Фосфор

Из Википедије, слободне енциклопедије

Si - P - S   N P As       периодни систем
Општи подаци
Име, симбол, атомски број*	Фосфор, P, 15
Припадност скупу	неметала
група, периода	VA, 3,
густина,	1823 kg/m3
Боја	бела фосфоросцентна
Особине атома
атомска маса	30,973761 u
атомски радијус	100 (98)pm
ковалентни радијус	106 pm
ван дер Валсов радијус	180 pm
електронска конфигурација	[Ne]3s23p3
e- на енергетским нивоима	2, 8, 5
оксидациони бројеви	±3, 5, 4
Особине оксида	средње кисели
кристална структура	једнострана
физичке особине
агрегатно стање	чврсто
температура топљења	317,3 K (44,15 °C)
температура кључања	550 K (277 °C)
молска запремина	17,02×10-3 m³/mol
топлота испаравања	12,129 kJ/mol
топлота топљења	0,657 kJ/mol
притисак засићене паре	20,8 Pa (294 K)
брзина звука	без података
Остале особине
Електронегативност	2,19 (Паулинг) 2,06 (Алред)
специфична топлота	769 J/(kg*K)
специфична проводљивост	1,0×10-9 S/m
топлотна проводљивост	0,235 W/(m*K)
I енергија јонизације	1011,8 kJ/mol
II енергија јонизације	1.907 kJ/mol
III енергија јонизације	2914,1 kJ/mol
IV енергија јонизације	4963,6 kJ/mol
V енергија јонизације	6273,9 kJ/mol
Најстабилнији изотопи
изотоп заст. в.п.р. н.р. e.r. MeV п.р. 30P (веш.) 2,5 минута β+   32Si 31P 100% стабилни изотор са 16 неутрона 32P (веш.) 14,28 дана β- 0,224 32S 33P (веш.) 25,3 дана β-   33S
Тамо где другачије није назначено, употребљене су SI јединице и нормални услови.
Објашњења скраћеница: заст.=заступљеност у природи, в.п.р.=време полу распада, н.р.=начин распада, е.р.=енергија распада, п.р.=производ распада,

Фосфор (P, лат. phosphorus, што значи носилац светлости) је хемијски елемент који има симбол P и атомски број 15. Он је вишевалентан неметал из VA групе. Често се налази у неорганским фосфатним каменовима.

Због велике реактивности, фосфор се не налази слободан у природи. Један облик фосфора (бели фосфор) емитује бледо светлуцање у присуству кисеоника (отуда грчки назив)

Фосфор је саставни део нуклеинских киселина - ДНК (дезоксирибонуклеинске киселине) и РНК (рибонуклеинске киселине) и есенцијалан елемент за све ћелије. Зато се зове биогени елемент (биос - живот, генезис - настајање). Најзначајнија индустријска употреба фосфорних хемикалија је прављење ђубрива.

Фосфорне смеше се користе и у експлозивима, нервним агентима, пиротехници, пестицидима, пастама за зубе и детерџентима.

Садржај 1 Карактеристике и алотропи 2 Сјај 3 Примена 4 Фосфор као биогени елемент 5 Откриће 6 Распрострањеност 7 Мере предострожности 8 Изузетак октетном правилу 9 Радиоактивни изотопи 10 Значајнија једињења фосфора 11 Референце

[уреди] Карактеристике и алотропи

Фосфор се може пронаћи у више алотропских модификација, најчешће бели, црвени и црни. Бео фосфор (Р₄) има 4 атома распоређена као у теменима тетраедра што узрокује нестабилност. Састоји се од шест веза. Бео фосфор је жут, сјајан и транспарентан. Зато се још назива и жут фосфор. Сија зелено у мраку (у присуству кисеоника), јако је запаљив и пирофоричан (само-запаљив) у присуству са ваздухом као и отрован. Мирис његове оксидације је карактеристичан, налик белом луку, а узорци су најчешће обавијени са белим (ди)фосфорним пентоксидом, који се састоји од P₄O₁₀ који има атоме фосфора као у теменима тетраедра са атомима кисеоника уметнутим између њих и на њиховим вертикалама. Бели фосфор није растворљив у води али јесте у угљен-дисулфиду.

Бео алотроп (Бео фосфор) може се направити користећи различите методе. У једној, калијум фосфатом, који је добијен из фосфорног камења, који је грејан од стране електричне или бензинске пећнице у присуству угљеника и силицијума. Елементаран фосфор је онда ослобођен као пара и може се сакупити користећи фосфорну киселину (H₃PO₄). Тај процес је сличан првој синтези фосфора и калцијум фосфата у мокраћи.

