FOSFOR: POVIJEST, SVOJSTVA, STRUKTURA, DOBIVANJE, UPORABE - KEMIJA - 2026

Fosfor je nemetalnih element koji je predstavljen kemijskom simbolom P i ima atomski broj 15. Ona ima tri glavne allotropic oblika: bijela, crvena fosfor i crna. Bijeli fosfor je fosforescentan, spontano izgara kada je izložen zraku, a također je vrlo otrovan.

Bijeli fosfor pri temperaturi od 250 ºC postaje crveni fosfor; netopljivi, polimerni oblik koji ne izgara u zraku. Pri visokim temperaturama i pritiscima, kao i u prisutnosti ili odsutnosti katalizatora, dobiva se crni fosfor koji nalikuje grafitu i dobar je provodnik električne energije.

Bijeli fosfor pohranjen u boci s vodom. Izvor: W. Oelen

Fosfor je prvi put izolirao H. Brand 1669. Za to je koristio urin kao izvor ovog elementa. 1770. W. Scheele otkrio je da također može izolirati fosfor iz kostiju.

Kasnije, zbog stvaranja električne peći J. Burgess Readmana (1800.), fosfatne stijene postale su glavni izvor proizvodnje fosfora iz mineralnog fluoroapatita, prisutnog u njima.

Fosfor je dvanaesti najbrojniji element u zemljinoj kori, koji čini 0,1 mas. Nadalje, šesti je element u obilju u ljudskom tijelu; uglavnom koncentrirana u kostima u obliku hidroksilapatita.

Stoga je bitan element za živa bića, postaje jedno od tri glavna hranjiva biljaka. Fosfor je dio kemijske strukture nukleinskih kiselina; spojeva za skladištenje energije (ATP), koenzima; i općenito, spojeva metabolizma.

Povijest

- Otkriće

U mokraći

Slika Josepha Wrighta iz Derbyja koja ilustrira otkriće fosfora. Izvor: Joseph Wright iz Derbyja

Fosfor je izolirao Henning Brand 1669. godine, prvi čovjek koji je izolirao element. Brand je bio njemački alkemičar iz Hamburga i uspio je iz urina dobiti fosforni spoj. Da bi to učinio, sakupio je urin iz 50 kanti i pustio ga da se raspadne.

Brand je tada ispario urin i dobio crnkasti ostatak koji se zadržavao nekoliko mjeseci. Tome je dodao pijesak i zagrijavao ga, uspijevajući eliminirati plinove i ulja. Napokon, nabavio je bijelu krutinu koja je svijetlila zelenom bojom u mraku, a koju je nazvao "hladna vatra".

Izraz "fosfor", slučajno dolazi od grčke riječi "fosfor" koja znači nosač svjetlosti.

Brand nije objavio svoje eksperimentalne rezultate i prodavao ih je raznim alhemičarima, uključujući: Johann Kraft, Kunckel Lowenstern i Wilhelm Leibniz. Vjerojatno su neki od njih Brandov posao prijavili pariškoj Akademiji nauka i tako proširili svoje istraživanje.

Međutim, Brand zapravo nije izolirao fosfor, već amonijak natrijev fosfat. Robert Boyle je 1680. godine poboljšao Brandov postupak kojim je uspio dobiti alotropni oblik fosfora (P ₄).

U kostima

Johan Gottlieb Gahn i Carl Wihelm Scheele utvrdili su 1769. da je spoj fosfora, kalcijev fosfat pronađen u kostima. Odmrznute kosti podvrgnute su procesu probave s jakim kiselinama, poput sumporne kiseline.

Zatim se produkt probave zagrijava u čeličnim posudama s ugljenom i ugljenom, čime se dobiva bijeli fosfor destilacijom u retorima. Kosti su bile glavni izvor fosfora do 1840. godine, kada ih je u tu svrhu zamijenio gvano.

U guanu

Guano je mješavina ptičjih izmetova i produkata raspadanja ptica. Korišten je kao izvor fosfora i gnojiva u 19. stoljeću.

