Fosfor

	Fosfor
	; Fosfor czerwony
	Dane ogólne
Nazwa, symbol, l.a.	Fosfor, P, 15
Grupa, okres, blok	15, 3, p
Własności metaliczne	niemetal
Własności atomowe
Masa atomowa	30,973761 u
Promień atomowy	100 (obl. 98) pm
Promień walencyjny	106 pm
Promień van der Waalsa	180 pm
Konfiguracja elektronowa	[Ne]3s23p3
e⁻ na poziom energetyczny	2, 8, 5
Elektroujemność	2,19 (Pauling); 2,09 (Allred)
Stopień utlenienia	±3, 5, 4
Własności kwasowe tlenków	średnio kwaśne
Własności fizyczne
Stan skupienia	stały
Gęstość	1823 kg/m³
Temperatura topnienia	317,3 K; 44,15 °C
Temperatura wrzenia	550 K; 276,85 °C
Objętość molowa	17,02-6 m³/mol
Ciepło parowania	12,129 kJ/mol
Ciepło topnienia	0,657 kJ/mol
Ciśnienie pary nasyconej	20,8 Pa (294 K)
Prędkość dźwięku	bd
Pozostałe dane
Ciepło właściwe	769 J/(kg*K)
Konduktywność	1,0×10-9 S/m
Przewodność cieplna	0,235 W/(m*K)
Potencjały jonizacyjne	I. 1011,8 kJ/mol ; II. 1907 kJ/mol; III. 2914,1 kJ/mol; IV. 4963,6 kJ/mol; V. 6273,9 kJ/mol
Najbardziej stabilne izotopy
	Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą; warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)

Z Wikipedii

Skocz do: nawigacji, szukaj

Fosfor (P, gr. phosphoros – "niosący światło") to pierwiastek chemiczny, niemetal. Jedynym stabilnym izotopem fosforu jest ³¹P.

W wodzie i alkoholu jest on prawie nierozpuszczalny, nieco rozpuszcza się w eterze, łatwo – w trójchlorku fosforu, chlorku siarki i siarczku węgla. Z ostatniego z wymienionych rozpuszczalników fosfor wydziela się po odparowaniu w postaci kryształów układu regularnego o połysku diamentowym.

Fosfor występuje w czterech odmianach alotropowych, jako: fosfor biały, fosfor czerwony, fosfor fioletowy oraz fosfor czarny.

[edytuj] Fosfor biały

Osobny artykuł: fosfor biały.

Przy zwykłym ciśnieniu fosfor biały topi się w 44 °C, a wrze w 277 °C przechodząc w pary o składzie P₄. Ponieważ bardzo łatwo ulega samozapłonowi, przechowuje się go zawsze pod wodą. Jest trudny do ugaszenia, ponieważ w wysokich temperaturach reaguje z wodą, która go dodatkowo rozprasza.

Ma tendencję do przechodzenia w inne, bardziej trwałe odmiany, do których należy fosfor czerwony. Cząsteczka fosforu białego składa się z 4 atomów. W temperaturze pokojowej ulega powolnemu utlenianiu, emitując światło (chemiluminescencja). Był stosowany jako składnik farb, które nanoszono na wskazówki zegarków (świeciły światłem widocznym w ciemności).

Reaguje z wrzącym roztworem wodorotlenku barowego:

2P₄ + 3Ba(OH)₂ → 2PH₃↑ + 3Ba(H₂PO₂)₂

W reakcji powstaje fosforiak (fosforowodór) i barowa sól kwasu fosforowego(I)^[1].

