Fosfor

Izvor: Wikipedija
Skoči na: orijentacija, traži
Fosfor
Osnovna svojstva

Kemijski element
Simbol
Atomski broj

Fosfor
P4
15
Kemijska skupina nemetali
Grupa, perioda, Blok 15, 3, p
Izgled bijela/žuta/narančasta svijetleća krutina slična vosku,
ili crvenoljubičasti/ljubičasti/crni prah

White phosphorus glowing e17.png
PhosphComby.jpg
Gustoća1 (crni, najgušći fosfor) 2,69 kg/m3
Tvrdoća -
Specifični toplinski kapacitet (cp ili cV)2

(25 °C) (bijeli) 23,824 J mol–1 K–1

Talište (bijeli) 44,1 °C
Vrelište3 (bijeli) 280 °C
Toplina taljenja (bijeli) 0,66 kJ mol-1
Toplina isparivanja 12,4 kJ mol-1

1 pri standardnom tlaku i temperaturi
2 pri konstantnom tlaku ili volumenu
3 pri standardnom tlaku

Atomska svojstva
Atomska masa 30,973762(2) 
Elektronska konfiguracija [Ne] 3s2 3p3

Kemijski element Fosfor nosi u periodnom sustavu elemenata simbol P4, atomski (redni) broj mu je 15, a atomska masa mu iznosi 30,973762(2) .

Fosfor je pri sobnoj temperaturi kruta tvar. Pojavljuje se u tri alotropske modifikacije, kao bijeli, crveni i crni fosfor.

Nalazišta i dobivanje fosfora[uredi VE | uredi]

Fosfor je jedini element 15. Skupine periodnog sustava kojeg u prirodi nema u slobodnom stanju. Nalazi se u stijenama – u sastavu mnogih minerala i u tlu, gdje nastaje razgradnjom stijena ili biljnih ostataka. Poznato je oko 170 različitih minerala fosfora, od kojih su najvažniji fosforit (Ca3(PO4)2) i apatit, budući su sirovine za proizvodnju fosfora i drugih fosfornih spojeva.
Fosfor je jedanaesti element po rasprostranjenosti u Zemljinoj kori. Ima ga oko 700ppm.
Mineral hidroksiapatit je glavni sastavni dio zubne cakline. Može prijeći u fluor-apatit reakcijom s fluorom. Gluoridni ioni dodani vodi za piće i zubnoj pasti sprječavaju karijes, jer je fluorapatit slabije topljiv u kiselinama u ustima od hidroksiapatita.

Fosfor je potreban za razvoj živih organizama, koji ga sadrže u obliku raznih organskih spojeva i kalcijeva fosfata. U biljkama su ti spojevi prvenstveno u plodovima i zrnju, a kod kralješnjaka najviše u sastavu kostiju i zubi, zatim u mišićima, mozgu i živčanim stanicama. Kalcijeva fosfata ima mnogo i u naslagama izmeta ptica – guano, koji se rabi kao mineralno gnojivo. Maseni udio kalcijeva fosfata u kostima iznosi oko 60%.
Elementarni se fosfor dobiva redukcijom fosforita koksom uz silicijev dioksid u električnim pećima pri 1300-1450°C.
Zbog visoke temperature u peći, fosfor se nalazi i u obliku para koje se odvajaju od ugljikova monoksida kondenzacijom pod vodom. Dobiveni tekući fosfor se lijeva u kalupe, u kojima skrućivanjem nastaju šipke bijelog fosfora. Zagrijavanjem bijelog fosfora bez pristupa zraka nastaje crveni fosfor.

Neka fizikalna i kemijska svojstva fosfora[uredi VE | uredi]

Pojavljuje se u više alotropskih formacija, od kojih svaka ima svoja fizikalna svojstva.

Spada u skupinu anorganskih spojeva sa fosforom, prodire kroz neoštećenu kožu prije nego što izazove kemijsku opeklinu, trovanje može biti udisanjem, putem kože i gutanjem. Nadražljivac je i uzrokuje opekline drugog i trećeg stupnja. Fosfor je i sistemski otrov koji uzrokuje ulceracije, koštane nekroze i deformacije donje čeljusti.

  • atomski promjer 110 pm
  • energija veze 209 kJ mol-1.
  • energija ionizacije 1012 pri 0 K u kJ mol-1.
  • elektronegativnost po Paulingu 2,1.
  • oznake: T, F
  • dijamant opasnosti: 3-3-1

Primjena u proizvodnji: za proizvodnju fosfornih spojeva, eksploziva i pesticida.

