磷

此条目页的主題是化學元素「磷」。关于人體必需的營養素，請見「磷營養」。

磷 ₁₅P

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外觀
無色、蠟狀白、黃、深紅、紅、紫或黑 由左而右分別是:蠟狀白磷(黃色切面), 顆粒狀紅磷,塊狀紅磷、紫磷
概況
名稱·符號·序數	磷（phosphorus）·P·15
元素類別	非金屬
族·週期·區	15·3·p
標準原子質量	30.973761998(5)
电子排布	[Ne] 3s2 3p3 2, 8, 5 磷的电子層（2, 8, 5）
歷史
發現	亨尼格·布蘭德（1669年）
確認其為一元素者	安東萬·拉瓦節 (1777)
物理性質
物態	固態
密度	（接近室温） (白磷) 1.823, (紅磷) ≈ 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
昇華點	(紅磷) ≈ 416 – 590  °C, (紫磷) 620 °C
沸點	(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
比熱容	(白磷) 23.824 J·mol−1·K−1
蒸氣壓（(白磷)） 壓/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k 溫/K 279 307 342 388 453 549
蒸氣壓（(紅磷, 沸點 431 °C)）	壓/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k 溫/K 455 489 529 576 635 704
原子性質
氧化态	5, 4, 3, 2, 1, −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
雜項
晶体结构	体心立方
磁序	(白，紅，紫，黑) 抗磁性
熱導率	(白磷) 0.236, (黑磷) 12.1 W·m−1·K−1
体积模量	(白磷) 5, (紅磷) 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） 衰變 方式 能量​（MeV） 產物 30P 人造 2.5000 分钟 β+ 3.210 30Si 31P 100% 穩定，帶16粒中子 32P 痕量 14.269 天 β− 1.711 32S 33P 痕量 25.35 天 β− 0.248 33S

磷（英語：Phosphorus；源于拉丁語：Phosphorum），是一種化學元素，化學符號为P，原子序數为15，原子量為7001309737619980000♠30.973761998 u。

性状

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。

磷化氫燃烧的火叫鬼火。

单质磷的同素异構体

主条目：磷的同素异形体

• 黑磷（金属磷）
  • 化學結構類似石墨，因此可導電。
  • 化學式一般寫為${\ce {P}}$。
  • 深黑色粉末
• 白磷（黃磷）
  • 化學式：${\ce {P4}}$
  • 淡黃蠟似半透明可結晶的固體，於黑暗中能發光。放置一段時間部份表面白磷會形成紅磷，使白磷變成淡黃色。不溶於水，但可溶於苯、乙醚，需保存於水中。有特臭，劇毒。比重1.83，熔點44.4，沸點287度。可作武器白磷彈，吸入人體會燃燒形成磷酸酐，造成呼吸道及肺部灼傷，磷酸酐溶於水形成磷酸，具強脫水性，使呼吸道及肺部脫水。
  • 在溫度35℃以上會在大氣中自燃，與氧氣産生${\ce {P4O10}}$ ，必須保存在水中。${\ce {P4O10}}$當被吸入時會與肺裏水分形成磷酸並產生大量熱能使肺部灼傷。

• 红磷（赤磷）
  • 化學結構為巨型共價分子。
  • 化學式一般寫為${\ce {P}}$。
  • 鮮紅色粉末，無毒，比重2.296，熔點725度，是黃磷於壓力下稀有气体中加熱8-10日而成，白磷隔除空氣加熱至250度可得紅磷。

• 紫磷
  • 化學結構為層狀，但與黑磷不同。
  • 化學式一般寫為${\ce {P}}$。

化学性质

把白磷溶於二硫化碳，再把溶液灑在紙上。二硫化碳揮發後留下白磷，白磷在空氣中自燃，令紙張燒焦

磷可以在空气中燃烧，生成大量五氧化二磷

白烟：

${\ce {4P + 5O2 -> P4O10}}$

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：

${\ce {P4 + 16H2O = 4H3PO4 + 10H2}}$

发现

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·布蘭德（Henning Brand，约1630年~约1710年）。他是一个相信炼金术的人，在三十年戰爭時他擔任初級軍官，戰爭結束後成為玻璃工匠的學徒。後來他娶了一位有錢人的女兒。豐饒的嫁妝讓他從此不愁吃穿，所以他開始追求他真正的興趣，也就是尋找賢者之石。當時的社會相信賢者之石要透過煉金術才能製成，可以把所有東西變成黃金，甚至可以讓人長生不老。