- Industrijski razvoj

Fosfatne stijene korištene su 1850. godine kao izvor fosfora. Ovo je, zajedno sa izumom električne peći za kalciniranje stijena James Burgess Readmana (1888), učinilo PR-ove glavnom sirovinom za proizvodnju fosfora i gnojiva.

1819. osnovane su tvornice šibica, čime se započeo industrijski razvoj upotrebe fosfora.

Fizička i kemijska svojstva

Izgled

Ovisno o alotropnom obliku, može biti bezbojna, voštana bijela, žuta, grimizna, crvena, ljubičasta ili crna.

Atomska težina

30,973 u

Atomski broj (Z)

petnaest

Talište

Bijeli fosfor: 44,15 ° C

Crveni fosfor: ~ 590 ºC

Vrelište

Bijeli fosfor: 280,5 ºC

Gustoća (sobna temperatura)

Bijela: 1823 g / ³

Crvena: 2,2-2,34 g / ³

Ljubičasta: 2,36 g / cm ³

Crna: 2,69 g / cm ³

Toplina fuzije

Bijeli fosfor: 0,66 kJ / mol

Toplina isparavanja

Bijeli fosfor: 51,9 kJ / mol

Molarni kalorijski kapacitet

Bijeli fosfor: 23.824 J / (mol.K)

Oksidacijska stanja

-3, -2, -1, +1, +2, +3, +4 i +5

Ovisno o elektronegativnosti elemenata s kojima je kombiniran, fosfor može pokazati stanje oksidacije +3 ili -3. Fosfor, za razliku od dušika, ima tendenciju da preferira reakciju sa +5 oksidacijskim stanjem; takav je slučaj s fosfornim pentoksidom (P ₂ O ₅ ili P ₂ ⁵⁺ O ₅ ²⁺).

Elektronegativnost

2.19 na Paulingovoj skali

Energija ionizacije

-Prvo: 1,101 kJ / mol

-Sekunda: 2.190,7 kJ / mol

-Treće: 2.914 kJ / mol

Toplinska vodljivost

Bijeli fosfor: 0,236 W / (mK)

Crni fosfor: 12,1 W / (mK)

Pokazano je kako crni fosfor provodi gotovo šest puta više topline od bijelog fosfora.

Magnetski red

Bijeli, crveni, ljubičasti i crni fosfor su dijamagnetski.

izotopi

Fosfor ima 20 izotopa, od kojih su glavni: ³¹ P, jedini stabilni izotop s 100% obiljem; ³² P emiter izotopa β ^- s poluživotom 14,28 dana; i ³³ P, β koji emitira izotop ^- i sa poluživotom od 25,3 dana.

fosforesciranje

Bijeli fosfor je fosforni i u mraku emitira zeleno svjetlo.

Alotropne promjene

Bijeli fosfor je nestabilan i mijenja se na temperaturama blizu 250 ° C u polimernom obliku poznatom kao crveni fosfor koji može varirati od narančaste do ljubičaste boje. To je amorfna tvar, ali može postati kristalna; ne svijetli u mraku i ne gori u zraku.

Bijeli fosfor pri visokim temperaturama i pritiscima ili u prisutnosti katalizatora pretvara se u polimerni oblik koji nije crveni fosfor: crni fosfor. Ovo je kristalna tvar crne boje, inertna, slična grafitu i koja ima sposobnost provođenja električne energije.

Topljivost

Bijeli fosfor u čistom obliku je netopljiv u vodi, iako se može solubilizirati u ugljičnom sulfidu. U međuvremenu, crveni i crni fosfor netopljivi su u vodi i manje su hlapljivi od bijelog fosfora.

Reaktivnost

Fosfor spontano gori na zraku do nastanka P ₂ O _5, što zauzvrat može reagirati s tri molekule vode kako bi se dobilo ortofosforne ili fosforne kiseline (H- ₃ PO ₄).

