Фосфа́ты — соли и эфиры фосфорных кислот , например ортофосфат калия K3PO4. Различают ортофосфаты и конденсированные фосфаты, содержащие более одного атома P, образующие связи P—O—P.
Фо́сфор (от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу; φωσφόρος — светоносный; лат. Phosphorus) —химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) третьего периода периодической системы; имеет атомный номер 15. Один из распространённыхэлементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде0,07 мг/л[4]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах (см. фосфолипиды). Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ,ДНК), является элементом жизни.
История
Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.
Происхождение названия
В 1669 году Хеннинг Бранд при нагревании смеси белого песка и выпаренной мочи получил светящееся в темноте вещество, названное сначала «холодным огнём». Вторичное название «фосфор» происходит от греческих слов «φῶς» — свет и «φέρω» — несу. В древнегреческой мифологии имя Фосфор (или Эосфор, др.-греч. Φωσφόρος) носил страж Утренней звезды.
Физ-е Св-ва
Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, чёрный и металлический фосфор. Иногда их ещё называют главными аллотропными модификациями, подразумевая при этом, что все остальные являются разновидностью указанных четырёх. В обычных условиях существует только три аллотропических модификации фосфора, а в условиях сверхвысоких давлений — также металлическая форма. Все модификации различаются по цвету , плотности и другим физическим характеристикам; заметна тенденция к резкому убыванию химической активности при переходе от белого к металлическому фосфору и нарастанию металлических свойств.
Хим-е Св-ва
Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота . Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.
В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4 = 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.
Взаимодействие с простыми веществами
Фосфор легко окисляется кислородом :
4P+5O2=2 P 2 O 5 (с избытком кислорода)
4 P +3 O 2=2 P 2 O 3(при медленном окислении или при недостатке кислорода)
Взаимодействие с водой
Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 градусов по цельсию, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:
8P+12H2O=5PH3+3H3PO4
Взаимодействие со щелочами
В растворах щелочей также протекает реакция диспропорционирования:
4P+3KOH+3H2O=PH3+3KH2PO4
Фосфа́ты — соли и эфиры фосфорных кислот , например ортофосфат калия K3PO4. Различают ортофосфаты и конденсированные фосфаты, содержащие более одного атома P, образующие связи P—O—P.
Фосфори́ты — породы различного происхождения, как правило, осадочные которые содержат 
и пригодны для дальнейшего обогащения. В основном используются для изготовления фосфатных удобрений. Одни авторы относят к фосфоритам породы с содержанием от 5 % и выше, другие — от 18 % и выше.
Получение
Ортофосфаты можно получить действием ортофосфорной кислоты на щёлочь :
3LiOH + H3PO4 = Li3PO4↓ + 3H2O
Химические свойства
У всех ортофосфатов есть свойство: безводные соли стабильны при нагревании до температуры плавления, которая для разных солей колеблется в диапазоне от 830°C(у фосфата свинца) до 1605°C(у фосфата бария)[1].
Фосфаты в основном плохо растворимы, в отличие от дигидрофосфатов. Растворимы только фосфаты калия, натрия и аммония[2]. Фосфаты обладают общими свойствами солей:
Взаимодействуют с сильными кислотами (причём они превращают нерастворимый фосфат в растворимый дигидрофосфат):
Ca3(PO4)2 + 4HCl = Ca(H2PO4)2 + 2CaCl2
Взаимодействуют с щелочами:
3LiOH + H3PO4 = Li3PO4↓ + 3H2OВзаимодействуют с другими растворимыми солями:
2Na3PO4 + 3Li2SO4 = 2Li3PO4↓ + 3Na2SO4
При нагревании выше 2000C° разлагаются на оксиды[3]: Ca3(PO4)2 = 3CaO + P2O5
Применение
Основное применение — фосфорные удобрения . Фосфаты широко используются в синтетических моющих средствах для связывания ионов кальция и магния. Также применяется в производстве некоторых лекарственных веществ [2] .
Физиологическая роль
Важное место фосфаты занимают и в биохимии , а именно в синтезе множества биологически активных веществ, а также в энергетике всех живых организмов.