Zaštita potrebna pri rukovanju s fosforom: zaštitne naočale, gumene rukavice, plastičnim štitnicima za lice, pregača od plastike, plastične čizme, zaštita za dišne organe.

Burno reagira sa halogenim i oksidirajućim tvarima.
Sagorijevanjem fosfora nastaje bijeli gusti dim fosforova(V) oksida, empirijske formule P2O5. Međutim, istraživanja su pokazala da se molekula fosforova(V) oksida sastoji od četiri atoma fosfora i deset atoma kisika, pa je prava ili molekulska formula spoja P4O10.

P4(s) + 5 O2(g) --> P4O10(s)

Fosforov(V) oksid je kao snijeg bijela pahuljasta tvar, vrlo higroskopna. Zato dobro apsorbira vlagu iz zraka i pri tome stvara gustu maglu. Rabi se kao jako dehidratacijsko sredtvo u raznim organskim sintetama, kao i za sušenje plinova.
Reakcijom fosforova(V) oksida i vode nastaje fosforna kiselina (H3PO4).
To je kristalna tvar bez boje i mirisa, koja se s vodom miješa u svim omjerima. Na tržištu dolazi kao 85-90%-tna otopina. Srednje je jaka kiselina i u vodi disocira u tri stupnja, pa daje tri vrste soli: dihidrogenfosfate, hidrogenfosfate i fosfate.
Jedna je od rijetkih anorganskih kiselina koja nije štetna i otrovna, pa se rabi u prehrambenoj industriji za zakiseljavanje bezalkoholnih pića, kao što su Coca-Cola i neke vrste piva. U faramceutskoj se industriji rabi za izradu mase za zubne plombe, a njome se obrađuju i metalne površine, (primjerice u procesu poliranja automobila), da bi se zaštitile od korozije. Najvažnija je primjena fosforne kiseline i njezinih soli u proizvodnji mineralnih gnojiva.


  • Bijeli fosfor(P4) je poluprozirna bijela krutina koja s vremenom požuti zbog formiranja stabilnije konfiguracije crvenog fosfora u tragovima. Čuva se ispod vode. Na zraku pokazuje kemiluminiscenciju, te pirofornost. Fosforescencija je, kao i fosfor, dobila ime po grčkoj riječi Φωσφόρος, posve je drukčiji proces i nije odgovorna za njegovo svijetljenje.

Bijeli fosfor je građen od četveroatomnih molekula, koje imaju oblik pravilnog tetraedra. Atomi fosfora su u vrhovima tetraedra i svaki se veže s još tri atoma fosfora jednostrukim kovalentnim vezama. Ne otapa se u vodi, ali je dobro topljiv u ugljikovu disulfidu. Vrlo je reaktivan, pa se fino razdijeljen spontano zapali na zraku, već pri sobnoj temperaturi. Da bi se spriječilo samozapaljenje, bijeli fosfor čuva u destiliranoj vodi. Zbog svoje samozapaljivosti, upotrebljava se u vojne svrhe za punjenje granata i avionskih požarnih bombi. Pri eksploziji granata ili bomba komadići fosfora padaju na razne objekte, zapale ih i izazivaju požar. U mraku je bijeli fosfor manje reaktivan, pa postupno oksidira i pri tome svjetluca. Ta se pojava naziva fosforescencija. Bijeli fosfor je jak otrov, pa za čovjeka letalna doza iznosi samo 0,05g. Za dokazivanje tragova fosfora pri trovanju u analitičkoj se kemiji koristi upravo pojava fosforescencije. Fosfor na koži izaziva opekotine koje se teško liječe. Reaktivniji je bijeli fosfor od crvenoga. Bijeli se fosfor zapali pri 60°C, a crveni tek pri 400°C.


  • Crveni fosfor (P4)n je ljubičasto-crvena krutina, stabilna na zraku. Dobiva se duljim grijanjem bijelog fosfora na temperaturi iznad 260 °C, bez nazočnosti zraka. Praktično je netopljiv u svim otapalima. Zapaljiv je i tijekom gorenja djelomice prelazi u bijelu modifikaciju.

Polimerna je lančana molekula sastavljena od molekula P4. To je prah svijetlocrvene do tamnoljubičaste boje, manje reaktivan od bijelog fosfora, nije otrovan, ne otapa se u ugljikovom disulfidu i ne fosforescira. Dobiva se zagrijavanjem bijelog fosfora bez pristupa zraka pri temperaturi iznad 260°C. Najviše se rabi u proizvodnji žigica.