Kroz djelovanje vruće vode nastaju fosfin (PH ₃) i fosforne oksidace.

Fosforna kiselina djeluje na fosfatne stijene uzrokujući dihidrogen kalcijev fosfat ili superfosfat.

Može reagirati s halogenima da formira halogenide PX ₃, pri čemu X predstavlja F, Cl, Br ili I; ili halogenidi sa formulom PX ₅, gdje je X F, Cl ili Br.

Slično tome, fosfor reagira s metalima i metaloidima kako bi tvorio fosfide, a sa sumporom u razne sulfide. S druge strane, veže se na kisik da bi stvorio estere. Na isti se način kombinira s ugljikom kako bi tvorio organske fosforne spojeve.

Struktura i elektronička konfiguracija

- Veze i tetraedarska jedinica

Atomi fosfora imaju sljedeću elektroničku konfiguraciju:

3s ² 3p ³

Stoga ima pet valentnih elektrona, poput dušika i ostalih elemenata iz skupine 15. Budući da je to nemetalni element, njegovi atomi trebaju formirati kovalentne veze dok valentni oktet ne bude dovršen. Dušik postiže tako što se uspostavi dvoatomski molekule N ₂, sa trostrukim vezom, N≡N.

Isto se događa i sa fosforom: dva njegova veza s P atoma trostruke veze da se dobije P ₂ molekule, P≡P; to jest difosforni alotrop. Međutim, fosfor ima veću atomsku masu od dušika, a njegove 3p orbitale, više difuzno nego 2P dušika, preklapaju se manje učinkovito; Stoga, P ₂ postoji samo u plinovitom stanju.

Umjesto toga, pri sobnoj temperaturi P atomi se radije kovalentno organiziraju na drugi način: u tetraedarskoj molekuli P ₄:

P4 molekularne jedinice u kristalima bijelog fosfora. Izvor: Benjah-bmm27 putem Wikipedije.

Napominjemo da na slici iznad svih atoma P postoje tri pojedinačne veze umjesto jedne trostruke veze. Dakle, fosfor u P ₄ upotpunjava svoj valentni oktet. Međutim, u P ₄ postoji napetost u PP vezama, budući da su njihovi kutovi daleko od 109,5 ° prema golu oku.

- Alotropi

Bijeli fosfor

Ista slika od P ₄ jedinice i njihova nestabilnost objasniti zašto bijeli fosfor je najnestabilniji allotrope ovog elementa.

A P ₄ jedinice su raspoređeni u prostoru za definiranje BCC kristal (α faza) pod normalnim uvjetima. Kad temperatura padne na -77,95 ° C, bcc kristal se transformira u hcp (vjerojatno), gušći (β faza). To jest, P ₄ jedinice su raspoređene u dva naizmjeničnih slojeva, A i B, za uspostavljanje ABAB… sekvencu.

Crveni fosfor

Lančana struktura za crveni fosfor. Izvor: Gabriel Bolívar.

Na gornjoj slici prikazan je samo mali segment strukture crvenog fosfora. Kako su tri jedinice poravnate "simetrično", može se reći da je to kristalna struktura, koja se dobiva zagrijavanjem ovog fosfora iznad 250 ° C.

Crveni fosfor se, međutim, većinu vremena sastoji od amorfne čvrste tvari, pa je njegova struktura neuredna. Zatim, polimerni lanci P _{4 će} se postaviti bez očitom uzorak, neki drugi iznad i ispod istog proizvoljne ravnini.

Imajte na umu da je to glavna strukturna razlika bijelog i crvenog fosfora: u prvom su _P4ovi pojedinačni, a u drugom tvoreći lanci. To je moguće jer je jedna od PP veza unutar tetraedra razbijena u cilju vezanja na susjedni tetraedar. Tako se smanjuje napetost prstena i crveni fosfor dobiva veću stabilnost.

