WikiZero - Фосфор

1. Білий фосфор [ правити | правити код ]
2. Жовтий фосфор [ правити | правити код ]
3. Червоний фосфор [ правити | правити код ]
4. Чорний фосфор [ правити | правити код ]
5. Металевий фосфор [ правити | правити код ]
6. Взаємодія з простими речовинами [ правити | правити код ]
7. Взаємодія з водою [ правити | правити код ]
8. Взаємодія з лугами [ правити | правити код ]
9. Відновлювальні властивості [ правити | правити код ]
10. Елементарний фосфор [ правити | правити код ]
11. З'єднання фосфору в сільському господарстві [ правити | правити код ]
12. З'єднання фосфору в промисловості [ правити | правити код ]
13. Фосфатні сполучні [ правити | правити код ]
14. Біологічна роль сполук фосфору [ правити | правити код ]
15. Токсикологія елементарних фосфору [ правити | правити код ]
16. Токсикологія сполук фосфору [ правити | правити код ]

open wikipedia design.

фосфор ← кремній | сірка →

Білий, червоний і фіолетовий фосфор

Фосфор / Phosphorus (P), 15 атомна маса
( молярна маса ) 30,973762 (2) [1] а. е. м. ( г / моль ) Електронна конфігурація [Ne] 3s2 3p3 радіус атома 128 пм ковалентний радіус 106 пм радіус іона 35 (+ 5e) 212 (-3e) пм електронегативність 2,19 [2] (Шкала Полінга) електродний потенціал 0 ступені окислення 5, 3, 1, 0, -1, -3 [3] енергія іонізації
(Перший електрон) 1011,2 (10,48) кДж / моль ( еВ ) щільність (при н. у. ) (Білий фосфор) 1,82 г / см³ Температура плавлення 44,15 ° C (317,3 K) Температура кипіння 279,85 ° C (553 K) Уд. теплота плавлення 2,51 кДж / моль Уд. теплота випаровування 49,8 кДж / моль Питома теплоємність 21,6 [4] (Ромбіч.) Дж / (K моль) молярний об'єм 17,0 см ³ / моль Структура ґратки кубічна, об'емноцентрірованная параметри решітки 18,800 Å теплопровідність (300 K) (0,236) Вт / (м · К) номер CAS 7723-14-0

Фосфор (від грец. φῶς - світло і φέρω - несу; φωσφόρος - світлоносний; лат. Phosphorus) - хімічний елемент 15-й групи (За застарілою класифікації - головної підгрупи п'ятої групи) третього періоду періодичної системи Д. І. Менделєєва ; має атомний номер 15. Елемент входить в групу пніктогенов . Фосфор - один з поширених елементів земної кори: його зміст становить 0,08-0,09% її маси. концентрація в морській воді 0,07 мг / л [5] . У вільному стані не зустрічається через високу хімічну активність. Утворює близько 190 мінералів , Найважливішими з яких є апатит Ca5 (PO4) 3 (F, Cl, OH), фосфорит (Сa3 (PO4) 2) та інші. Фосфор входить до складу найважливіших біологічних сполук - фосфоліпідів . Міститься в тваринних тканинах, входить до складу білків та інших найважливіших органічних сполук ( АТФ , ДНК ), Є елементом життя.

Фосфор відкритий гамбурзьким алхіміком Генніг Бранд в 1669 році . Подібно до інших алхіміків, Бранд намагався відшукати філософський камінь , А отримав речовину, що світиться. Бранд сфокусувався на дослідах з людської сечею, так як вважав, що вона, маючи золотистим кольором, може містити золото або щось потрібне для його видобутку. Спочатку його спосіб полягав в тому, що спочатку сеча відстоювалася протягом декількох днів, поки не зникне неприємний запах, а потім кип'ятилися до клейкого стану. Нагріваючи цю пасту до високих температур і доводячи до появи пухирців, він сподівався, що, сконденсованих, вони будуть містити золото. Після декількох годин інтенсивних кип'ятіння виходили крупиці білого воскоподобние речовини, яке дуже яскраво горіло і до того ж мерехтіло в темряві. Бранд назвав цю речовину phosphorus mirabilis ( лат. «Чудотворний носій світла»). Відкриття фосфору Брандо стало першим відкриттям нового елемента з часів античності.

