Fosfor
15 P Układ okresowy pierwiastków
Fosfor biały, czerwony, fioletowy i czarny. Fosfor biały , czerwony , fioletowy i czarny.
Dane ogólne
Nazwa, symbol, l.a.	Fosfor, P, 15
Grupa, okres, blok	15 , 3, p
Właściwości metaliczne	niemetal
Właściwości atomowe Masa atomowa 30,973761 u Promień atomowy 100 (obl. 98) pm Promień walencyjny 106 pm Promień van der Waalsa 180 pm Konfiguracja elektronowa [Ne]3s23p3 Zapełnienie powłok 2, 8, 5 Elektroujemność 2,19 ( Pauling ) 2,09 ( Allred ) Stopień utlenienia ±3, 5, 4 Właściwości kwasowe tlenków średnio kwaśne
Właściwości fizyczne Stan skupienia stały Gęstość 1823 kg/m³ Twardość 6,5 Kolor biały fosforyzujący, czarny, czerwony Temperatura topnienia 317,3 K 44,15 °C Temperatura wrzenia 550 K 276,85 °C Objętość molowa 17,02-6 m³/ mol Ciepło parowania 12,129 kJ/mol Ciepło topnienia 0,657 kJ/mol Ciśnienie pary nasyconej 20,8 Pa (294 K) Prędkość dźwięku bd
Pozostałe dane Ciepło właściwe 769 J/(kg*K) Konduktywność 1,0×10-9 S /m Przewodność cieplna 0,235 W/(m*K) Potencjały jonizacyjne I. 1011,8 kJ/mol II. 1907 kJ/mol III. 2914,1 kJ/mol IV. 4963,6 kJ/mol V. 6273,9 kJ/mol
Najbardziej stabilne izotopy izotop wyst. o.p.r. s.r. e.r. MeV p.r. 30P {syn.} 2,5 min β+ 4,23 32 Si 31P 100% stabilny izotop z 16 neutronami 32P {syn.} 14,28 dnia β- 1,71 32 S 33P {syn.} 25,3 dnia β- 0,248 33 S
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)

Fosfor (P, gr. phosphoros – "niosący światło") to pierwiastek chemiczny , niemetal . Jedynym stabilnym izotopem fosforu jest ³¹P.

W wodzie i alkoholu jest on prawie nierozpuszczalny, nieco rozpuszcza się w eterze, łatwo – w trójchlorku fosforu, chlorku siarki i siarczku węgla. Z ostatniego z wymienionych rozpuszczalników fosfor wydziela się po odparowaniu w postaci kryształów układu regularnego o połysku diamentowym.

Fosfor występuje w czterech odmianach alotropowych , jako: fosfor biały , czerwony , fioletowy oraz czarny.

Fosfor biały

Przy zwykłym ciśnieniu fosfor biały topi się w 44 °C, a wrze w 277 °C przechodząc w pary o składzie P₄. Ponieważ bardzo łatwo ulega samozapłonowi , przechowuje się go zawsze pod wodą. Jest trudny do ugaszenia, ponieważ w wysokich temperaturach reaguje z wodą , która go dodatkowo rozprasza.

Ma tendencję do przechodzenia w inne, bardziej trwałe odmiany, do których należy fosfor czerwony. Cząsteczka fosforu białego składa się z 4 atomów . W temperaturze pokojowej ulega powolnemu utlenianiu, emitując światło ( chemiluminescencja ). Był stosowany jako składnik farb, które nanoszono na wskazówki zegarków (świeciły światłem widocznym w ciemności).

Reaguje z wrzącym roztworem wodorotlenku barowego:

2P₄ + 3Ba(OH)₂ → 2PH₃↑ + 3Ba(H₂PO₂)₂

W reakcji powstaje fosforiak ( fosforowodór ) i barowa sól kwasu fosforowego(I) ^[1].

Jest skrajnie łatwopalny. Z tego powodu dawniej produkowano z niego zapałki . Były to jednak zapałki bardzo niebezpieczne, ponieważ zapalały się po potarciu o każdą szorstką powierzchnię, a ponadto były trujące. Obecnie jedynie szorstka powierzchnia pudełek, służących do pocierania zapałek, zawiera nieco czerwonego fosforu, zmieszanego z tłuczonym szkłem i dwutlenkiem manganu. Wskutek ogrzania, wywołanego potarciem zapałki o tę powierzchnię, fosfor się zapala i płomień przenosi się na główkę zapałki. Jest silnie trujący; dla człowieka o wadze 60 kg śmiertelna dawka wynosi 100 mg.

Fosfor biały stosowany jest jako broń zapalająca i trutka na szczury.

Fosfor czerwony

Inaczej zwany fosforem bezpostaciowym. Otrzymuje się go przez prażenie fosforu białego w atmosferze azotu i temperaturze 250 °C z użyciem jodu jako katalizatora .

Jest nietoksyczny, mniej reaktywny od fosforu białego . Zapala się powyżej 400 °C, jego ugaszenie również jest bardzo trudne, ponieważ pali się nawet przy ograniczonym dostępie tlenu .

Jest używany jako jeden ze składników draski na pudełkach od zapałek.

