Fosfor
Fosfor (P, lat. phosphorus — nosilac svetlosti) jeste hemijski element koji ima simbol P i atomski broj 15.[2] On je viševalentan nemetal iz VA(15) grupe. U prirodi se često nalazi u neorganskom fosfatnom kamenju.[3]
Zbog velike reaktivnosti, fosfor se ne nalazi slobodan u prirodi. Jedna njegova alotropska modifikacija, beli fosfor, emituje bledo svetlucanje u prisustvu kiseonika (otuda grčki naziv).
Fosfor je sastavni deo nukleinskih kiselina — DNK (dezoksiribonukleinske kiseline) i RNK (ribonukleinske kiseline) i esencijalan element za sve ćelije, pa se zato svrstava u biogene elemente. Najznačajnija industrijska upotreba fosfornih hemikalija je za pravljenje đubriva.
Fosforne smeše se koriste i u eksplozivima, nervnim gasovima, pirotehnici, pesticidima, pastama za zube i deterdžentima.
Karakteristike i alotropi[uredi | uredi izvor]
Fosfor se može pronaći u više alotropskih modifikacija, najčešće kao beli, crveni i crni. Beli fosfor (Р4) sastoji se iz 4 atoma raspoređena u temena tetraedra, što uzrokuje nestabilnost. Sastoji se iz nepolarnih veza. Beli fosfor je žut, sjajan i transparentan, a zato se ponekad još naziva i žuti fosfor. Sija zeleno u mraku (u prisustvu kiseonika); jako je zapaljiv i piroforičan u prisustvu vazduha, kao i otrovan. Miris njegovog sagorevanja je karakterističan — nalik belom luku. Uzorci ovakvog fosfora su najčešće obavijeni belim oksidom fosfora, koji se sastoji od P4O10 jedinica u kojima su atomi fosfora raspoređeni u temena tetraedra, dok su atomi kiseonika umetnuti između njih i na njihovim vertikalama. Beli fosfor nije rastvorljiv u vodi ali jeste u ugljen-disulfidu.
Beli fosfor može se napraviti koristeći različite metode. Iz kalcijum fosfata, koji se za tu svrhu dobija iz fosforita i greje se u peći sa ugljenikom (koksom) i silicijum-oksidom ( kvarcnim peskom). Elementarni fosfor se onda oslobađa kao para i može se sakupiti koristeći fosfornu kiselinu (H3PO4). Taj proces je sličan prvoj Brantovoj sintezi fosfora i kalcijum-fosfata u mokraći.
Crveni fosfor se može dobiti zagrevanjem belog fosfora na 250 °C ili izlaganjem belog fosfora sunčevim zracima. Fosfor nakon toga dobija lančani raspored atoma što uzrokuje veću stabilnost. Dalje zagrevanje će uzrokovati kristalizaciju. Crveni fosfor gori na 240 °C, dok beli gori na 30 °C. Hitorf je 1865. otkrio da se dobija purpurasti oblik fosfora (Hitorfov fosfor) kada se fosfor kristališe topljenim olovom.
Crni fosfor ima rombičnu kristalnu rešetku i najmanje je reaktivan; sastoji se iz šestočlanih prstenova koji su međusobno povezani. Svaki atom je spojen sa ostala tri. Noviji metod sinteze crnog fosfora pojavio se koristeći metalne soli kao katalizatore.[4][5][6]
Sjaj[uredi | uredi izvor]
Sjaj fosfora je bila atrakcija za vreme njegovog otkrića 1669. godine, ali mehanizam kojim je sijao nije opisan sve do 1974. godine. Znalo se još pre da ako bi stavili fosfor u teglu, sijao bi i posle kratkog vremena prestao. Robert Bojl je u 1680-im pripisao to trošenju kiseonika pri toj reakciji. U 18. veku se znalo da čist kiseonik nije odgovoran za svetljenje fosfora, već da postoji raspon parcijalnih pritisaka na kojima se to dešava. Zagrevanje se moglo primeniti da bi se postigao odgovarajući pritisak.
Godine 1947, sjaj su opisali R. Dž. Ci i A. J. Kan. Reakcija sa kiseonikom se dešava na površini tečnog ili čvrstog fosfora, formirajući kratkotrajne molekule HPO i P2O2, koji oboje emituju vidljivu svetlost. Reakcija je spora, pa on sija duže vremena čak i u zatvorenoj tegli.
Iako je termin fosforescentnost potekao od fosfora, reakcija koja daje fosforu sjaj zove se luminescencija (sija na osnovu sopstvene reakcije; u ovom slučaju hemoluminiscencija), a ne fosforescencija (ponovno emitovanje svetla koje je prethodno palo na njega).[7]
Primena[uredi | uredi izvor]
- Koncentrovana fosforna kiselina, koja sadrži oko 70% do 75% P2O5 (fosfor(V)-oksida) je veoma bitna za poljoprivredu, tj. proizvodnju đubriva. Ali zbog velike upotrebe, dovelo je do povećanja pravljenja fosfata u drugoj polovini 20. veka.