Трохи пізніше фосфор був отриманий іншим німецьким хіміком - Іоганном Кункель .

Незалежно від Бранда і Кункель фосфор був отриманий Р. Бойл , Який описав його в статті «Спосіб приготування фосфору з людської сечі», датованій 14 жовтня 1680 року і опублікованій в 1693 році .

Більш вдосконалений спосіб отримання фосфору був опублікований в 1743 році Андреасом Маргграф .

Існують дані, що фосфор вміли отримувати ще арабські алхіміки в XII в.

Те, що фосфор - проста речовина , довів Лавуазьє .

Аморфну ​​аллотропную модифікацію фосфору - червоний фосфор Pn - виділив, нагріваючи білий фосфор без доступу повітря, А. Шрёттер в середині XIX в.

В 1669 році Хеннінг Бранд при нагріванні суміші білого піску і випарованої сечі отримав світиться в темряві речовина, назване спочатку «холодним вогнем». Вторинне назву «фосфор» походить від грецьких слів «φώς» - світло і «φέρω» - несу. В давньогрецької міфології ім'я фосфор (Або Еосфор, грец. Φωσφόρος) носив страж ранкової зірки .

Фосфор отримують з апатитів або фосфоритів в результаті взаємодії з коксом і кремнеземом при температурі близько 1600 ° С:

2 C a 3 (PO 4) 2 + 10 C + 6 S i O 2 → P 4 + 10 CO + 6 C a S i O 3 {\ displaystyle {\ mathsf {2Ca_ {3} (PO_ {4}) _ {2} + 10C + 6SiO_ {2} \ rightarrow P_ {4} + 10CO + 6CaSiO_ {3}}}} або Ca3 (PO4) 2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 5CO + 2P.

Утворені пари фосфору конденсуються в приймачі під шаром води в алотропічних модифікацій у вигляді білого фосфору. Замість фосфоритів для отримання елементарного фосфору можна відновлювати вугіллям та інші неорганічні сполуки фосфору, наприклад, в тому числі, метафосфорную кислоту :

4 H P O 3 + 10 C → P 4 + 2 H 2 O + 10 C O {\ displaystyle {\ mathsf {4HPO_ {3} + 10C \ rightarrow P_ {4} + 2H_ {2} O + 10CO}}}

Елементарний фосфор при нормальних умовах існує у вигляді декількох стійких аллотропических модифікацій. всі існуючі аллотропние модифікації фосфору поки (2016 г.) до кінця не вивчені. Традиційно розрізняють чотири його модифікації: зеленувато-білий, червоний, чорний і металевий фосфор. Іноді їх ще називають головними алотропна модифікаціями, маючи на увазі при цьому, що всі інші описувані модифікації є сумішшю цих чотирьох. При стандартних умовах стійкі тільки три аллотропических модифікації фосфору (наприклад, білий фосфор термодинамічно нестійкий (квазістаціонарне стан) і переходить з часом при нормальних умовах в червоний фосфор). В умовах надвисокого тиску термодинамічно стійка металева форма елемента. Всі модифікації розрізняються по кольором , щільності і іншим фізичним і хімічним характеристикам, особливо по хімічній активності. При переході стану речовини в більш термодинамічно стійку модифікацію знижується хімічна активність , Наприклад, при послідовному перетворенні білого фосфору в червоний, потім червоного в чорний (металевий).

Білий фосфор [ правити | правити код ]

Білий фосфор являє собою білу речовину (через домішок може мати жовтуватий відтінок ). За зовнішнім виглядом він дуже схожий на очищений віск або парафін , Легко ріжеться ножем і деформується від невеликих зусиль.

