie. Fosfina nie ma praktycznego znaczenia.
Paragon
Powyżej omówiono metodę wytwarzania fosfiny w reakcji fosforu z roztworami wodnymi. Inną metodą jest działanie kwasu solnego na fosforki metali, na przykład:
Zn 3 P 2 + 6HCl = 2PH 3 + 3ZnCl 2
Właściwości chemiczne
- Właściwości kwasowo-zasadowe
Fosfina, słabo rozpuszczalna w wodzie, tworzy z nią niestabilny hydrat, który wykazuje bardzo słabe właściwości zasadowe:
PH 3 + H 2 O ⇄ PH 3 ∙H 2 O ⇄ PH 4 + + OH —
Sole fosfoniowe powstają tylko z:
PH 3 + HCl = PH 4 Cl
PH 3 + HClO 4 = PH 4 ClO 4
- Właściwości redoksowe
Można przeglądać całą listę abstraktów
*nagranie przedstawia fotografię białego fosforu
Formuła fosfinowa……………………………………………………….....PH 3
Masa cząsteczkowa………………………………………………………34,04
Kolor i wygląd .................................................. ..........Bezbarwny gaz.
Temperatura topnienia............................ - 133,5 °C.
Temperatura wrzenia .................................................. .... -87,7°C.
Ciśnienie parowania............................40 mm Hg. Sztuka. w temperaturze -129,4°C.
Rozpuszczalność w wodzie...........................26% obj. w temp. 17°C.
Gęstość...........................1,18 (0°C, 760 mmHg) (Powietrze-1).
Temperatura zapłonu............................................ .....100°C.
Dolna granica wybuchowości........... 1,79-1,89% obj.;
Zapach pojawia się, gdy........................................... ..........1,3 - 2,6 ppm.
W stosunkowo wysokich stężeniach fosfina jest wybuchowa.
Dolna granica palności (LCFL) – 1,79-1,89%
objętościowo lub …………………………..26,15-27,60 g/m 3 lub 17000-18900 ml/m 3.
Utajone ciepło parowania fosfiny wynosi ………………………………102,6 cal/g.
Rozpuszczalność w wodzie wynosi 0,52 g/l w temperaturze 20 0 C i pod ciśnieniem 34,2 kgf/cm2.
Fosfina
– silnie toksyczny, bezbarwny gaz, 1,5 razy cięższy od powietrza, dlatego zastosowany z łatwością wnika we wszelkie pęknięcia i trudno dostępne miejsca w pomieszczeniach i skutecznie niszczy jaja, larwy, poczwarki i dorosłe owady.
Słabo rozpuszcza się w wodzie i nie reaguje z nią. Rozpuszczalny w benzenie, eterze dietylowym, dwusiarczku węgla. Fosfina jest silnie toksyczna, wpływa na układ nerwowy i zaburza metabolizm. MPC = 0,1 mg/m3. Zapach jest wyczuwalny już przy stężeniu 2-4 mg/m3, długotrwałe wdychanie przy stężeniu 10 mg/m3 grozi śmiercią.
Zastosowanie fosfiny. Podczas fumigacji fosfiną stosuje się preparaty nieorganiczne na bazie fosforków glinu i magnezu. Przedmiot i technologia stosowania preparatów na bazie fosforku magnezu są identyczne jak na bazie fosforku glinu. Przyjmowanie ludzi i załadunek magazynów jest dozwolony po całkowitym przewietrzeniu i jeżeli zawartość fosfin w powietrzu w pomieszczeniu pracy nie jest wyższa niż maksymalne dopuszczalne stężenie (0,1 mg/m3). Produkty sprzedawane są z pozostałością fosfiny nie wyższą niż NDP (0,1 mg/kg dla zboża, 0,01 mg/kg dla produktów przetwórstwa zbożowego).
