Fosfor

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 fluoridnim anionima. Fluoridni anioni 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 kralježnjaka 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 u obliku para koje se odvajaju od ugljikova(II) oksida kondenzacijom pod vodom. Dobiveni tekući fosfor se lijeva u kalupe, u kojima skrućivanjem nastaju šipke bijelog fosfora. Produljenim grijanjem bijelog fosfora bez pristupa zraka nastaje crveni fosfor.

Fizikalna i kemijska svojstva fosfora[uredi | uredi kôd]

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

Bijeli fosfor (P₄)

To je poluprozirna, bezbojna krutina koja s vremenom požuti zbog formiranja stabilnije konfiguracije crvenog fosfora u tragovima. Čuva se ispod vode. Na zraku pokazuje kemiluminiscenciju i pirofornost, goreći otprilike na oko 2.750 Celzijevih stupnjeva na zraku toplijeg od 30 stupnjeva. Fosforescencija, koja je kao i fosfor dobila ime po grčkoj riječi Φωσφόρος, posve je drukčiji proces i nije odgovorna za njegovo svijetljenje.

Vrlo je raširen u vojnoj uporabi kao efikasna dimna zavjesa, i kao zapaljivo sredstvo pri ubijanju ljudskih meta.

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. Gotovo se nikako ne otapa u vodi, ali je dobro topljiv u ugljikovom disulfidu. Vrlo je reaktivan, pa se fino razdijeljen spontano zapali na zraku već pri sobnoj temperaturi, a u većim komadima iznad 60 °C. Da bi se spriječilo samozapaljenje, bijeli fosfor se čuva u destiliranoj vodi.

Zbog svoje samozapaljivosti upotrebljava se u vojne svrhe za punjenje granata i avionskih požarnih bombi. Pri eksploziji granata ili bombe, komadići fosfora padaju na razne objekte, zapale ih i izazivaju požar.

Bijeli fosfor je jak otrov i gori na esktremno visokoj temperaturi, pa za čovjeka toksična, smrtonosna doza iznosi samo 50 mg. Za dokazivanje tragova bijelog fosfora pri trovanju u analitičkoj se kemiji koristi upravo pojava kemiluminiscencije. Fosfor na koži izaziva opekotine koje se teško liječe, a progutan se ponaša kao sistemski otrov. Kronično izlaganje bijelom fosforu dovodi do osteonekroze vilice, između ostalog.

Burno reagira s halogenim elementima i ostalim oksidirajućim tvarima.

Sagorijevanjem fosfora nastaje bijeli gusti dim fosforovog(V) oksida:

P_4(s) + 5 O_2(g) --> P₄O_10(s)

Dim odmah reagira s vodenom parom u zraku i stvara gustu maglu fosforne kiseline.

Crveni fosfor (P_4(n)) je krutina čija nijansa boje varira između crvene i ljubičaste i ovisi o veličini čestica. Stabilan je na suhom zraku, a na vlažnom se nakon par godina namoči fosfornom kiselinom.

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.

Njegova polimerna lančana molekula sastavljena je od molekula P₄.

Ljubičasti fosfor može se dobiti popuštanjem (proces suprotan kaljenju) crvenog fosfora iznad 550 °C tijekom jednog dana. 1865. godine Hittorf je otkrio da ga je moguće iskristalizirati iz taline 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, ali pod visokim tlakom od 12000 do 35000 bara, ovisno o temperaturi. Predstavlja još složeniju polimernu molekulu od crvenog fosfora i postojan je samo pri visokom tlaku. Na zraku se prekrije tankim slojem fosforne kiseline zbog čega ga je relativno teže zapaliti od ostalih modifikacija. Nije otrovan.

Spojevi[uredi | uredi kôd]

Industrijski najvažniji spoj fosfora je fosforna kiselina koja se dobiva iz fosforovog(V) oksida.

Kalcijev fosfat (fosforit) u prirodi nastaje kao produkt djelovanja fosforne kiseline iz bioloških ostataka na kalcit; nastaje i trošenjem apatita.

Fosforna mineralna gnojiva[uredi | uredi kôd]

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 sastoje 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.

Zanimljivosti[uredi | uredi kôd]

Fosforovo svojstvo samozapaljivosti možemo objasniti gorenjem obične žigice. Glavica žigice sastoji se od smjese kalijeva klorata, antimonova sulfida, staklenog praha i ljepila. Površina kutije žigica, dio o koji se tare glavica pri paljenju, prekrivena je smjesom crvenog fosfora, antimonova 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 i izolirao njemački alkemičar Hennig Brandt, tragajući za "kamenom mudrosti". Suhom destilacijom uparenih ostataka trule mokraće dobio je malu količinu bijelog fosfora.

Izvor[uredi | uredi kôd]

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