Jest skrajnie łatwopalny. Z tego powodu dawniej produkowano z niego zapałki. Były to jednak zapałki bardzo niebezpieczne, ponieważ zapalały się po potarciu o każdą szorstką powierzchnię, a ponadto były trujące. Obecnie jedynie szorstka powierzchnia pudełek, służących do pocierania zapałek, zawiera nieco czerwonego fosforu, zmieszanego z tłuczonym szkłem i dwutlenkiem manganu. Wskutek ogrzania, wywołanego potarciem zapałki o tę powierzchnię, fosfor się zapala i płomień przenosi się na główkę zapałki. Jest silnie trujący; dla człowieka o wadze 60 kg śmiertelna dawka wynosi 100 mg.

Fosfor biały stosowany jest jako broń zapalająca i trutka na szczury.

[edytuj] Fosfor czerwony

Osobny artykuł: fosfor czerwony.

Inaczej zwany fosforem bezpostaciowym. Otrzymuje się go przez prażenie fosforu białego w atmosferze azotu i temperaturze 250 °C z użyciem jodu jako katalizatora.

Jest nietoksyczny, mniej reaktywny od fosforu białego. Zapala się powyżej 400 °C, jego ugaszenie również jest bardzo trudne, ponieważ pali się nawet przy ograniczonym dostępie tlenu.

Jest używany jako jeden ze składników draski na pudełkach od zapałek.

Zobacz: zapałki

[edytuj] Fosfor fioletowy

Powstaje w wyniku ogrzewania fosforu czerwonego w próżni w temperaturze ok. 550 °C. Można go też wykrystalizować z roztworu w stopionym ołowiu. Nierozpuszczalny w żadnej substancji. Odmiana mało aktywna chemicznie.

[edytuj] Fosfor czarny

Najtrwalsza odmiana fosforu. Otrzymywany przez ogrzewanie fosforu białego bez dostępu tlenu w temp. 220 °C i pod ciśnieniem 12 000 atm. Ma on barwę szarą, połysk metaliczny, przewodzi prąd elektryczny. Właściwości fosforu fioletowego i czarnego są słabo poznane.

[edytuj] Znaczenie biologiczne

Fosfor jest makroelementem niezbędnym do funkcjonowania każdej komórki. Wchodzi w skład kości, kwasów nukleinowych oraz wielu związków przekazujących energię na poziomie molekularnym, takich jak ATP.

[edytuj] Zastosowanie

Tlenki fosforu używane są jako reduktory (P₄O₆) lub substancje wysuszające (P₄O₁₀). Kwas ortofosforowy (H₃PO₄) jest dodatkiem do napojów gazowanych typu cola. Związki tego pierwiastka wykorzystywane są również w przemyśle chemicznym jako katalizatory. Fosforan(V) sodu stosuje się do proszków do prania; okazało się, że coraz powszechniejsze używanie detergentów powoduje zwiększanie stężenia związków fosforu w wodach rzek i jezior, zwłaszcza w Polsce, gdzie nie wszystkie ścieki są oczyszczane. Wynikiem tego jest eutrofizacja wód.

[edytuj] Występowanie w przyrodzie

Ważne minerały fosforu to apatyt i fosforyty. Fosfor tworzy szereg kwasów, z czego najważniejszym jest kwas ortofosforowy(V) H₃PO₄. Związki fosforu są stosowane jako nawozy sztuczne.

[edytuj] Historia

Fosfor został odkryty przez niemieckiego alchemika Henniga Branda w Hamburgu w 1669 r. podczas długotrwałego prażenia moczu. W pierwszej komercyjnej metodzie otrzymywania fosforu (koniecznego do produkcji zapałek) substancją wyjściową były kości zwierzęce^[2], co znalazło odbicie w proponowanej polskiej nazwie fosforu koścień^[3].