Kad postoji mješavina oba alotropa, on se nudi oku kao žuti fosfor; mješavina lanca tetraedra i amorfnog fosfora. U stvari, bijeli fosfor postaje žućkasti kada je izložen sunčevim zracima, jer zračenje pogoduje raspadu već spomenute PP veze.

Ljubičasta ili Hittorf fosfor

Molekularna struktura fosfora ljubičice. Izvor: Kadmij na engleskoj Wikipediji

Ljubičasti fosfor je konačna evolucija crvenog fosfora. Kao što se može vidjeti na gornjoj slici, ona se još uvijek sastoji od polimernog lanca; ali sada su strukture zamršenije. Čini se da je strukturna jedinica više ne P ₄, ali P ₂, postavljene na takav način da se dobije nepravilnog peterokuta prstena.

Unatoč tome što struktura izgleda asimetrično, ovi se polimerni lanci uspijevaju dovoljno dobro organizirati i s periodičnošću da se ljubičasti fosfor uspostave monoklinski kristali.

Crni fosfor

Struktura crnog fosfora promatrana iz različitih uglova. Izvor: Benjah-bmm27.

I konačno imamo najstabilniji fosforni alotrop: crni. Priprema se zagrijavanjem bijelog fosfora pod pritiskom od 12 000 atm.

Na gornjoj slici (dolje) vidi se da njegova struktura, s više razine, ima određenu sličnost s grafitom; to je čista mreža šesterokutnih prstenova (čak i ako izgledaju poput kvadrata).

U gornjem lijevom kutu slike može se bolje shvatiti ono što je upravo komentirano. Molekularno okruženje atoma P su trigonalne piramide. Imajte na umu da je struktura promatrana sa strane (gornji desni kut) raspoređena u slojevima koji odgovaraju jedan drugom.

Struktura crnog fosfora prilično je simetrična i uređena, što je u skladu s njegovom sposobnošću da se etablira kao ortorombični kristali. Slaganje njihovih polimernih slojeva čini P atome nedostupnim za mnoge kemijske reakcije; i zato je znatno stabilan i ne baš reaktivan.

Iako je vrijedno spomenuti, disperzijske snage Londona i molarne mase tih fosfornih krutih tvari su ono što upravlja nekim njihovim fizičkim svojstvima; dok njegove strukture i veze PP definiraju kemijska i druga svojstva.

Gdje pronaći i nabaviti

Apatit i fosforit

To je dvanaesti element zemljine kore i predstavlja 0,1 mas. Postoji oko 550 minerala koji sadrže fosfor, apatit je najvažniji mineral za dobivanje fosfora.

Apatit je mineral fosfora i kalcija koji može sadržavati različite količine fluora, klorida i hidroksida čija je formula sljedeća:. Osim apatita, postoje i drugi fosforni minerali od komercijalne važnosti; takav je slučaj wavelite i vivianita.

Fosfatna stijena ili fosforit glavni su izvor fosfora. To je ne detritalna sedimentna stijena koja sadrži sadržaj fosfora od 15-20%. Fosfor je obično prisutan u obliku Ca ₁₀ (PO ₄) ₆ F ₂ (fluoroapatit). Prisutan je i kao hidroksiapatit, iako u manjoj mjeri.

Uz to se fluoroapatit može naći kao dio magnetskih i metamorfnih stijena, kao i vapnenaca i škriljaca.

Elektrotermalna redukcija fluoroapatita

Odabrane fosfatne stijene prenose se u postrojenje za obradu na obradu. U početku se drobe kako bi se dobili fragmenti stijena koji se zatim meljeju u mlincima sa kuglom pri 70 okretaja u minuti.

Zatim se prosijava proizvod mljevenja fragmenata stijene kako bi ih se mogao frakcionirati. Frakcije sa sadržajem fosfora od 34% su odabrani kao fosfor pentoksida (P ₂ O ₅).