- Pravljenje specijalnih stakala koje se koriste za natrijumske lampe
- Kalcijum fosfat u pravljenju finog porcelana
- u nekim zemljama natrijum tripolifosfat dobijen iz f. kiseline se koristi u pravljenju deterdženata (a u nekim je zabranjen)
- Fosforna kiselina se koristi u gaziranim pićima.
- Fosfor se koristi za pravljenje organskih smeša, preko fosfor hlorida i P4S3 i P4S10. Te smeše su plastifikanti, vatro-otporne supstance i pesticidi.
- Fosfor je bitan u pravljenju čelika i fosfor bronze (Cu3P)
- Beli fosfor se koristi za vojne svrhe (dimne bombe)
- Crveni fosfor je bitan za pravljenje plamena šibice. .
- 32P i 33Р se koriste kao indikatori radioaktivnosti u biohemijskim laboratorijama [8]
- Crveni fosfor se koristi kao dramski efekt. Kad se zapali on stvara gust beli dim .
Fosfor kao biogeni element[uredi | uredi izvor]
Fosfor je ključni element za sve oblike života. PO4−3 je bitan jer gradi DNK i RNK. Ćelije koriste adenozin trifosfat (ATP) za prenos energije. Skoro svaki ćelijski proces koristi ATP. Fosfolipidi grade ćelijske membrane. Soli kalcijum fosfata koriste životinje da bi ojačale njihove kosti. Fosfora u čoveku ima oko 1 kilogram (3/4 su u kostima i zubima kao apatit). Prosečan čovek dnevno pojede 1-3 grama fosfora u obliku fosfata. Bitan je za zemljište kao makromineral.
Dostupnost fosfora u ekosistemima povećava rast organizama. Dok u vodenim ekosistemima puno fosfora može biti problematično (cvetanje vode).[9]
Otkriće[uredi | uredi izvor]
Otkriće fosfora je ovekovečeno zahvaljujući engleskom slikaru Džozefu Rajtu od Derbija. Alhemičar otkriva fosfor je slika ovog slavnog engleskog slikara koja je prvobitno završena 1771. godine a potom prerađena 1795. godine. Ova priča je često štampana u popularnim knjigama iz oblasti hemije u vreme slikara Rajta i bila je široko poznata.
Fosfor je otkrio nemački alhemičar Henig Brand 1669. godine iz preparata mokraće koja je imala rastvorene fosfate iz normalnog metabolizma. Brand je hteo da destiluje neke soli isparivanjem mokraće, a dobio je beo materijal koji je svetleo u tami i goreo uz briljantni plamen.Sa sadašnjim znanjem hemičara, vrlo lako možemo da objasnimo šta se zapravo dogodilo. Mokraća sadrži malu količinu fosfata, a ima i organska jedinjenja. Fosfati su se zadržali u crnom ostatku tzv. caput mortum, a organska jedinjenja su se ugljenisala. Na zidovima retorte bilo je dovoljno silicijum(IV)-dioksida, pa su žarenjem metali iz fosfata prešli u silikate, ugljenik je fosfor iz fosfata redukovao do elementarnog stanja.
Količina fosfora koju je Brand dobijao je bila mnogo manja nego što je bilo moguće dobiti.
Godine 1675. Brand je bio razočaran zbog nemogućnosti dobijanja zlata i svoje otkriće je podelio sa sugrađanima, te postaje slavan. Vest je stigla u nemački grad Drezden gde je u to vreme radio istaknuti alhemičar Kunkel.U nizu uzbudljivih događaja oko otkrića fosfora, Kunkelova uloga je bila jedna od glavnih. Kunkel se interesovao za pojavu luminescencije i želeo je da kupi fosfor, ali se Brand plašio da Kunkel želi da ovlada procesom dobijanja fosfora i da bi mu uzeo stečenu slavu.[10]
Brand će svoje otkriće prodati Danijelu Kraftu, lekaru koji se zanimao za alhemijska otkrića u koja bi uložio novac, pod uslovom da o tome ne priča nikome za 200 talira[11]. Kunkel ipak nije odustao od fosfora, nakako je doznao (pretpostavlja se od samoga Branda) da ulogu u pronalasku igra mokraća i nakon nekoliko pokušaja i sam je dobio fosfor, mada je bio zagađeniji nego onaj koji je Brand dobijao.On objavljuje svoje otkriće, 1678. godine, ali prema starom i dobrom alhemijskom običaju, ne i način dobijanja istog[12].