[edytuj] Kwasy zawierające fosfor

Znanych jest wiele kwasów tlenowych zawierających fosfor (w niektórych przypadkach znane tylko jako sole lub estry), np.:

kwas fosfinowy (fosforowy(I), podfosforawy) H₃PO₂
kwas fosfonowy (ortofosforowy(III), fosforawy) H₃PO₃
kwas metafosforowy(III) (metafosforawy) HPO₂
kwas metatrifosforowy(III) (metatrifosforawy) H₃P₃O₆ (związek cykliczny)
kwas difosfonowy (difosforowy(III), pirofosforawy) H₄P₂O₅
kwas ortofosforowy(IV) (podfosforowy) H₄P₂O₆
Kwas ortofosforowy(V) (fosforowy(V), fosforowy) H₃PO₄ (najczęściej spotykany kwas fosforu)
kwas ortodifosforowy(V) (difosforowy(V), pirofosforowy) H₄P₂O₇
kwas ortotrifosforowy(V) (ortotrifosforowy) H₅P₃O₁₀
kwas metatrifosforowy(V) (metafosforowy, metatrifosforowy) H₃P₃O₉ lub HPO₃ (związek cykliczny)
kwas tetrafosforowy(V) (tetrafosforowy) H₄P₄O₁₂.

Znane są też liczne analogi powyższych kwasów, w których jeden lub więcej atomów tlenu zostało zastąpionych przez atomy innych tlenowców (S, Se, Te), azotu lub boru^[4], np.:

kwas tiofosfonowy H₃PO₂S
kwas selenofosforowy H₃PO₃Se
kwas tellurofosforowy H₃PO₃Te
kwas amidofosforowy H₃PO₃NH₂
kwas boranofosforowy H₃PO₃BH₃

Ponadto otrzymano szereg mieszanych polikwasów zawierających jako atomy centralne fosfor i metale przejściowe, np. kwasy molibdenowanadofosforowe H₄[PMo₁₁VO₄₀]•34H₂O, H₅[PMo₁₀V₂O₄₀]•32H₂O i H₆[PMo₉V₃O₄₀]•34H₂O występujące w postaci pomarańczowych kryształów^[5].

W kwasach fosforu zawierających wiązanie P-H (np. w kwasie fosfonowym) atomy wodoru mogą zostać zastąpione resztami organicznymi, tworząc liczną grupę kwasów alkilo- i arylo-fosfonowych i fosfinowych oraz ich analogów zawierających inne heteroatomy^[4], np. kwas dodecylofosfonowy.

Częściowo zestryfikowane kwasy fosforu zawierające labilne atomy wodoru, mają także charakter kwasowy, np. kwas rybonukleinowy (RNA) i kwas deoksyrybonukleinowy (DNA).

[edytuj] Zobacz też

Fosforescencja.

Przypisy

↑ Adam Bielański Chemia ogólna i nieorganiczna, wydawnictwo PWN, Warszawa 1975
↑ Threlfall, R.E., (1951). 100 years of Phosphorus Making: 1851 - 1951. Oldbury: Albright and Wilson Ltd (ang.)
↑ Obcy język polski
↑ ^4,0 ^4,1 Baza danych Scirus (ang.)
↑ George A. Tsigdinos, Calvin J. Hallada. Molybdovanadophosphoric acids and their salts. I. Investigation of methods of preparation and characterization. „Inorg. Chem.”. 7 (3), ss. 437–441 (1968). doi:10.1021/ic50061a009 (ang.).

Zobacz galerię na Wikimedia Commons:
Fosfor

[0] Adam Bielański Chemia ogólna i nieorganiczna, wydawnictwo PWN, Warszawa 1975

[1] Threlfall, R.E., (1951). 100 years of Phosphorus Making: 1851 - 1951. Oldbury: Albright and Wilson Ltd (ang.)

[2] Obcy język polski

[Scirus-3] 4,0 ^4,1 Baza danych Scirus (ang.)

[Tsigdinos-4] George A. Tsigdinos, Calvin J. Hallada. Molybdovanadophosphoric acids and their salts. I. Investigation of methods of preparation and characterization. „Inorg. Chem.”. 7 (3), ss. 437–441 (1968). doi:10.1021/ic50061a009 (ang.).

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

Encyklopedia Multimedialna