Gaz fosfinowy jest silną trucizną dla ludzi i innych stałocieplnych zwierząt. Ostre zatrucie fosforyną występuje przy stężeniu w powietrzu wynoszącym 568 mg/m3. Gaz fosfinowy jest silnie toksyczny dla owadów szkodników zbóż. Pracując z nim, wskazane jest zrozumienie sposób i mechanizm działania na organizmy szkodliwe. Maksymalne dopuszczalne stężenie (MPC) fosfiny w powietrzu obszaru roboczego wynosi 0,1 mg/m3. Zapach gazu zaczyna być jednak odczuwalny już przy niższych stężeniach (ok. 0,03 mg/m3). Maksymalny dopuszczalny poziom (ML) fosfiny w ziarnie wynosi 0,01 mg/kg, w produktach zbożowych nie dopuszcza się pozostałości fosfiny. Ziarno i produkty jego przetworzenia mogą być użyte do celów spożywczych tylko wtedy, gdy zawarte w nich resztkowe ilości fosfiny nie przekraczają NDP.
Gaz fosfinowy Jest słabo absorbowany przez zboża i produkty zbożowe, dlatego łatwo ulega odgazowaniu. W dawkach zalecanych do dezynsekcji nie zmienia jakości ziarna i nie pogarsza jego właściwości nasiennych. Po raz pierwszy zastosowano go w 1934 roku do fumigacji produktów zbożowych. Obecnie, w związku z zakazem stosowania bromku metylu do celów fumigacji, głównym fumigantem stosowanym do zwalczania szkodliwych owadów jest fosfina.
Fosfor(z greckiego fosforu - luminiferous; łac. Fosfor) P, pierwiastek chemiczny grupy V układu okresowego; liczba atomowa 15, masa atomowa 30,97376. Ma jeden stabilny nuklid 31 P. Efektywny przekrój poprzeczny do wychwytywania neutronów termicznych wynosi 18 10 -30 m 2. Konfiguracja zewnętrzna powłoka elektronowa atomu 3 S 2 3P 3 ; stopnie utlenienia -3, +3 i +5; energia sekwencyjnej jonizacji podczas przejścia od P 0 do P 5+ (eV): 10,486, 19,76, 30,163, 51,36, 65,02; powinowactwo elektronowe 0,6 eV, elektroujemność Paulinga 2,10, promień atomowy 0,134 nm, promienie jonowe (liczby koordynacyjne podano w nawiasach) 0,186 nm dla P 3-, 0,044 nm (6) dla P 3+, 0,017 nm (4 ), 0,029 nm ( 5), 0,038 nm (6) dla P5+.
Średnia zawartość fosforu w skorupie ziemskiej wynosi 0,105% mas., w wodach i oceanach 0,07 mg/l. Znanych jest około 200 minerałów fosforu. wszystkie są fosforanami. Spośród nich najważniejsze jest apatyt, co jest podstawą fosforyty. Praktyczne znaczenie mają także monacyt CePO 4 , ksenotym YPO 4 , amblygonit LiAlPO 4 (F, OH), trifilina Li(Fe, Mn)PO 4 , torbernit Cu(UO 2) 2 (PO 4) 2 12H 2 O, utunit Ca ( UO 2) 2 (PO 4) 2 x x 10H 2 O, wiwianit Fe 3 (PO 4) 2 8H 2 O, piromorfit Pb 5 (PO 4) 3 C1, turkus CuA1 6 (PO 4) 4 (OH) 8 5H 2 O.
Nieruchomości. Wiadomo, że św. 10 modyfikacji fosforu, z których najważniejsze to fosfor biały, czerwony i czarny (techniczny fosfor biały nazywany jest fosforem żółtym). Nie ma jednolitego systemu oznaczeń modyfikacji fosforu. Niektóre właściwości najważniejszych modyfikacji porównano w tabeli. Krystaliczny czarny fosfor (PI) jest stabilny termodynamicznie w normalnych warunkach. Fosfor biały i czerwony są metastabilne, ale ze względu na niskie tempo przemian mogą być przechowywane w normalnych warunkach przez niemal nieograniczony czas.