Kada je Kunkel objavio svoj pronalazak, Kraft je već zarađivao novac putujući po evropskim dvorovima i demonstrirajući svojstva novog elementa. Jedan od onih koji su prisustvovali takvoj demonstraciji je bio Gotfrid Lajbnic, koji se interesovao za razne oblasti tadašnje nauke.Godine 1677. Lajbnic je posetio Hamburg i Branda, koji je bio u finansijskim problemima, te mu je ponudio tehnologiju dobijanja fosfora za odgovarajuću novčanu nadoknadu. Sporazumeli su se da Brand napravi još fosfora, a zauzvrat Lajbnic mora to da mu plati. Lajbnic je kasnije objavio tekst o proizvodnji fosfora, izostavivši (namerno ili slučajno) Brandovo ime. Prilikom posete Engleskoj, Kraft je fosfor pokazao i Robertu Bojlu, nagovestivši mu da se on dobija iz čovekovog tela[10]. Bojlu je ovaj podatak bio dovoljan da i sam napravi fosfor, 1680. godine kada za razliku od svojih prethodnika, navodi postupak za otkrivanje fosfora. Bojl se smatra osnivačem moderne hemije.Postupak je držao u tajnosti, pa su on i njegovi naslednici bili jedini proizvođači fosfora u Evropi sve do kraja 18. veka. Za prvog naučnika koji je izolovao fosfor se pored Branda mogu naći i Kunkel, Kraft i Lajbnic, i najverovatnije bi Brand bio i zaboravljen da nisu otkrivena pisma Brandove žene Margarete među Lajbnicovim dokumentima [11]). Uskoro posle toga počela je proizvodnja fosfora i u nešto većim količinama.
Prvi put je fosfor korišten u komercijalne svrhe u industriji šibica, u 19. veku.[13]
Rasprostranjenost[uredi | uredi izvor]
Zbog reaktivnosti sa vazduhom i mnogim kiseoničnim jedinjenjima, fosfor se ne nalazi elementaran u prirodi ali ga ima puno u mnogim drugim oblicima. Fosforni kamen, koji se delimično sadrži od apatita je bitan komercijalan izvor ovog elementa. Velika izvorišta apatita se nalaze u Kini, Rusiji, Maroku, Floridi, Ajdahu, Juti i na drugim mestima..[14]
Mere predostrožnosti[uredi | uredi izvor]
Organske smeše fosfora sa raznim materijalima su rasprostranjene od kojih su mnoge otrovne.
Fluorofosfatni estri su najjači toksini. Mnogi pesticidi su napravljeni od fosfora (herbicidi, insekticidi, fungicidi..). Mnogi neorganski fosfati su relativno neotrovni i esencijalni nutricijenti. Za okruženje su opasni u prevelikim količinama, uzrokuju cvetanje algi. Beli fosfor treba da se čuva stalno pod vodom, jer je zapaljiv. Crveni fosfor nije toliko zapaljiv ali treba biti pažljiv sa njim jer se vraća u beli fosfor na nekim rasponima temperatura, jer onda emituje veoma otrovne gasove koji se sastoje iz fosfor oksida kada se zagreju. U problemu izloženosti elementarnom fosforu se predlagalo ispiranje sa dvoprocentnim bakar sulfatom, ali je ono ukinuto jer je on otrovan i može da šteti bubrezima. Sada se preporučuje bikarbonatni rastvor da neutrališe fosfornu kiselinu.[15]
Izuzetak oktetnom pravilu[uredi | uredi izvor]
Prosta Luisova struktura za trigonalan bipiramidalan PCl5 molekul koji se sadrži od 5 kovalentnih veza implicira hipervalentan molekul sa desetovalentnim elektronima što je suprotnost oktetnom pravilu. Dva elektrona koja odgovaraju nevezanoj molekularnoj orbitali nisu uključena zato što je orbitala lokalizovana na dva atoma hlora i ona ne prilaže verovatnoći da je elektron prisutan na atomu fosfora.[16]
Radioaktivni izotopi[uredi | uredi izvor]
Radioaktivni izotopi fosfora su: 32P i 33Р.