Црвени фосфор се може створити загревањем белог фосфора на 250°C или излагањем белог фосфора сунчевим зраковима. Фосфор после добија аморфан распоред атома што узрокује већу стабилност. Даље загревање ће узроковати кристализацију. Црвени фосфор гори на 240°C док бели гори на 30°C. Хиторф је 1865. открио да када се фосфор кристализује топљеним оловом, добија се пурпурасти облик фосфора (Хиторфов фосфор).

Црни фосфор има ромбичну кристалну решетку и најмање је реактиван, састоји се од шесточланих прстенова који су међусобно повезани. Сваки атом је спојен са друга три. Новији метод синтезе црног фосфора се појавио користећи металне соли као катализаторе.^[1][2][3]

[уреди] Сјај

Сјај фосфора је била атракција за време његовог открића 1669. године, али механизам којим је сијао није описан све до 1974. године. Знало се још пре да ако би ставили фосфор у теглу он би сијао али после кратког времена, престао. Роберт Бојл је у 1680-им приписао то изнуравању кисеоника, у ствари то је конзумирање кисеоника. У 18. веку се знало да чист кисеоник не чини фосфор да светли, већ да постоји распон деоног притиска где се то збива. Загревање се може применити да би се добио притисак.

Године 1947, сјај су описали Р.Џ. Ци и А.Ј. Кан. Реакција са кисеоником се збива на површини течног или чврстог фосфора, формирајући краткотрајне молекуле HPO и P₂O₂ који обоје емитују видљиву светлост. Реакција је спора и само мало посредности је тражено да би се створила сјајност, одатле он сија дуже времена чак и у затвореној тегли.

Иако је термин фосфоресцентност потекао од фосфора, реакција која ће дати фосфору свој сјај се зове луминсцентност (сија по својој реакцији, у овом случају хемолуминсцентност) а не фосфоресцентност (поновно емитовање светла које је претходно пало на њега).^[4]

[уреди] Примена

• Концентрована фосфорна киселина, која садржи око 70% до 75% P₂О₅ (фосфор(V)-оксида) је веома битна за пољопривреду, тј. производњу ђубрива. Али због велике употребе, довело је до повећања прављења фосфата у другој половини 20. века.
• прављење специјалних стакала које се користе за натријумске лампе
• калцијум фосфат у прављењу финог порцелана
• у неким земљама натријум триполифосфат добијен из ф. киселине се користи у прављењу детерџената (а у неким је забрањен)
• фосфорна киселина се користи у газираним пићима.
• фосфор се користи за прављење органских смеша, преко фосфор хлорида и P₄S₃ и P₄S₁₀. Те смеше су пластификанти, ватро-отпорне супстанце и пестициди.
• фосфор је битан у прављењу челика и фосфор бронзе (Cu₃P)
• бели фосфор се користи за војне сврхе (димне бомбе)
• црвени фосфор је битан за прављење пламена шибице. Код шибица, црвени фосфор је присутан на храпавој површини, а не у глави шибице.
• ³²P и ³³Р се користе као индикатори радиоактивности у биохемијским лабораторијама ^[5]
• црвени фосфор се користи као драмски ефект. Кад се запали он ствара густ бели дим који није отрован.

[уреди] Фосфор као биогени елемент

Фосфор је кључни елемент за све облике живота. PO₄^-3 је битан јер гради ДНК и РНК. Ћелије користе аденозин трифосфат (АТП) за пренос енергије. Скоро сваки ћелијски процес користи АТП. Фосфолипиди граде ћелијске мембране. Соли калцијум фосфата користе животиње да би ојачале њихове кости. Фосфора у човеку има око 1 килограм (3/4 су у костима и зубима као апатит). Просечан човек дневно поједе 1-3 грама фосфора у облику фосфата. Битан је за земљиште као макроминерал.

Доступност фосфора у екосистемима повећава раст организама. Док у воденим екосистемима пуно фосфора може бити проблематично (цветање воде).^[6]

[уреди] Откриће

Фосфор је открио немачки алхемичар Хениг Бранд 1669. године из препарата мокраће која је имала растворене фосфате из нормалног метаболизма. Бранд је хтео да дестилује неке соли испаривањем мокраће, а добио је бео материјал који је светлео у тами и горео уз бриљантни пламен. Први пут је фосфор кориштен у комерцијалне сврхе у индустрији шибица, у 19. веку.^[7]

[уреди] Распрострањеност

Због реактивности са ваздухом и многим кисеоничним једињењима, фосфор се не налази елементаран у природи али га има пуно у многим другим облицима. Фосфорни камен, који се делимично садржи од апатита је битан комерцијалан извор овог елемента. Велика изворишта апатита се налазе у Кини, Русији, Мароку, Флориди, Ајдаху, Јути и на другим местима..^[8]

[уреди] Мере предострожности

Органске смеше фосфора са разним материјалима су распрострањене од којих су многе отровне.