Związki fosforu z niemetalami
Fosfor i wodór w postaci prostych substancji praktycznie nie oddziałują. Wodorowe pochodne fosforu otrzymuje się pośrednio, np.:
Ca 3 P 2 + 6HCl = 3CaCl 2 + 2PH 3
Fosfina PH 3 jest bezbarwnym, silnie toksycznym gazem o zapachu zgniłych ryb. Cząsteczkę fosfiny można traktować jako cząsteczkę amoniaku. Jednak kąt między wiązaniami H-P-H jest znacznie mniejszy niż w przypadku amoniaku. Oznacza to zmniejszenie udziału chmur s w tworzeniu wiązań hybrydowych w przypadku fosfiny. Wiązania fosfor-wodór są słabsze niż wiązania azot-wodór. Właściwości donorowe fosfiny są mniej wyraźne niż amoniaku. Niska polarność cząsteczki fosfiny i słaba aktywność przyjmowania protonów prowadzą do braku wiązań wodorowych nie tylko w stanie ciekłym i stałym, ale także z cząsteczkami wody w roztworach, a także do niskiej stabilności jonu fosfoniowego PH 4 + . Najbardziej stabilną solą fosfoniową w stanie stałym jest jej jodek PH 4 I. Sole fosfoniowe silnie rozkładają się pod wpływem wody, a zwłaszcza roztworów zasadowych:
PH 4 I + KOH = PH 3 + KI + H 2 O
Fosfina i sole fosfoniowe są silnymi środkami redukującymi. W powietrzu fosfina spala się do kwasu fosforowego:
PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4
Kiedy fosforki metali aktywnych rozkładają się za pomocą kwasów, difosfina P 2 H 4 powstaje jednocześnie z fosfiną jako zanieczyszczeniem. Difosfina jest bezbarwną, lotną cieczą o strukturze molekularnej podobnej do hydrazyny, z tą różnicą, że fosfina nie wykazuje zasadowych właściwości. Zapala się samorzutnie w powietrzu i rozkłada się pod wpływem światła lub ogrzewania. Produkty rozkładu zawierają fosfor, fosfinę i żółtą substancję amorficzną. Produkt ten nazywa się stałym fosforowodorem i przypisuje się mu wzór P 12 H 6.
W przypadku halogenów fosfor tworzy tri- i pentahalogenki. Te pochodne fosforu są znane dla wszystkich analogów, ale związki chloru są praktycznie ważne. RG 3 i RG 5 są toksyczne i otrzymywane bezpośrednio z prostych substancji.
RG 3 - stabilne związki egzotermiczne; PF 3 to bezbarwny gaz, PCl 3 i PBr 3 to bezbarwne ciecze, a PI 3 to czerwone kryształy. W stanie stałym wszystkie trihalogenki tworzą kryształy o strukturze molekularnej. RG 3 i RG 5 to związki kwasotwórcze:
PI 3 + 3H 2 O = 3HI + H 3 PO 3
Znane są oba azotki fosforu, odpowiadające stanom trój- i pięciokowalencyjnym: PN i P 2 N 5 . W obu związkach azot jest trójwartościowy. Obydwa azotki są chemicznie obojętne i odporne na wodę, kwasy i zasady.
Stopiony fosfor dobrze rozpuszcza siarkę, ale reakcja chemiczna zachodzi w wysokich temperaturach. Spośród siarczków fosforu najlepiej zbadane są P 4 S 3 , P 4 S 7 i P 4 S 10 . Siarczki te można rekrystalizować w stopionym naftalenie i izolować w postaci żółtych kryształów. Po podgrzaniu siarczki zapalają się i spalają, tworząc P2O5 i SO2. Pod wpływem wody wszystkie powoli rozkładają się z wydzielaniem siarkowodoru i tworzeniem się kwasów tlenowo-fosforowych.
Związki fosforu z metalami
W przypadku metali aktywnych fosfor tworzy fosforki podobne do soli, które spełniają zasady klasycznej wartościowości. p-Metale, a także metale z podgrupy cynku dają zarówno fosforki normalne, jak i bogate w aniony. Większość tych związków wykazuje właściwości półprzewodnikowe, tj. dominujące w nich wiązanie jest kowalencyjne. Różnica między azotem i fosforem, ze względu na wielkość i czynniki energetyczne, najbardziej charakterystycznie objawia się w oddziaływaniu tych pierwiastków z metalami przejściowymi. W przypadku azotu podczas interakcji z tym ostatnim najważniejsze jest tworzenie azotków metalopodobnych. Fosfor tworzy również fosforki podobne do metali. Wiele fosforków, zwłaszcza tych z przeważnie wiązaniami kowalencyjnymi, jest ogniotrwałych. Zatem AlP topi się w temperaturze 2197 stopni C, a fosforek galu ma temperaturę topnienia 1577 stopni C. Fosforki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych łatwo rozkładają się pod wpływem wody, uwalniając fosfinę. Wiele fosforków to nie tylko półprzewodniki (AlP, GaP, InP), ale także ferromagnetyki, na przykład CoP i Fe 3 P.