Bijeli fosfor (P ₄) je dobiven industrijski od elektrotermalnom redukcijom fluorapatit s ugljikom na temperaturi od 1.500 ºC u prisutnost silicijevog oksida:

2Ca ₃ (PO ₄) ₂ (s) + 6SiO ₂ (s) + 10 C (s) => P ₄ (g) + CaSiO ₃ (l) + CO (g)

P ₄ u plinovitom stanju, nakon kondenziranja, sakuplja se i skladišti kao bijela krutina potopljena u vodu kako bi se spriječilo da reagira s vanjskim zrakom.

legure

bakrene boje

Poklopac fosfora proizvodi se s različitim postotcima bakra i fosfora: Cu 94% - P 6%; Cu 92% - P 8%; Cu 85% - P 15% itd. Legura se koristi kao deoksidizator, sredstvo za vlaženje u industriji bakra i kao nukleant u industriji aluminija.

bronza

To su legure bakra, fosfora i kositra koje sadrže 0,5 - 11% fosfora i 0,01 - 0,35% kositra. Kala povećava otpornost na koroziju, dok fosfor povećava otpornost na habanje i daje mu krutost.

Koristi se u proizvodnji opruga, vijka i, općenito, u proizvodima koji zahtijevaju otpornost na zamor, habanje i kemijsku koroziju. Njegova se uporaba preporučuje u propelerima plovila.

Nikl

Najpoznatija legura je NiP ₂₀, pri čemu se fosforni nikal koristi u lemljenju za lemljenje kako bi se poboljšala njihova otpornost na kemijsku eroziju, oksidaciju i visoke temperature.

Legura se koristi u komponentama plinske turbine i mlaznih motora, galvanskim prekrivanjem i u proizvodnji elektroda za zavarivanje.

rizici

Bijeli fosfor izaziva teške opekline kože i moćan je otrov koji može biti poguban u dozama od 50 mg. Fosfor inhibira staničnu oksidaciju, ometajući upravljanje staničnim kisikom, što može dovesti do masne degeneracije i stanične smrti.

Akutno trovanje fosforom stvara bol u trbuhu, peckanje, dah koji miriše na češnjak, fosforescentno povraćanje, znojenje, grčeve mišića, pa čak i stanje šoka u prva četiri dana gutanja.

Kasnije se očito pokazala žutica, petehije, krvarenja, zahvaćenost miokarda aritmijama, promjena središnjeg živčanog sustava i smrt deseti dan nakon gutanja.

Najočitija manifestacija kroničnog trovanja fosforom je oštećenje koštane strukture čeljusti.

Povećanje koncentracije fosfora u plazmi (hiperfosfatemija) obično se javlja kod bolesnika s zatajenjem bubrega. To uzrokuje abnormalno taloženje fosfata u mekim tkivima, što može dovesti do vaskularne disfunkcije i kardiovaskularnih bolesti.

Prijave

Fosfor je bitan element za biljke i životinje. To je jedno od tri glavna hranjiva sastojka biljaka, potrebno za njihov rast i energetske potrebe. Uz to, dio je nukleinskih kiselina, fosfolipida, međuprodukata metaboličkih procesa itd.

Kod kralježnjaka fosfor je prisutan u kostima i zubima u obliku hidroksilapatita.

- Elementarni fosfor

Kutija šibica ili "šibica". Izvor: Pxhere.

S fosforom se izrađuje kemijska caklina koja se koristi za osvjetljavanje znakova postavljenih na aluminiju i njegovim legurama; kao i u fosfornom bakru i bronci.

Upotrebljava se i za izradu zapaljivih bombi, granata, dimnih bombi i tragova metaka. Crveni fosfor koristi se za pravljenje šibica ili sigurnosnih šibica.

Bijeli fosfor koristi se za izradu organofosfata. Osim toga, koristi se u proizvodnji fosforne kiseline.

Velika količina proizvedenog fosfora spaljuje se za proizvodnju fosfor-tetraoksida (P ₄ O ₁₀), dobivenog u obliku praha ili krute tvari.

- Spojevi

fosfina

Sirovina je za proizvodnju različitih fosfornih spojeva. Djeluje kao doping sredstvo za elektroničke komponente.