Білий фосфор має молекулярну кристалічну решітку , Формула молекули білого фосфору - P4, причому атоми розташовані у вершинах тетраедра [6] . Відливається в інертному атмосфері у вигляді паличок (злитків), він зберігається у відсутності повітря під шаром очищеної води або в спеціальних інертних середовищах.

Погано розчиняється у воді [6] , Але легкорастворім в органічних розчинниках . Розчинність білого фосфору в сероуглероде користуються для промислового очищення його від домішок. Щільність білого фосфору з усіх його модифікацій найменша і становить близько 1823 кг / м³. Плавиться білий фосфор при 44,1 ° C. У пароподібному стані відбувається дисоціація молекул фосфору.

Хімічно білий фосфор надзвичайно активний. Наприклад, він повільно окислюється киснем повітря вже при кімнатній температурі і світиться (блідо-зелене свічення). Явище такого роду світіння внаслідок хімічних реакцій окислення називається хемілюмінесценції (Іноді помилково фосфоресценції ). При взаємодії з киснем білий фосфор горить навіть під водою [7] .

Білий фосфор не тільки активний хімічно, але і вельми отруйний : летальна доза білого фосфору для дорослої людини становить 0,05-0,15 г [4] , А при хронічному отруєнні вражає кістки, наприклад, викликає омертвіння щелеп [4] . При контакті зі шкірою легко самозаймається, викликаючи серйозні опіки [8] [9] .

Під дією світла, при нагріванні до не надто високих температур в безповітряному середовищі [6] , А також під дією іонізуючого випромінювання [10] білий фосфор перетворюється в червоний фосфор.

Жовтий фосфор [ правити | правити код ]

Неочищений білий фосфор зазвичай називають «жовтий фосфор». Сильно отруйна ( ГДК в атмосферному повітрі 0,0005 мг / м³), вогненебезпечна кристалічна речовина від світло-жовтого до темно-бурого кольору. щільність 1,83 г / см³, плавиться при +43,1 ° C, кипить при +280 ° C. У воді не розчиняється, на повітрі легко окислюється і займається. Горить сліпучим яскраво-зёленим полум'ям з виділенням густого білого диму - дрібних частинок декаоксіда тетрафосфора P4O10 [11] .

Так як фосфор реагує з водою лише при температурі понад 500 ° C, то для гасіння фосфору використовують воду у великих кількостях (для зниження температури вогнища загоряння і перекладу фосфору в твердий стан) або розчин сульфату міді (мідного купоросу), після гасіння фосфор засипають вологим піском. Для запобігання від самозаймання жовтий фосфор зберігається і перевозиться під шаром води (розчину хлориду кальцію) [12] .

Червоний фосфор [ правити | правити код ]

Червоний фосфор - це більш термодинамічно стабільна модифікація елементарного фосфору. Вперше він був отриманий в 1847 році в Швеції австрійським хіміком А. Шрёттером при нагріванні білого фосфору при 500 ° С в атмосфері чадного газу (СО) в запаяній скляній ампулі.

Червоний фосфор має формулу Рn і являє собою полімер зі складною структурою. Залежно від способу отримання та ступеня дроблення, червоний фосфор має відтінки від пурпурно-червоного до фіолетового, а в литому стані - темно-фіолетовий з мідним відтінком, має металевий блиск. Хімічна активність червоного фосфору значно нижче, ніж у білого; йому властива виключно мала розчинність. Розчинити червоний фосфор можливо лише в деяких розплавлених металах ( свинець і вісмут ), Ніж іноді користуються для отримання великих його кристалів. Так, наприклад, німецький фізико-хімік І. В. Гитторф в 1865 році вперше отримав прекрасно побудовані, але невеликі за розміром кристали (фосфор Гитторф). Червоний фосфор на повітрі не самозаймається, аж до температури 240-250 ° С (при переході в білу форму під час сублімації ), Але самозаймається при терті або ударі, у нього повністю відсутнє явище хемілюмінесценції. Не розчиняється в воді, а також в бензолі, сірковуглеці і інших речовинах, розчинний в тріброміде фосфору. При температурі сублімації червоний фосфор перетворюється в пар, при охолодженні якого утворюється в основному білий фосфор.

