Fosfor

Iz Vikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigaciju, pretragu
Fosfor,  15P
P,15.jpg
Opšta svojstva
Ime, simbol fosfor, P
Fosfor u periodnom sistemu
Vodonik (diatomski nemetal)
Helijum (plemeniti gas)
Litijum (alkalni metal)
Berilijum (zemnoalkalni metal)
Bor (metaloid)
Ugljenik (poliatomski nemetal)
Azot (diatomski nemetal)
Kiseonik (diatomski nemetal)
Fluor (diatomski nemetal)
Neon (plemeniti gas)
Natrijum (alkalni metal)
Magnezijum (zemnoalkalni metal)
Aluminijum (postprelazni metal)
Silicijum (metaloid)
Fosfor (poliatomski nemetal)
Sumpor (poliatomski nemetal)
Hlor (diatomski nemetal)
Argon (plemeniti gas)
Kalijum (alkalni metal)
Kalcijum (zemnoalkalni metal)
Skandijum (prelazni metal)
Titanijum (prelazni metal)
Vanadijum (prelazni metal)
Hrom (prelazni metal)
Mangan (prelazni metal)
Gvožđe (prelazni metal)
Kobalt (prelazni metal)
Nikl (prelazni metal)
Bakar (prelazni metal)
Cink (prelazni metal)
Galijum (postprelazni metal)
Germanijum (metaloid)
Arsen (metaloid)
Selen (poliatomski nemetal)
Brom (diatomski nemetal)
Kripton (plemeniti gas)
Rubidijum (alkalni metal)
Stroncijum (zemnoalkalni metal)
Itrijum (prelazni metal)
Cirkonijum (prelazni metal)
Niobijum (prelazni metal)
Molibden (prelazni metal)
Tehnecijum (prelazni metal)
Rutenijum (prelazni metal)
Rodijum (prelazni metal)
Paladijum (prelazni metal)
Srebro (prelazni metal)
Kadmijum (prelazni metal)
Indijum (postprelazni metal)
Kalaj (postprelazni metal)
Antimon (metaloid)
Telur (metaloid)
Jod (diatomski nemetal)
Ksenon (plemeniti gas)
Cezijum (alkalni metal)
Barijum (zemnoalkalni metal)
Lantan (lantanoid)
Cerijum (lantanoid)
Prazeodijum (lantanoid)
Neodijum (lantanoid)
Prometijum (lantanoid)
Samarijum (lantanoid)
Europijum (lantanoid)
Gadolinijum (lantanoid)
Terbijum (lantanoid)
Disprozijum (lantanoid)
Holmijum (lantanoid)
Erbijum (lantanoid)
Tulijum (lantanoid)
Iterbijum (lantanoid)
Lutecijum (lantanoid)
Hafnijum (prelazni metal)
Tantal (prelazni metal)
Volfram (prelazni metal)
Renijum (prelazni metal)
Osmijum (prelazni metal)
Iridijum (prelazni metal)
Platina (prelazni metal)
Zlato (prelazni metal)
Živa (prelazni metal)
Talijum (postprelazni metal)
Olovo (postprelazni metal)
Bizmut (postprelazni metal)
Polonijum (postprelazni metal)
Astat (metaloid)
Radon (plemeniti gas)
Francijum (alkalni metal)
Radijum (zemnoalkalni metal)
Aktinijum (aktinoid)
Torijum (aktinoid)
Protaktinijum (aktinoid)
Uranijum (aktinoid)
Neptunijum (aktinoid)
Plutonijum (aktinoid)
Americijum (aktinoid)
Kirijum (aktinoid)
Berklijum (aktinoid)
Kalifornijum (aktinoid)
Ajnštajnijum (aktinoid)
Fermijum (aktinoid)
Mendeljevijum (aktinoid)
Nobelijum (aktinoid)
Lorencijum (aktinoid)
Raderfordijum (prelazni metal)
Dubnijum (prelazni metal)
Siborgijum (prelazni metal)
Borijum (prelazni metal)
Hasijum (prelazni metal)
Majtnerijum (nepoznata hemijska svojstva)
Darmštatijum (nepoznata hemijska svojstva)
Rendgenijum (nepoznata hemijska svojstva)
Kopernicijum (prelazni metal)
Nihonijum (nepoznata hemijska svojstva)
Flerovijum (nepoznata hemijska svojstva)
Moskovijum (nepoznata hemijska svojstva)
Livermorijum (nepoznata hemijska svojstva)
Tenesin (nepoznata hemijska svojstva)
Oganeson (nepoznata hemijska svojstva)
N