Zobacz: zapałki

Fosfor fioletowy

Powstaje w wyniku ogrzewania fosforu czerwonego w próżni w temperaturze ok. 550 °C. Można go też wykrystalizować z roztworu w stopionym ołowiu. Nierozpuszczalny w żadnej substancji. Odmiana mało aktywna chemicznie.

Fosfor czarny

Najtrwalsza odmiana fosforu. Otrzymywany przez ogrzewanie fosforu białego bez dostępu tlenu w temp. 220 °C i pod ciśnieniem 12 000 atm . Ma on barwę szarą, połysk metaliczny, przewodzi prąd elektryczny. Właściwości fosforu fioletowego i czarnego są słabo poznane.

Znaczenie biologiczne

Fosfor jest makroelementem niezbędnym do funkcjonowania każdej komórki. Wchodzi w skład kości , kwasów nukleinowych oraz wielu związków przekazujących energię na poziomie molekularnym, takich jak ATP .

Zastosowanie

Tlenki fosforu używane są jako reduktory (P₄O₆) lub substancje wysuszające (P4O10) . Kwas ortofosforowy (H₃PO₄) jest dodatkiem do napojów gazowanych typu cola. Związki tego pierwiastka wykorzystywane są również w przemyśle chemicznym jako katalizatory. Fosforan(V) sodu stosuje się do proszków do prania; okazało się, że coraz powszechniejsze używanie detergentów powoduje zwiększanie stężenia związków fosforu w wodach rzek i jezior, zwłaszcza w Polsce, gdzie nie wszystkie ścieki są oczyszczane. Wynikiem tego jest eutrofizacja wód.

Występowanie w przyrodzie

Ważne minerały fosforu to apatyt i fosforyty . Fosfor tworzy szereg kwasów, z czego najważniejszym jest kwas ortofosforowy(V) H₃PO₄. Związki fosforu są stosowane jako nawozy sztuczne .

Historia

Fosfor został odkryty przez niemieckiego alchemika Henniga Branda w Hamburgu w 1669 r. podczas długotrwałego prażenia moczu . W pierwszej komercyjnej metodzie otrzymywania fosforu (koniecznego do produkcji zapałek ) substancją wyjściową były kości zwierzęce^[2], co znalazło odbicie w proponowanej polskiej nazwie fosforu koścień^[3].

Kwasy zawierające fosfor

Znanych jest wiele kwasów tlenowych zawierających fosfor (w niektórych przypadkach znane tylko jako sole lub estry ), np.:

• kwas fosfinowy (fosforowy(I), podfosforawy) H₃PO₂
• kwas fosfonowy (ortofosforowy(III), fosforawy) H₃PO₃
• kwas metafosforowy(III) (metafosforawy) HPO₂
• kwas metatrifosforowy(III) (metatrifosforawy) H₃P₃O₆ (związek cykliczny)
• kwas difosfonowy (difosforowy(III), pirofosforawy) H₄P₂O₅
• kwas ortofosforowy(IV) (podfosforowy) H₄P₂O₆
• Kwas ortofosforowy(V) (fosforowy(V), fosforowy) H₃PO₄ (najczęściej spotykany kwas fosforu)
• kwas ortodifosforowy(V) (difosforowy(V), pirofosforowy) H₄P₂O₇
• kwas ortotrifosforowy(V) (ortotrifosforowy) H₅P₃O₁₀
• kwas metatrifosforowy(V) (metafosforowy, metatrifosforowy) H₃P₃O₉ lub HPO₃ (związek cykliczny)
• kwas tetrafosforowy(V) (tetrafosforowy) H₄P₄O₁₂.

Znane są też liczne analogi powyższych kwasów, w których jeden lub więcej atomów tlenu zostało zastąpionych przez atomy innych tlenowców ( S , Se , Te ), azotu lub boru ^[4], np.:

• kwas tiofosfonowy H₃PO₂S
• kwas selenofosforowy H₃PO₃Se
• kwas tellurofosforowy H₃PO₃Te
• kwas amidofosforowy H₃PO₃NH₂
• kwas boranofosforowy H₃PO₃BH₃

Ponadto otrzymano szereg mieszanych polikwasów zawierających jako atomy centralne fosfor i metale przejściowe , np. kwasy molibdenowanadofosforowe H₄[PMo₁₁VO₄₀]•34H₂O, H₅[PMo₁₀V₂O₄₀]•32H₂O i H₆[PMo₉V₃O₄₀]•34H₂O występujące w postaci pomarańczowych kryształów^[5].

W kwasach fosforu zawierających wiązanie P-H (np. w kwasie fosfonowym) atomy wodoru mogą zostać zastąpione resztami organicznymi , tworząc liczną grupę kwasów alkilo- i arylo-fosfonowych i fosfinowych oraz ich analogów zawierających inne heteroatomy ^[4], np. kwas dodecylofosfonowy .

Częściowo zestryfikowane kwasy fosforu zawierające labilne atomy wodoru, mają także charakter kwasowy, np. kwas rybonukleinowy (RNA) i kwas deoksyrybonukleinowy (DNA).

Zobacz też

• Fosforescencja .

Przypisy