Отруйність його в тисячі разів менше, ніж у білого, тому він застосовується набагато ширше, наприклад, у виробництві сірників (Складом на основі червоного фосфору покрита тёрочная поверхню коробок). щільність червоного фосфору також вище, і досягає 2400 кг / м³ в литому вигляді. При зберіганні на повітрі червоний фосфор в присутності вологи поступово окислюється, утворюючи гігроскопічний оксид , Поглинає воду і отсиревает ( «отмокает»), утворюючи в'язку фосфорну кислоту; тому його зберігають в герметичній тарі. При «отмоканіе» - промивають водою від залишків фосфорних кислот, висушують і використовують за призначенням.

Чорний фосфор [ правити | правити код ]

Чорний фосфор - це найбільш стабільна термодинамічно і хімічно найменш активна форма елементарного фосфору. Вперше чорний фосфор був отриманий в 1914 році американським фізиком П. У. Бріджменом з білого фосфору у вигляді чорних блискучих кристалів, що мають високу (2690 кг / м³) щільність. Для проведення синтезу чорного фосфору Бриджмен застосував тиск в 2⋅109 Па (20 тисяч атмосфер) і температуру близько 200 ° С. Початок швидкого переходу лежить в області 13 000 атмосфер і температурі близько 230 ° С.

Чорний фосфор являє собою чорна речовина з металевим блиском, жирне на дотик і дуже схоже на графіт, і з повністю відсутньою розчинністю у воді або органічних розчинниках. Підпалити чорний фосфор можна, тільки попередньо сильно розжаривши в атмосфері чистого кисню до 400 ° С. Чорний фосфор проводить електричний струм і має властивості напівпровідника . Температура плавлення чорного фосфору 1000 ° С під тиском 1,8⋅106 Па.

Металевий фосфор [ правити | правити код ]

При 8,3⋅1010 Па чорний фосфор переходить в нову, ще більш щільну і інертну металеву фазу з щільністю 3,56 г / см³, а при подальшому підвищенні тиску до 1,25⋅1011 Па - ще більш ущільнюється і набуває кубічну кристалічну решітку , при цьому його щільність зростає до 3,83 г / см ³. Металевий фосфор дуже добре проводить електричний струм.

Хімічна активність фосфору значно вище, ніж у азоту . Хімічні властивості фосфору багато в чому визначаються його аллотропной модифікацією. Білий фосфор дуже активний, в процесі переходу до червоного і чорного фосфору хімічна активність знижується. Білий фосфор в повітрі при окисленні киснем повітря при кімнатній температурі випромінює видиме світло, світіння обумовлене Фотоемісійні реакцією окислення фосфору.

У рідкому і розчиненому стані, а також в парах до 800 ° С фосфор складається з молекул Р4. При нагріванні вище 800 ° С молекули дисоціюють: Р4 = 2Р2. При температурі вище 2000 ° С молекули розпадаються на атоми.

Взаємодія з простими речовинами [ правити | правити код ]

Фосфор легко окислюється киснем :

4 P + 5 O 2 → 2 P 2 O 5 {\ displaystyle {\ mathsf {4P + 5O_ {2} \ rightarrow 2P_ {2} O_ {5}}}} (З надлишком кисню) 4 P + 3 O 2 → 2 P 2 O 3 {\ displaystyle {\ mathsf {4P + 3O_ {2} \ rightarrow 2P_ {2} O_ {3}}}} (При повільному окисленні або при нестачі кисню)

Взаємодіє з багатьма простими речовинами - галогенами , сірої , Деякими металами, проявляючи окисні і відновні властивості:

з металами - окислювач , утворює фосфіди :

2 P + 3 C a → C a 3 P 2 {\ displaystyle {\ mathsf {2P + 3Ca \ rightarrow Ca_ {3} P_ {2}}}}

Фосфіди розкладаються водою і кислотами з утворенням фосфіну

з неметалами - відновник :