Značajnija jedinjenja fosfora[uredi | uredi izvor]
| Naziv jedinjenja | Formula | Tip | Upotreba | Slika |
|---|---|---|---|---|
| aluminijum-fosfat | AlPO4 | fosfat | prašak za pecivo | 
|
| amonijum-fosfat | (NH4)3PO4 | fosfat | sastojak đubriva, dobijanje elementarnog azota | |
| diamonijum hidrogen-fosfat | (NH4)2HPO4 | fosfat | đubrivo | |
| amonijum dihidrogen-fosfat | NH4•H2PO4 | fosfat | sastojak đubriva | |
| kalcijum-fosfat | Ca3(PO4)2 | fosfat | đubriva, začin | |
| kalcijum hidrogen-fosfat | CaHPO4 | fosfat | dietna hrana | |
| kalcijum dihidrogen-fosfat | Ca(H2PO4)2 | fosfat | prašak za pecivo, đubrivo | |
| gvožđe(III)-fosfat | FePO4 | fosfat | stočna hrana | |
| gvožđe(II)-fosfat | Fe3(PO4)2 | fosfat | pesticid | 
|
| kalijum-dihidrogenfosfat | KH2PO4 | fosfat | optika | |
| bakar(II)-fosfat | Cu3(PO4)2 | fosfat | 
| |
| magnezijum-fosfat | Mg3(PO4)2 | fosfat | antacid, laksativ | 
|
| hrom(III)-fosfat | CrPO4 | fosfat | 
| |
| nikl(II)-fosfat | Ni3(PO4)2 | fosfat | 
| |
| natrijum-fosfat | Na3PO4 | fosfat | izbeljivač, detardžent, đubrivo | 
|
| srebro(I) fosfat | Ag3PO4 | fosfat | 
| |
| cink(II) fosfat | Zn3(PO4)2 | fosfat | 
| |
| amonijum-fosfit | NH4)3PO3 | fosfit | ||
| bakar(I)-fosfit | Cu3PO3 | fosfit | ||
| barijum-fosfit | Ba3(PO3)2 | fosfit | ||
| kalcijum-fosfid | Ca3P2 | fosfid | ||
| galijum(III)-fosfid | GaP | fosfid | optika | |
| fosfor(III)-bromid | PBr3 | bromid | organska hemija | |
| fosfor(V)-bromid | PBr5 | bromid | organska hemija | |
| fosfor(III)-hlorid | PCl3 | hlorid | pesticid, plastikant, ugušivač plamena | |
| fosfor(III)-jodid | PI3 | jodid | organska hemija | |
| hipofosforna kiselina | H3PO2 | kiselina | farmacija, organska hemija | |
| fosforna kiselina | H3PO4 | kiselina | medicina, konstrukcija | |
| fosforasta kiselina | H3PO3 | kiselina | farmacija, organska hemija | |
| fosfor(III) oksid | P2O3(P4O6) | oksid | ||
| fosfor(V) oksid | P2O5 | oksid | ||
| fosfor-hidrid | PH3 | hidrid | ugušivač plamena | |
| fosfor(V) sulfid | P2S5 | sulfid | ||
| fosfor(III) sulfid | P4S3 | sulfid | ||
| Lovsonov reagens | C14H14O2P2S4 | organsko jedinjenje | ||
| tiofos | C10H14NO5PS | organsko jedinjenje | ||
| sarin | C4H10FO2P | organsko jedinjenje | ||
| soman | C7H16FO2P | organsko jedinjenje |
Reference[uredi | uredi izvor]
- ^ Meija, J.; et al. (2016). „Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265—291. doi:10.1515/pac-2015-0305.
- ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.
- ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga.
- ^ A. Brown, S. Runquist, Acta Crystallogr., 19 (1965) 684
- ^ Cartz, L.;Srinivasa, S.R.;Riedner, R.J.;Jorgensen, J.D.;Worlton, T.G., Journal of Chemical Physics, 1979, 71, 1718-1721
- ^ Stefan Lange, Peer Schmidt, and Tom Nilges, Inorganic Chemistry, 2007, 46, 4028
- ^ Страна о фосфору Архивирано на сајту Wayback Machine (21. februar 2009), Pristupljeno 29. 4. 2013.
- ^ Primena fosfora, Pristupljeno 29. 4. 2013.
- ^ Uloga fosfora u kruženju materije u prirodi Arhivirano na sajtu Wayback Machine (11. април 2014), Приступљено 29. 4. 2013.
- ^ а б Gutman,I., Zejnilagić-Hajrić, M., Nuić, I., (2012),Historijski razvoj hemije, PMF, Sarajevo
- ^ а б Kepić, D., (2012), Istorija hemije, Institut za nuklearne nauke „Vinča“, Beograd
- ^ Grdenić,D., (2001), Povijest kemije, Novi Liber — Školska knjiga,Zagreb)
- ^ Фосфор: ватра од урина, Питер Е. Чајлдс Архивирано на сајту Wayback Machine (7. март 2008), Приступљено 29. 4. 2013.
- ^ „How Long Will it Last?”. New Scientist. 194 (2605): 38—39. 26. 05. 2007. ISSN 0262-4079.
- ^ US Navy's Treatment of Chemical Agent Casualties and Conventional Military Chemical Injuries: FM8-285: Part 2 Conventional Military Chemical Injuries Архивирано на сајту Wayback Machine (22. novembar 2005), Pristupljeno 29. 4. 2013.
- ^ Oktetno pravilo Arhivirano na sajtu Wayback Machine (7. mart 2008), Pristupljeno 29. 4. 2013.