然而，反覆的實驗失敗終究還是花光了他的所有積蓄。更不幸的是他妻子也過世了。之後他又娶了另一位女人，這位後來娶的妻子不只帶給他財富讓他可以繼續實驗，也給他一個兒子可以在實驗室幫他的忙。

由于他相信人體本身就是一種煉金術，因為從嘴巴吃進去的跟排泄出來的物質完全不一樣。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。

德国化学家孔克爾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

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”。

而在中文裡，磷的本字為粦，根據晋代《博物志》記載，「戰鬬死亡之處，有人馬血，積中爲粦，著地入艸木，如霜露不可見。有觸者，著人體後有光，拂拭即散無數，又有吒聲如鬻豆。舛者，人足也。言光行著人。」可見上部"米"字乃代表鬼火之"炎"字轉寫，下部"舛"字則指人足部。

“磷”字本与“粦”无关，如司馬相如在作賦時將其與"嶙"、"粼"混用，指光亮。南朝时期的字典《玉篇》中記載為雲母之意。本作为鬼火之源的"粦"後加石字偏旁以作為其元素性質之辨，指鬼火之源所含的元素。此與"磷"之原來諸義皆有所不同。

分布

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

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：

• ${\ce {Ca3(PO4)2 + 3SiO2 -> 3CaSiO3 + P2O5}}$
• ${\ce {P2O5 + 5C -> 2P + 5CO}}$

同位素

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

含氧酸

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	${\ce {H3PO2}}$	+1		1	酸、盐
亚磷酸	${\ce {H3PO3}}$	+3		2	酸、盐
偏亚磷酸	${\ce {HPO2}}$	+3		1	盐
原亚磷酸（与亚磷酸为互变异构体）	${\ce {H3PO3}}$	+3		3	酸、盐
连二磷酸	${\ce {H4P2O6}}$	+4		4	酸、盐
n（聚）偏磷酸	${\ce {(HPO2)_{n}}}$	+5		n	盐（n=3、4、6）
磷酸（正磷酸）	${\ce {H3PO4}}$	+5	（n聚磷酸n=1时）	3	酸、盐
n（聚）磷酸	${\ce {H(HPO3)_{n}OH}}$	+5		n+2	酸、盐（n=1-6）
焦磷酸	${\ce {H4P2O7}}$	+5	（n聚磷酸n=2时）	4	酸、盐
三磷酸	${\ce {H5P3O10}}$	+5	（n聚磷酸n=3时）	5	盐

磷（V）化合物

含氧化合物

最常见的磷化合物是磷酸盐（${\ce {PO4^3-}}$），它是一个呈四面体的阴离子。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：

${\ce {H3PO4 + H2O <=> H3O+ + {H2PO4}^{-}}}$       K_a1= 7.25×10⁻³

${\ce {{H2PO4}^{-}+ H2O <=> H3O+ + {HPO4}^{2-}}}$    K_a2= 6.31×10⁻⁸

${\ce {{HPO4}^{2-}+ H2O <=> {H3O}^{+}+ {PO4}^{3-}}}$      K_a3= 3.98×10⁻¹³

磷酸及其衍生物有聚合成链或环而形成${\ce {P-O-P}}$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${\ce {{HPO4}^{2-}}}$和${\ce {{H2PO4}^{2-}}}$）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）：

${\ce {2Na2[(HO)PO3] + Na[(HO)2PO2] -> Na5[O3P-O-P(O)2-O-PO3] + 2H2O}}$

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。

${\ce {PCl5}}$和${\ce {PF5}}$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。${\ce {PCl5}}$和${\ce {PF5}}$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${\ce {{PF6}^{-}}}$离子，它和${\ce {SF6}}$互为等电子体。至于另外两种磷的卤化物${\ce {PBr5}}$和${\ce {PI5}}$都是极不稳定的。而磷最主要的卤氧化物是三氯氧磷（${\ce {POCl3}}$），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。这可用分子轨道理论来解释。

含硫化合物

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

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

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。

外部連結

• 元素磷在洛斯阿拉莫斯国家实验室的介紹（英文）
• EnvironmentalChemistry.com —— 磷（英文）
• 元素磷在The Periodic Table of Videos（諾丁漢大學）的介紹（英文）
• 元素磷在Peter van der Krogt elements site的介紹（英文）
• WebElements.com – 磷（英文）