2 P + 3 S → P 2 S 3 {\ displaystyle {\ mathsf {2P + 3S \ rightarrow P_ {2} S_ {3}}}} 2 P + 5 C l 2 → 2 P C l 5 {\ displaystyle {\ mathsf {2P + 5Cl_ {2} \ rightarrow 2PCl_ {5}}}}

З воднем фосфор практично не з'єднується. Однак розкладанням деяких фосфидов водою по реакції, наприклад:

C a 3 P 2 + 6 H 2 O → 2 PH 3 + 3 C a (OH) 2 {\ displaystyle {\ mathsf {Ca_ {3} P_ {2} + 6H_ {2} O \ rightarrow 2PH_ {3} + 3Ca (OH) _ {2}}}}

може бути отриманий аналогічний аміаку фосфористий водень ( фосфін ) - РH3

Взаємодія з водою [ правити | правити код ]

Взаємодіє з водяною парою при температурі вище 500 ° С, протікає реакція диспропорционирования з освітою фосфіну і фосфорної кислоти:

8 P + 12 H 2 O →> 500 o C 5 PH 3 + 3 H 3 PO 4 {\ displaystyle {\ mathsf {8P + 12H_ {2} O {\ xrightarrow {> 500 ^ {o} C}} \ 5PH_ {3} + 3H_ {3} PO_ {4}}}}

Реакція взаємодії червоного фосфору і води з утворенням ортофосфорної кислоти і водню. Реакція протікає при температурі 700-900 ° C. Каталізатором можуть виступати: платина, мідь, титан, цирконій. [1]

2 P + 8 H 2 O → 700 - 900 o C, kat 2 H 3 PO 4 + 5 H 2 {\ displaystyle {\ mathsf {2P + 8H_ {2} O {\ xrightarrow {700-900 ^ {o} C , kat}} \ 2H_ {3} PO_ {4} + 5H_ {2}}}}

Взаємодія з лугами [ правити | правити код ]

У холодних концентрованих розчинах лугів також повільно протікає реакція диспропорціонування [13] :

4 P + 3 KOH + 3 H 2 O → τ PH 3 + 3 KH 2 PO 2 {\ displaystyle {\ mathsf {4P + 3KOH + 3H_ {2} O {\ xrightarrow {\ \ tau \}} PH_ {3} + 3KH_ {2} PO_ {2}}}}

Відновлювальні властивості [ правити | правити код ]

Сильні окислювачі перетворюють фосфор в фосфорну кислоту :

3 P + 5 HNO 3 + 2 H 2 O → 3 H 3 PO 4 + 5 NO {\ displaystyle {\ mathsf {3P + 5HNO_ {3} + 2H_ {2} O \ rightarrow 3H_ {3} PO_ {4} + 5NO}}} 2 P + 5 H 2 SO 4 → 2 H 3 PO 4 + 5 SO 2 + 2 H 2 O {\ displaystyle {\ mathsf {2P + 5H_ {2} SO_ {4} \ rightarrow 2H_ {3} PO_ {4} + 5SO_ {2} + 2H_ {2} O}}}

Реакція окислення фосфору відбувається при підпалюванні сірників, як окислювач виступає бертолетова сіль :

6 P + 5 K C l O 3 → 5 K C l + 3 P 2 O 5 {\ displaystyle {\ mathsf {6P + 5KClO_ {3} \ rightarrow 5KCl + 3P_ {2} O_ {5}}}}

Відомо більше 20 ізотопів фосфору (з масовим числом від 24 до 47). Природний ізотоп 31P стабільний. З радіоактивних ізотопів найбільш довгоживучі: 30P ( T1 / 2 = 2,5 хв), 32P (T1 / 2 = 14,26 добу) і 33P (T1 / 2 = 25,34 добу). [14] .

Фосфор є найважливішим біогенним елементом і в той же час знаходить дуже широке застосування в промисловості. Червоний фосфор застосовують у виробництві сірників. Його разом з тонко подрібненим склом і клеєм наносять на бічну поверхню коробки. При терті сірникової головки, до складу якої входять хлорат калію і сірка, відбувається займання.