Fosforna kiselina

Koristi se u proizvodnji bezalkoholnih pića zbog karakterističnog ukusa koji im daje. Djeluje na fosfatne stijene i formira dihidrogen kalcijev fosfat, također poznat kao superfosfat, koji se koristi kao gnojivo.

Fosforna kiselina je kondicionirajući element cakline zuba kako bi se olakšalo prijanjanje materijala za obnovu. Također se koristi, pomiješano s uljem, ureom, katranom, bitumenom i pijeskom za oblikovanje asfalta; materijal koji se koristi u popravljanju putnih komunikacijskih putova.

organofosfati

Organofosfatni spojevi imaju brojne primjene; kao što su: usporivači plamena, pesticidi, sredstva za ekstrakciju, sredstva za djelovanje živaca i za pročišćavanje vode.

Dihidrogen kalcijev fosfat dihidrat

Koristi se kao gnojivo, prašak za pecivo, dodatak hrani za životinje i za izradu paste za zube.

Fosforni pentoksid

Koristi se u kemijskoj analizi kao dehidrirajuće sredstvo, a u organskoj sintezi kao kondenzacijsko sredstvo. Spoj je prvenstveno namijenjen proizvodnji ortofosforne kiseline.

Natrijev tripolifosfat

Koristi se u deterdžentima i kao omekšivač vode, što poboljšava djelovanje deterdženata i pomaže u sprječavanju korozije cijevi.

Triatrijev fosfat

Koristi se kao sredstvo za čišćenje i omekšivač vode.

Natrijevi fosfati

Dvobazni natrijev fosfat (Na ₂ HPO ₄) i monobazni natrijev fosfat (NaH ₂ PO ₄) sastojci su pH puferskog sustava, koji djeluje čak i kod živih bića; uključujući ljudska bića.

Reference

1. Reid Danielle. (2019). Alotropi fosfora: oblici, upotrebe i primjeri. Studija. Oporavilo od: study.com
2. Prof. Robert J. Lancashire. (2014). Predavanje 5c. Struktura elemenata, nastavak P, S i I. Oporavak od: chem.uwimona.edu.jm
3. BYJU'S. (2019). Crveni fosfor. Oporavilo od: byjus.com
4. Bing Li, Ceng-Ceng Ren, Shu-Feng Zhang i sur. (2019). Elektronička strukturna i optička svojstva višeslojnog plavog fosfora: prvostupanjska studija. Journal of Nanomaterials, vol. 2019., ID članka 4020762, 8 stranica. doi.org/10.1155/2019/4020762
5. Dr. Dough Stewar. (2019). Činjenice elementa fosfora. Chemicool. Oporavilo od: chemicool.com
6. Wikipedia. (2019). Fosfor. Oporavilo sa: en.wikipedia.org
7. Helmenstine, Anne Marie, dr. Sc. (03. srpnja 2019.). Činjenice fosfora (atomski broj 15 ili simbol elementa P). Oporavilo od: misel.com
8. Institut Linus Pauling. (2019). Fosfor. Oporavak od: lpi.oregonstate.edu
9. Bernardo Fajardo P. i Héctor Lozano V. (drugi). Nacionalna obrada fosfatnih stijena za proizvodnju superfosfata., Oporavak od: bdigital.unal.edu.co
10. Urednici Encyclopaedia Britannica. (16. studenog 2018.). Kemijski element fosfor. Encyclopædia Britannica. Oporavilo od: britannica.com
11. Reade International Corp. (2018). Bakrena fosforna (CuP) legura. Oporavilo od: reade.com
12. KBM Affilips. (27. prosinca 2018.). Glavne legure nikla fosfora (NiP). AZoM. Oporavak od: azom.com
13. Lenntech BV (2019). Periodna tablica: fosfor. Oporavilo od: lenntech.com
14. Abhijit Naik. (21. veljače 2018.). Fosfor koristi. Oporavilo od: sciencestruck.com