Флуорофосфатни естри су најјачи токсини. Многи пестициди су направљени од фосфора (хербициди, инсектициди, фунгициди..). Многи неоргански фосфати су релативно неотровни и есенцијални нутрицијенти. За окружење су опасни у превеликим количинама, узрокују цветање алги. Бели фосфор треба да се чува стално под водом, јер је запаљив. Црвени фосфор није толико запаљив али треба бити пажљив са њим јер се враћа у бели фосфор на неким распонима температура, јер онда емитује веома отровне гасове који се састоје из фосфор оксида када се загреју. У проблему изложености елементарном фосфору се предлагало испирање са двопроцентним бакар сулфатом, али је оно укинуто јер је он отрован и може да штети бубрезима. Сада се препоручује бикарбонатни раствор да неутралише фосфорну киселину.^[9]

[уреди] Изузетак октетном правилу

Проста Луисова структура за тригоналан бипирамидалан PCl₅ молекул који се садржи од 5 ковалентних веза иплицира хипервалентан молекул са десетовалентним електронима што је супротност октетном правилу. Два електрона која одговарају невезаној молекуларној орбитали нису укључена зато што је орбитала локализована на два атома хлора и она не прилаже вероватноћи да је електрон присутан на атому фосфора.^[10]

[уреди] Радиоактивни изотопи

Радиоактивни изотопи фосфора су: ³²P и ³³Р.

[уреди] Значајнија једињења фосфора

Назив једињења	Формула	Тип	Употреба	Слика
алуминијум-фосфат	AlPO4	фосфат	прашак за пециво
амонијум-фосфат	(NH4)3PO4	фосфат	састојак ђубрива, добијање елементарног азота
диамонијум хидроген-фосфат	(NH4)2HPO4	фосфат	ђубриво
амонијум дихидроген-фосфат	NH4•H2PO4	фосфат	састојак ђубрива
калцијум-фосфат	Ca3(PO4)2	фосфат	ђубрива, зачин
калцијум хидроген-фосфат	CaHPO4	фосфат	диетна храна
калцијум дихидроген-фосфат	Ca(H2PO4)2	фосфат	прашак за пециво, ђубриво
гвожђе(III)-фосфат	FePO4	фосфат	сточна храна
гвожђе(II)-фосфат	Fe3(PO4)2	фосфат	пестицид
калијум-дихидрогенфосфат	KH2PO4	фосфат	оптика
бакар(II)-фосфат	Cu3(PO4)2	фосфат
магнезијум-фосфат	Mg3(PO4)2	фосфат	антацид, лаксатив
хром(III)-фосфат	CrPO4	фосфат
никал(II)-фосфат	Ni3(PO4)2	фосфат
натријум-фосфат	Na3PO4	фосфат	избељивач, детарџент, ђубриво
сребро(I)-фосфат	Ag3PO4	фосфат
цинк(II)-фосфат	Zn3(PO4)2	фосфат
амонијум-фосфит	NH4)3PO3	фосфит
бакар(I)-фосфит	Cu3PO3	фосфит
баријум-фосфит	Ba3(PO3)2	фосфит
калцијум-фосфид	Ca3P2	фосфид
галијум(III)-фосфид	GaP	фосфид	оптика
фосфор(V)-бромид	PBr5	бромид	органска хемија
фосфор(III)-бромид	PBr3	бромид	органска хемија
фосфор(III)-хлорид	PCl3	хлорид	пестицид, пластикант, угушивач пламена
фосфор(III)-јодид	PI3	јодид	органска хемија
хипофосфорна киселина	H3PO2	киселина	фармација, органска хемија
фосфорна киселина	H3PO4	киселина	медицина, конструкција
фосфораста киселина	H3PO3	киселина	фармација, органска хемија
фосфор(III)-оксид	P2O3(P4O6)	оксид
фосфор(V)-оксид	P2O5	оксид
фосфор-хидрид	PH3	хидрид	угушивач пламена
фосфор(V)-сулфид	P2S5	сулфид
фосфор(III)-сулфид	P4S3	сулфид
Ловсонов реагенс	C14H14O2P2S4	органско једињење
тиофос	C10H14NO5PS	органско једињење
сарин	C4H10FO2P	органско једињење
соман	C7H16FO2P	органско једињење

[уреди] Референце

п • р • у Периодни систем елемената
H																															He
Li	Be																									B	C	N	O	F	Ne
Na	Mg																									Al	Si	P	S	Cl	Ar
K	Ca															Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
Rb	Sr															Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
Cs	Ba	La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
Fr	Ra	Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Uub	Uut	Uuq	Uup	Uuh	Uus	Uuo
Алкални метали Земно-алкални метали Лантаноиди Актиноиди Прелазни метали Остали метали Металоиди Остали неметали Халогени елементи Племенити гасови