Елементарний фосфор [ правити | правити код ]

Мабуть, перша властивість фосфору, яке людина поставила собі на службу, - це горючість. Горючість фосфору дуже велика і залежить від аллотропическими модифікації.

Найбільша активність хімічно, токсичний і горючий білий ( «жовтий») фосфор, тому він дуже часто застосовується (в запальних бомбах та ін.).

Червоний фосфор - основна модифікація, вироблена і споживана промисловістю. Він застосовується у виробництві сірників , вибухових речовин , Запальних складів, різних типів палива , А також протизадирних мастильних матеріалів, як газовбирачів у виробництві ламп розжарювання.

З'єднання фосфору в сільському господарстві [ правити | правити код ]

Фосфор (у вигляді фосфатів) - один з трьох найважливіших біогенних елементів, бере участь в синтезі АТФ . Велика частина виробленої фосфорної кислоти йде на отримання фосфорних добрив - суперфосфату , преципитата , аммофоскі та ін.

З'єднання фосфору в промисловості [ правити | правити код ]

Фосфати широко використовуються:

Фосфатні сполучні [ правити | правити код ]

Здатність фосфатів формувати міцну тривимірну полімерну сітку використовується для виготовлення фосфатних і алюмофосфатного зв'язок .

Біологічна роль сполук фосфору [ правити | правити код ]

Фосфор присутній в живих клітинах у вигляді орто- і пірофосфорної кислот, входить до складу нуклеотидів, нуклеїнових кислот, фосфопротеидов, фосфоліпідів, коферментів, ферментів. Кістки людини складаються з гідроксилапатиту 3Са3 (РО4) 2 · Ca (OH) 2. До складу зубної емалі входить фторапатит. Основну роль в перетвореннях сполук фосфору в організмі людини і тварин грає печінку. Обмін фосфорних сполук регулюється гормонами і вітаміном D. При нестачі фосфору в організмі розвиваються різні захворювання кісток.

Добова потреба у фосфорі становить:

• для дорослих 1,0-2,0 г
• для вагітних і годуючих жінок 3-3,8 г
• для дітей і підлітків 1,5-2,5 г

При великих фізичних навантаженнях потреба у фосфорі зростає в 1,5-2 рази.

Засвоєння відбувається ефективніше при прийомі фосфору разом з кальцієм в співвідношенні 3: 2 (P: Ca).

деякі джерела [15] :

Токсикологія елементарних фосфору [ правити | правити код ]

• Червоний фосфор практично нетоксичний (токсічність Йому Надаються домішки білого фосфору). Пив червоного фосфору, потрапляючі в легені, віклікає пневмонію при хронічній Дії.
• Білий фосфор дуже отруйній , Розчин в ліпідах . Смертельна доза білого фосфору - 50-150 мг. Потрапляючі на шкіру, тліючій білий фосфор дает важкі опікі .

Гострі Отруєння фосфором проявляються печіння в роті и шлунку, головного болем, слабкістю, блювотою. Через 2-3 діб розвівається жовтяніця . Для хронічніх форм характерні Порушення кальцієвого обміну, Ураження серцево-судінної и нервової систем. Перша допомога при Гостра отруєнні - промівання шлунка , Проносне, очисні клізми, внутрішньовенно розчини глюкози. При опіках шкіри обробити уражені ділянки розчинами мідного купоросу або соди. ГДК парів фосфору в повітрі виробничих приміщень - 0,03 мг / м³, тимчасово допустима концентрація в атмосферному повітрі - 0,0005 мг / м³, ГДК у питній воді - 0,0001 мг / дм³ [17] .

Токсикологія сполук фосфору [ правити | правити код ]

Деякі сполуки фосфору ( фосфін ) Дуже токсичні. Зважаючи на високу ( ЛД50 15-100 мг / кг) і надзвичайно високою (<15 мг / кг) токсичності більшість фосфорорганічних сполук (ФОС) використовуються в якості пестицидів ( інсектициди , акарициди , зооциди і т. д.) або бойових отруйних речовин. прикладом бойових отруйних речовин є - зарин , зоман , табун , новачок , V-гази .