P

As
silicijumfosforsumpor
Atomski broj (Z) 15
Grupa, blok grupa 15
(pniktogeni)
, p-blok
Perioda perioda 3
Kategorija   poliatomski nemetal
Rel. at. masa (Ar) 30,973761 u
El. konfiguracija [Ne]3s23p3
elektrona po ljuskama
2, 8, 5
Fizička svojstva
Boja bela fosforoscentna
Agregatno stanje čvrsto
Tačka topljenja 317,3 K
(44,15 °C)
Tačka ključanja 550 K
(277 °C)
Gustina 1823 kg/m3
Molarna zapremina 17,02×10−3 m3/mol
Toplota fuzije 0,657 kJ/mol
Toplota isparavanja 12,129 kJ/mol
Sp. topl. kapacitet 769 J/(kg·K)
Atomska svojstva
Oksidaciona stanja ±3, 5, 4
Osobine oksida srednje kiseli
Elektronegativnost 2,19 (Poling)
2,06 (Olred)
Energije jonizacije 1: 1011,8 kJ/mol
2: 1907 kJ/mol
3: 2914,1 kJ/mol
(ostale)
Atomski radijus 100 (98) pm
Kovalentni radijus 106 pm
Valsov radijus 180 pm
Ostalo
Kristalna struktura unutrašnjecentrirana kubična (BCC)
Jednostrana kristalna struktura za fosfor
Topl. vodljivost 0,235 W/(m·K)
Sp. el. vodljivost 1,0×10−9 S/m
CAS broj 7723-14-0
referenceVikipodaci

Fosfor (P, lat. phosphorus, nosilac svetlosti) je hemijski element koji ima simbol P i atomski broj 15.[1] On je viševalentan nemetal iz VA grupe. U prirodi se često nalazi u neorganskom fosfatnom kamenju.[2]

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]

Fosfor se može pronaći u više alotropskih modifikacija, najčešće kao beli, crveni i crni. Beli fosfor4) sastoji se iz 4 atoma raspoređena u temena tetraedra, što uzrokuje nestabilnost. Sastoji se iz šest 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.

Prikaz molekula belog fosfora

Beo alotrop može se napraviti koristeći različite metode. U metodi sa kalijum fosfatom, koji se za tu svrhu dobija iz fosfornog kamenja i greje se u pećnici sa ugljenikom i silicijumom. 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.

Prikaz molekula crvenog fosfora

Crveni fosfor se može dobiti zagrevanjem belog fosfora na 250 °C ili izlaganjem belog fosfora sunčevim zracima. Fosfor nakon toga dobija amorfan 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.

Prikaz molekula crnog fosfora

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.[3][4][5]

Sjaj[uredi]

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, dok bi nakon kratkog vremena prestao. Robert Bojl je u 1680-im pripisao to iscrpljivanju kiseonika - 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 zbiva. Zagrevanje se moglo primeniti da bi se postigao odgovarajući pritisak.

Fosforescentnost

Godine 1947, sjaj su opisali R. Dž. Ci i A. J. Kan. Reakcija sa kiseonikom se zbiva 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 hemoluminescencija), a ne fosforescencija (ponovno emitovanje svetla koje je prethodno palo na njega).[6]

Primena[uredi]

  • 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. Kod šibica, crveni fosfor je prisutan na hrapavoj površini, a ne u glavi šibice.
  • 32P i 33Р se koriste kao indikatori radioaktivnosti u biohemijskim laboratorijama [7]
  • crveni fosfor se koristi kao dramski efekt. Kad se zapali on stvara gust beli dim koji nije otrovan.

