Фосфор

Из Википедије, слободне енциклопедије
Фосфор (15P)
Si - P - S
 
N
P
As  
 
 
P-TableImage.png

P,15.jpg

Општи подаци
Припадност скупу неметали
група, периода VA, 3,
густина, тврдоћа 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 број ±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
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

Фосфор (P, лат. phosphorus, носилац светлости) је хемијски елемент који има симбол P и атомски број 15.[1] Он је вишевалентан неметал из VA групе. У природи се често налази у неорганском фосфатном камењу.[2]

Због велике реактивности, фосфор се не налази слободан у природи. Једна његова алотропска модификација, 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, па се зато сврстава у биогене елементе. Најзначајнија индустријска употреба фосфорних хемикалија је за прављење ђубрива.

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

Карактеристике и алотропи[уреди]

Фосфор се може пронаћи у више алотропских модификација, најчешће као бели, црвени и црни. Бели фосфор4) састоји се из 4 атома распоређена у темена тетраедра, што узрокује нестабилност. Састоји се из шест веза. Бели фосфор је жут, сјајан и транспарентан, а зато се понекад још назива и жути фосфор. Сија зелено у мраку (у присуству кисеоника); јако је запаљив и пирофоричан у присуству ваздуха, као и отрован. Мирис његовог сагоревања је карактеристичан - налик белом луку. Узорци оваквог фосфора су најчешће обавијени белим оксидом фосфора, који се састоји од P4O10 јединица у којима су атоми фосфора распоређени у темена тетраедра, док су атоми кисеоника уметнути између њих и на њиховим вертикалама. Бели фосфор није растворљив у води али јесте у угљен-дисулфиду.

Приказ молекула белог фосфора

Бео алотроп може се направити користећи различите методе. У методи са калијум фосфатом, који се за ту сврху добија из фосфорног камења и греје се у пећници са угљеником и силицијумом. Елементарни фосфор се онда ослобађа као пара и може се сакупити користећи фосфорну киселину (H3PO4). Тај процес је сличан првој Брантовој синтези фосфора и калцијум-фосфата у мокраћи.

Приказ молекула црвеног фосфора

Црвени фосфор се може добити загревањем белог фосфора на 250 °C или излагањем белог фосфора сунчевим зрацима. Фосфор након тога 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 се добија пурпурасти облик фосфора (Хиторфов фосфор) када се фосфор кристалише топљеним оловом.

Приказ молекула црног фосфора

Црни фосфор има ромбичну кристалну решетку и најмање је реактиван; састоји се из шесточланих прстенова који су међусобно повезани. Сваки атом је спојен са остала три. Новији метод синтезе црног фосфора појавио се користећи металне соли као катализаторе.[3][4][5]

Сјај[уреди]

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, сијао би, док би након кратког времена престао. Роберт Бојл је у 1680-им приписао то исцрпљивању кисеоника - трошењу кисеоника при тој реакцији. У 18. веку се знало да чист кисеоник није одговоран за светљење фосфора, већ да постоји распон парцијалних притисака на којима се то збива. Загревање се могло применити да би се постигао одговарајући притисак.

Фосфоресцентност

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, па он сија дуже времена чак и у затвореној тегли.

Иако је термин фосфоресцентност потекао од фосфора, реакција која даје фосфору сјај зове се луминесценција (сија на основу сопствене реакције; у овом случају хемолуминесценција), а не фосфоресценција (поновно емитовање светла које је претходно пало на њега).[6]

Примена[уреди]

  • 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 [7]
  • црвени фосфор се користи као драмски ефект. Кад се запали он ствара густ бели дим који није отрован.

Фосфор као биогени елемент[уреди]

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).[8]

Откриће[уреди]

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.[9]

Распрострањеност[уреди]

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..[10]

Рудник апатита у Русији

Мере предострожности[уреди]

Skull and crossbones.svg

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

Hazard F.svg

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.[11]

Експлозија фосфора

Изузетак октетном правилу[уреди]

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.[12]

Радиоактивни изотопи[уреди]

Радиоактивни изотопи фосфора су: 32P и 33Р.

Значајнија једињења фосфора[уреди]

фосфор(III)-бромид

Назив једињења Формула Тип Употреба Слика
алуминијум-фосфат AlPO4 фосфат прашак за пециво Fosforečnan hlinitý.PNG
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 Fosforečnan železnatý.PNG
калијум-дихидрогенфосфат KH2PO4 фосфат оптика
бакар(II)-фосфат Cu3(PO4)2 фосфат Fosforečnan měďnatý.PNG
магнезијум-фосфат Mg3(PO4)2 фосфат антацид, лаксатив Fosforečnan hořečnatý.PNG
хром(III)-фосфат CrPO4 фосфат Fosforečnan chromitý.PNG
никл(II)-фосфат Ni3(PO4)2 фосфат Fosforečnan nikelnatý.PNG
натријум-фосфат Na3PO4 фосфат избељивач, детарџент, ђубриво Fosforečnan sodný.PNG
сребро(I) фосфат Ag3PO4 фосфат Fosforečnan stříbrný.PNG
цинк(II) фосфат Zn3(PO4)2 фосфат Fosforečnan zinečnatý.PNG
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
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

Референце[уреди]

  1. ^ Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536. 
  2. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  3. ^ A. Brown, S. Runquist, Acta Crystallogr., 19 (1965) 684
  4. ^ Cartz, L.;Srinivasa, S.R.;Riedner, R.J.;Jorgensen, J.D.;Worlton, T.G., Journal of Chemical Physics, 1979, 71, 1718-1721
  5. ^ Stefan Lange, Peer Schmidt, and Tom Nilges, Inorganic Chemistry, 2007, 46, 4028
  6. ^ Страна о фосфору, Приступљено 29. 4. 2013.
  7. ^ Примена фосфора, Приступљено 29. 4. 2013.
  8. ^ Улога фосфора у кружењу материје у природи, Приступљено 29. 4. 2013.
  9. ^ Фосфор: ватра од урина, Питер Е. Чајлдс, Приступљено 29. 4. 2013.
  10. ^ „How Long Will it Last?“. New Scientist 194 (2605): 38-39. 26. maj 2007.. ISSN 4079 0262 4079. 
  11. ^ US Navy's Treatment of Chemical Agent Casualties and Conventional Military Chemical Injuries: FM8-285: Part 2 Conventional Military Chemical Injuries, Приступљено 29. 4. 2013.
  12. ^ Октетно правило, Приступљено 29. 4. 2013.

Спољашње везе[уреди]


Литература[уреди]