Fosfina(fosforowodór, wodorek fosforu, zgodnie z nomenklaturą IUPAC – fosfan PH 3) – bezbarwny, bardzo toksyczny, raczej niestabilny gaz o specyficznym zapachu zgniłych ryb.
Bezbarwny gaz. Słabo rozpuszcza się w wodzie i nie reaguje z nią. W niskich temperaturach tworzy stały klatrat 8РН 3 ·46Н 2 О Rozpuszczalny w benzenie, eterze dietylowym, dwusiarczku węgla. W temperaturze -133,8 ° C tworzy kryształy z sześcienną siatką skupioną na ścianie.
Cząsteczka fosfiny ma kształt piramidy trygonalnej o symetrii molekularnej C 3v (d PH = 0,142 nm, HPH = 93,5 o). Moment dipolowy wynosi 0,58 D i jest znacznie niższy niż w przypadku amoniaku. Wiązanie wodorowe pomiędzy cząsteczkami PH 3 praktycznie nie jest obserwowane, dlatego fosfina ma niższą temperaturę topnienia i wrzenia.
Fosfina bardzo różni się od swojego odpowiednika amoniaku. Jego aktywność chemiczna jest większa niż amoniaku, jest słabo rozpuszczalny w wodzie, gdyż zasada jest znacznie słabsza od amoniaku. To ostatnie tłumaczy się tym, że wiązania HP są słabo spolaryzowane, a aktywność wolnej pary elektronów w fosforze (3s 2) jest niższa niż azotu (2s 2) w amoniaku.
W przypadku braku tlenu po podgrzaniu rozkłada się na pierwiastki:
zapala się samorzutnie w powietrzu (w obecności par difosfiny lub w temperaturze powyżej 100 °C):
Wykazuje silne właściwości regenerujące:
Podczas interakcji z silnymi donorami protonów fosfina może wytwarzać sole fosfoniowe zawierające jon PH 4 + (podobnie jak amon). Sole fosfoniowe, bezbarwne substancje krystaliczne, są wyjątkowo niestabilne i łatwo hydrolizują.
Podobnie jak sama fosfina, jej sole są silnymi środkami redukującymi.
Fosfinę otrzymuje się w reakcji białego fosforu z gorącą zasadą, na przykład:
Można go również otrzymać traktując fosforki wodą lub kwasami:
Możliwa jest synteza bezpośrednio z pierwiastków:
Po podgrzaniu chlorowodór reaguje z białym fosforem:
Rozkład jodku fosfoniowego:
Rozkład kwasu fosfonowego:
lub jego przywrócenie.
Jeśli znajdziesz błąd na stronie, zaznacz go i naciśnij Ctrl + Enter
Wytwarzanie fosfiny
Gdy biały fosfor jest podgrzewany mocnym roztworem alkalicznym, fosfor ulega dysproporcji, co powoduje powstawanie fosforanu i fosfiny PH 3. Równolegle z fosfiną powstaje niewielka ilość difosfiny P 2 H 4 (fosforowy analog hydrazyny), która łatwo wybucha w powietrzu. Jednocześnie powstaje wodór. Jeśli rurkę wylotową gazu skieruje się pod wodę, pęcherzyki fosfiny wypływają na powierzchnię; Powoduje to wytwarzanie pierścieni białego dymu.
Oto opis wrażeń z warsztatów Ripan R. Ceteanu I. Przewodnik po praktycznych pracach z chemii nieorganicznej .