Fosfor kao biogeni element[uredi]

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).[8]

Otkriće[uredi]

Otkriće fosfora je ovekovečeno zahvaljujući engleskom slikaru Džozefu Rajtu od Derbija. Alhemičar otkriva fosfor je slika ovog slavnog enegleskog 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.

Alhemičar otkriva fosfor

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 sadašem 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.

Caput mortuum

Količina fosfora koju je Brand dobijao je bila mnogo manja nego što je bilo moguće dobiti.

1675. godine Brand je bio razočaran zbog nemogućnosti dobijanja zlata i svoje otkriće je podelio sa sugrađanim, te postaje slavan. Vest je stigla u nemački grad Drezden gde je u to vreme radio istaknuti alhamičar 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. [9]

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[10]. 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 onečišćeniji nego onaj koji je Brand dobijao.On objavljuje svoje otkriće, 1678. godine, ali prema starom i dobrom alhemijskom običaju, ne i način dobijanja istog[11].

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[9]. 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 naslednicibilijedini 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 [10]). 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.[12]

Rasprostranjenost[uredi]

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..[13]

Rudnik apatita u Rusiji

Mere predostrožnosti[uredi]

Skull and crossbones.svg

Organske smeše fosfora sa raznim materijalima su rasprostranjene od kojih su mnoge otrovne.

Hazard F.svg

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.[14]

Eksplozija fosfora

Izuzetak oktetnom pravilu[uredi]

Prosta Luisova struktura za trigonalan bipiramidalan PCl5 molekul koji se sadrži od 5 kovalentnih veza iplicira 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.[15]

Radioaktivni izotopi[uredi]

Radioaktivni izotopi fosfora su: 32P i 33Р.

Značajnija jedinjenja fosfora[uredi]

Naziv jedinjenja Formula Tip Upotreba Slika
aluminijum-fosfat AlPO4 fosfat prašak za pecivo Fosforečnan hlinitý.PNG
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 фосфат пестицид Fosforečnan železnatý.PNG
калијум-дихидрогенфосфат KH2PO4 fosfat optika
bakar(II)-fosfat 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 fosfat izbeljivač, detardžent, đubrivo Fosforečnan sodný.PNG
srebro(I) fosfat Ag3PO4 фосфат Fosforečnan stříbrný.PNG
цинк(II) фосфат Zn3(PO4)2 фосфат Fosforečnan zinečnatý.PNG
амонијум-фосфит 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
PBr3 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]

  1. Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd izd.). 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. Strana o fosforu, Pristupljeno 29. 4. 2013.
  7. Primena fosfora, Pristupljeno 29. 4. 2013.
  8. Uloga fosfora u kruženju materije u prirodi, Pristupljeno 29. 4. 2013.
  9. 9,0 9,1 Gutman,I., Zejnilagić-Hajrić, M., Nuić, I., (2012),Historijski razvoj hemije, PMF, Sarajevo
  10. 10,0 10,1 Kepić, D., (2012), Istorija hemije, Institut za nuklearne nauke „Vinča“, Beograd
  11. Grdenić,D., (2001), Povijest kemije, Novi Liber - Školska knjiga,Zagreb)
  12. Fosfor: vatra od urina, Piter E. Čajlds, Pristupljeno 29. 4. 2013.
  13. „How Long Will it Last?”. New Scientist. 194 (2605): 38—39. 26. maj 2007. ISSN 0262-4079.  Proverite vrednost paramet(a)ra za datum: |date= (pomoć)
  14. US Navy's Treatment of Chemical Agent Casualties and Conventional Military Chemical Injuries: FM8-285: Part 2 Conventional Military Chemical Injuries, Pristupljeno 29. 4. 2013.
  15. Oktetno pravilo, Pristupljeno 29. 4. 2013.

Spoljašnje veze[uredi]


Literatura[uredi]