Фосфор

Из Википедија

Хемија > Хемијски елемент > 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
Si - P - S
 
N
P
As  
 
 

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 1907 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

[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.

Приказ молекула белог фосфора
Приказ молекула белог фосфора

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.

Приказ молекула црвеног фосфора
Приказ молекула црвеног фосфора

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).

Приказ молекула црног фосфора
Приказ молекула црног фосфора

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.

Фосфоресцентност
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 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]

[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 алги).[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]

Рудник апатита у Русији
Рудник апатита у Русији


[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]

Експлозија фосфора
Експлозија фосфора

[уреди] Изузетак октетном правилу

Проста структура Луиса 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] Смеше и 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
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
Никл(II)-фосфат Ni3(PO4)2 фосфат
Натријум-фосфат Na3PO4 фосфат избељивач, детарџент, ђубриво
Сребро(I)-фосфат Ag3PO4 фосфат
Цинк-фосфат Zn3(PO4)2 фосфат
Цинк-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 пентабромид PBr5 бромид органска хемија
Фосфор трибромид PBr3 бромид органска хемија
Фосфор пентоксид P4O10 оксид органска хемија
Фосфор трихлорид PCl3 хлорид пестицид, пластикант, угушивач пламена
Фосфор тријодид 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
фосфорхидрид PH3 хидрид угушивач пламена
фосфор пентасулфид P2S5 сулфид
фосфор сескисулфид P4S3 сулфид
Ловсонов реагент C14H14O2P2S4 органско једињење
тиофос C10H14NO5PS органско једињење
сарин C4H10FO2P органско једињење
соман C7H16FO2P органско једињење


[уреди] Референце

  1. ^ A. Brown, S. Runquist, Acta Crystallogr., 19 (1965) 684
  2. ^ Cartz, L.;Srinivasa, S.R.;Riedner, R.J.;Jorgensen, J.D.;Worlton, T.G., Journal of Chemical Physics, 1979, 71, 1718-1721
  3. ^ Stefan Lange, Peer Schmidt, and Tom Nilges, Inorganic Chemistry, 2007, 46, 4028
  4. ^ Страна о фосфору
  5. ^ Примена фосфора
  6. ^ Улога фосфора у кружењу материје у природи
  7. ^ Фосфор: ватра од урина, Питер Е. Чајлдс
  8. ^ (May 26, 2007) "How Long Will it Last?". New Scientist 194 (2605): 38-39.
  9. ^ US Navy's Treatment of Chemical Agent Casualties and Conventional Military Chemical Injuries: FM8-285: Part 2 Conventional Military Chemical Injuries
  10. ^ Октетно правило