Otrzymywanie fosforowodoru poprzez ogrzewanie białego fosforu z 30-50% roztworem wodorotlenku potasu. Równanie reakcji:
4P + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2
Dzięki tej metodzie produkcji oprócz gazowego fosforowodoru powstają także ciekły fosforowodór, gazowy wodór i kwaśny podfosforyn potasu zgodnie z równaniami:
6P + 4KOH + 4H 2 O = P 2 H 4 + 4KH 2 PO 2
2P + 2KOH + 2H 2 O = H 2 + 2KH 2 PO 2
Ciekły fosforowodór, oddziałując z wodorotlenkiem potasu w środowisku wodnym, tworzy gazowy fosforowodór, wodór i kwaśny podfosforyn potasu zgodnie z równaniami:
2P 2 H 4 + KOH + H 2 O = 3PH 3 + KH 2 PO 2
P 2 H 4 + 2KOH + 2H 2 O = 3H 2 + 2KH 2 PO 2
Kwaśny podfosforyn potasu w środowisku zasadowym przekształca się w ortofosforan potasu z wydzieleniem wodoru:
KH 2 PO 2 + 2KOH = 2H 2 + K 3 PO 4
Zgodnie z powyższymi równaniami reakcji, podczas ogrzewania białego fosforu z wodorotlenkiem potasu powstają gazowe fosforowodory, wodór i ortofosforan potasu.
Otrzymana w ten sposób fosfina ulega samozapłonowi. Dzieje się tak dlatego, że zawiera opary samozapalnego ciekłego fosforowodoru (difosfiny) i wodoru.
Zamiast wodorotlenku potasu można zastosować hydraty tlenku sodu, wapnia lub baru. Reakcje z nimi przebiegają w podobny sposób.
Urządzenie to kolba okrągłodenna o pojemności 100-250 ml, szczelnie zamknięta gumowym korkiem, przez którą należy szczelnie przejść rurkę kierującą produkty gazowe do krystalizatora z wodą.
Kolbę napełnia się do 3/4 objętości 30-50% roztworem żrącego potasu, do którego wrzuca się 2-3 kawałki białego fosforu wielkości grochu. Kolbę mocuje się w zacisku statywowym i za pomocą rurki wylotowej gazu łączy się z krystalizatorem wypełnionym wodą (patrz rysunek).
Po ogrzaniu kolby wodorotlenek potasu reaguje z białym fosforem zgodnie z powyższymi równaniami.
Ciekły wodorofosfor (difosfina) po dotarciu do powierzchni cieczy w kolbie natychmiast zapala się i spala w postaci iskier; dzieje się tak do momentu zużycia pozostałego tlenu w kolbie.
Po silnym ogrzaniu kolby ciekły fosforowodór oddestylowuje się, a nad wodą zapala się gazowy fosforowodór i wodór. Wodór fosforowy spala się żółtym płomieniem, wytwarzając bezwodnik fosforu w postaci białych pierścieni dymu.
Po zakończeniu doświadczenia zmniejsz płomień pod kolbą, wyjmij korek z rurką wylotową, wyłącz ogrzewanie i pozostaw urządzenie pod ciągiem, aż do całkowitego ostygnięcia.
Niezużyty fosfor dokładnie przemywa się wodą i przechowuje do kolejnych doświadczeń.
Zdecydowaliśmy się na fosfinę. Sodę kaustyczną wsypano do probówki i napełniono do połowy wodą. Część zasad pozostała w osadzie. Probówkę umocowano ukośnie w stojaku, umieszczono w niej kawałek żółtego fosforu wielkości groszku i zamknięto korkiem z rurką wylotową gazu, której koniec zanurzono w krystalizatorze z wodą. Rozpoczął ogrzewanie.
W krystalizatorze zaczęły pojawiać się pęcherzyki gazu. Z biegiem czasu zaczęły pojawiać się żółte błyski, którym towarzyszyły trzaskające dźwięki: bąbelki pękały i zapalały się w powietrzu. Po wybuchach często tworzyły się piękne białe pierścienie dymu, które unosiły się w górę.
Z naszych obserwacji wynika, że eksperyment przebiegał najlepiej, gdy ciecz w probówce aktywnie wrzała, a część cieczy przedostawała się do wody w krystalizatorze. W niektórych przypadkach okazywało się, że błyski pojawiały się rzadziej i były słabsze, jeśli końcówkę rury wylotowej gazu zanurzono zbyt głęboko w wodzie.
Generalnie „fajerwerki z pierścieniami dymnymi” trwały do kilku minut. Można śmiało powiedzieć, że jest to jedno z najpiękniejszych przeżyć.
________________________________________