ФОС проявляють властивості речовин нервово-паралітичної дії. Токсичність фосфорорганічних сполук зумовлена ​​пригніченням ферменту ацетилхолінестерази , Внаслідок чого розвивається головний біль, нудота, запаморочення, звуження зіниць ( міоз ), Утруднення дихання (задишка), виникає слинотеча, знижується артеріальний тиск, виникають конвульсії, проявляється паралітичну дію, кома, і як наслідок може швидко виникнути летальний результат. ефективним антидотом при отруєнні ФОС є атропін .

Рейтинг NFPA 704 :

Фосфор відноситься до 1-го класу небезпеки.

1. ↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 року (IUPAC Technical Report) (Англ.) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Vol. 85, no. 5. - P. 1047-1078. - DOI : 10.1351 / PAC-REP-13-03-02 .
2. ↑ Phosphorus: electronegativities (Англ.). WebElements. Дата звернення 15 липня 2010 року.
3. ↑ Sulfur and Phosphorus Compounds (Англ.). Дата звернення 27 травня 2010. Читальний зал 22 серпня 2011 року.
4. ↑ 1 2 3 Редкол.: Зефиров Н. С. (гол. Ред.). Хімічна енциклопедія: у 5 т. - Москва: Велика Російська енциклопедія, 1999. - Т. 5. - С. 145.
5. ↑ JP Riley and Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
6. ↑ 1 2 3 Ходаков Ю. В., Епштейн Д. А., глоріоза П. А. § 30. Фосфор // Неорганическая хімія. Підручник для 9 класу. - 7-е вид. - М .: Просвітніцтво , 1976. - С. 62-65. - 2 350 000 прим.
7. ↑ Горіння білого фосфору під водою - відеоопит в Єдиній колекції цифрових освітніх ресурсів
8. ↑ Kemal T. Saracoglu, Ahmet H. Acar, Tamer Kuzucuoglu, Sezer Yakupoglu. White phosphorus burn (Англ.) // The Lancet . - 2010. - Vol. 376, no. 9734. - P. 68. - DOI : 10.1016 / S0140-6736 (10) 60812-4 .
9. ↑ Chou TD, Lee TW, Chen SL, Tung YM, Dai NT, Chen SG, Lee CH, Chen TM, Wang HJ. The management of white phosphorus burns (англ.) // Burns. - 2001. - Vol. 27, iss. 5. - P. 492-497. - DOI : 10.1016 / S0305-4179 (01) 00003-1 . - PMID 11451604 .
10. ↑ Радіаційна хімія // енциклопедичний словник юного хіміка. 2-е изд. / Упоряд. В. А. Крицман, В. В. станції. - М .: педагогіка , 1990. - С. 200. - ISBN 5-7155-0292-6 .
11. ↑ В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бібрак і ін. Хімія = Chemie. - М.: Хімія, 1989. - С. 351. - ISBN 5-7245-0360-3 .
12. ↑ Хімічна енциклопедія / Редкол .: Зефиров Н. С. та ін .. - М.: Велика Російська енциклопедія, 1998. - Т. 5. - 783 с. - ISBN 5-85270-310-9 .
13. ↑ Лидин Р.А., Молочко В. А., Андрєєва Л. Л. Хімічні властивості неорганічних речовин: Учеб. посібник для вузів. - 3-е изд., Испр. - М.: Хімія, 2000. - 480 с. - ISBN 5-7245-1163-0 .
14. ↑ Дані наведені по Audi G., Bersillon O., Blachot J., Wapstra AH The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties // Nuclear Physics A . - 2003. - Т. 729. - С. 3-128. - DOI : 10.1016 / j.nuclphysa.2003.11.001 . - Bibcode : 2003NuPhA.729 .... 3A .
15. ↑ USDA
16. ↑ Буланов Ю.Б. Хімічний склад продуктів. Харчова Цінність .
17. ↑ УНIАН - здоров'я - Що відбувається з фосфором?