  • Ljubičasti fosfor može se dobiti popuštanjem (proces suprotan kaljenju) crvenog fosfora iznad 550 °C tijekom jednog dana. 1865. Hittorf je otkrio da ga je moguće iskristalizirati iz smjese s talinom olova. Nije otrovan.


  • Crni fosfor ima složenu, polimernu, slojevitu strukturu sličnu grafitu, poluvodičkih je svojstava, a nastaje kao i crveni fosfor, zagrijavanjem bijelog fosfora bez pristupa zraka, pod visokim tlakom od 12.000 do 35.000 bara, ovisno o temperaturi. Nije otrovan.

Predstavlja još složeniju polimernu molekulu od crvenog fosfora i postojan je samo pri visokom tlaku. Nije otrovan.

Spojevi[uredi VE | uredi]

Fosforiti su važan materijal za fosfatno gnojivo.


Fosforna mineralna gnojiva[uredi VE | uredi]

Fosfor uz dušik i kalij spada u biogene elemente neophodne za razvoj biljaka. Kako često u tlu nedostaje, valja ga dodavati u obliku mineralnih gnojiva.
Prirodni fosfati (fosforit, apatit, guano /izmet ptica/ i dr.) uglavnom se satoje od kalcijeva fosfata, koji je netopljiv u vodi, pa ga biljke ne mogu iskorištavati. Zato se kalcijev fosfat reakcijom sa sumpornom ili fosfornom kiselinom pretvara u vodi topljivi kalcijev dihidrogenfosfat. Na taj se način dobivaju umjetna gnojiva poznata pod nazivom superfosfat i tripleks.

Tripleks ili trostruki kalcijev dihidrogenfosfat je pogodnije gnojivo od superfosfata jer se njime u zemljište ne unosi nepotrebni netopljivi gips (CaSO4 x 2 H2O) kojeg ima u superfosfatu.
Da bi se zadovoljile potrebe biljaka ne samo za fosforom, nego istodobno i za dušikom i kalijem, najčešće se rabe složena gnojiva, kao što je „NPK“. Sadržaj hranjivih elemenata dušika (N), fosfora (P) i kalija (K) iskazuje se kao maseni omjer dušika, fosforova oksida i kalijeva oksida (N : P2O5 : K2O). Taj se omjer naziva formulacija gnojiva i može biti vrlo različit, što ovisi o vrsti zemljišta i biljnim kulturama.
Za pravilnu upotrebu mineralnih gnojiva mora se uvijek imati u vidu zakon minimuma. Taj je zakon postavio sredinom 19. Stoljeća njemački kemičar Justus von Liebig. Prema njemu, urod određene biljne kulture ovisi o najmanje zastupljenom elementu u tlu, a povećano dodavanje jednog elementa ne može nadoknaditi manjak drugog elementa.
Uz mineralna gnojiva tlu se dodaju i pesticidi, herbicidi, biljni hormoni i dr. Međutim, u tome se ponekad pretjeruje, pa se uslijed nepravilne primjene javljaju učinci štetni po zdravlje.

Zanimljivosti[uredi VE | uredi]

  • Fosforovo svojstvo samozapaljivosti možemo objasniti gorenjem obične žigice. Glavica žigice sastoji se od smjese kalijeva klorata, atimonova sulfida, staklenog praha i ljepila. Površina kutije žigica, dio o koji se tare glavica pri paljenju, prekrivena je smjesom crvenog fosfora, atimonova sulfida i ljepila. Trenjem glavice o površinu kutije stvara se toplina zbog koje mala količina crvenog fosfora prelazi u bijeli, koji se zatim na zraku sam zapali. Taj se plamen prenese na glavicu žigice i na kraju se zapali i samo drvce.
  • Fosfor je 1669. prvi otkrio /izolirao/ njemački alkemičar Hennig Brand, tragajući za „kamenom mudrosti“. Destilacijom (suhom) urina /mokraće/ dobio je malu količinu svjetlećeg fosfora.

Izvor[uredi VE | uredi]

  • Udžbenik za treći razred gimnazije „Anorganska kemija“, Sandra Habuš – Dubravka Stričević – Vera Tomašić. Izdavač: PROFIL INTERNATIONAL, tisak: tiskara Meić, Uporabu udžbenika odobrilo je Ministarstvo prosvjete i športa Republike Hrvatske rješenjem KLASA: *, od 3. Srpnja 1998.g.
  • http://www.levity.com/alchemy/phosphor.html
Logotip Wječnika
Potraži Fosfor u
Wječniku, slobodnom rječniku.