Fosfor

Fosfor
Atomové číslo	15
Relativní atomová hmotnost	30,973 amu
Elektronová konfigurace	[Ne] 3s2 3p3
Skupenství	Pevné
Teplota tání	44,2 °C (317,3 K)
Teplota varu	277 °C (550 K)
Elektronegativita (Pauling)	2,19
Hustota	1,823 g/cm3 (bílý)
Hustota	2,34 g/cm3 (červený)
Hustota	2,69 g/cm3 (černý)

Fosfor, chemická značka P (lat. Phosphorus) je nekovový chemický prvek, poměrně hojně se vyskytující v zemské kůře, který má zároveň důležitou roli i ve stavbě živých organizmů

[editovat] Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

Fosfor je nekovový prvek, vyskytující se v přírodě pouze ve formě sloučenin. V nich se běžně setkáváme s fosforem v mocenství P⁺⁵, ale existují sloučeniny, v nichž se fosfor vyskytuje v mocenství P^-3, P⁺³ i P⁺⁴.

Elementární fosfor se vyskytuje ve 3 alotropních modifikacích – bílý, červený a černý fosfor.

[editovat] Bílý fosfor

Bílý fosfor je tvořen z molekul P₄, které jsou příčinou jeho vysoké reaktivity. Je to měkká látka nažloutlé barvy (někdy se proto označuje jako žlutý fosfor), kterou lze krájet nožem; je značně jedovatý a na vzduchu samovznětlivý. Ve tmě jeho páry fosforeskují, protože dochází k oxidaci par vzdušným kyslíkem, při které vydává světlo. Mnohými látkami se fosforescence zeslabuje. Pro dlouhodobější uchovávání musí být ponořen ve vodě, která brání jeho samovolnému vzplanutí. Je nerozpustný ve vodě, ale dobře se rozpouští v sirouhlíku CS₂. Bílý fosfor je velmi reaktivní látka, která se již za pokojové teploty slučuje s mnoha prvky a látkami. V teplém roztoku hydroxidu draselného KOH se rozpouští za vzniku dihydrogenfosforečnanu draselného KH₂PO₄ a fosforovodíku neboli fosfanu H₃P. Kovy, které se snadno redukují (především ušlechtilé kovy), vylučuje fosfor z jejich sloučenin a zčásti s nimi tvoří fosfidy.

[editovat] Červený fosfor

Červený fosfor vzniká zahřátím bílého fosforu na 250 ºC v uzavřené nádobě pod tlakem v inertním prostředí. Tato přeměna probíhá i za normálních podmínek působením světla, ale velmi pomalu. Červený fosfor je na vzduchu neomezeně stálý, není rozpustný v polárních ani nepolárních rozpouštědlech, má teplotu tání 597 °C, není jedovatý a s většinou prvků se slučuje až při vyšších teplotách. Reaktivnější než červený fosfor je tzv. světle červený fosfor, který je jemně rozptýlenou formou červeného fosforu. Tento fosfor vzniká varem bílého fosforu s bromidem fosforitým, rozpouští se v roztocích hydroxidů a vytěsňuje některé kovy z roztoků jejich sloučenin. Červený fosfor má vrstevnatou strukturu vyskytuje se ve čtyřech modifikacích (např. fialový fosfor). Fialový fosfor má hustotu o něco vyšší než čistý červený fosfor a připravuje krystalizací z roztaveného olova. Při zahřívání se mění v bílý fosfor

[editovat] Černý fosfor

Černý fosfor je velmi stálý a svými fyzikálními vlastnostmi připomíná spíše kovy. Má kovový lesk, je tepelně i elektricky dobře vodivý a má polymerní strukturu. Svými chemickými vlastnosti se velmi podobá červenému fosforu, ale na vlhkém vzduchu se oxiduje rychleji. Vzniká zahříváním červeného fosforu pod tlakem za teploty přes 400 ºC nebo zahříváním bílého fosforu za teploty 200°C a tlaku 12 000 atmosfér nebo pohodlněji zahříváním bílého fosforu za teploty 380°C a přítomnosti jemně rozptýlené kovové rtuti. Ze všech tří modifikací je černý fosfor do teploty 550°C termodynamicky nejstabilnější modifikací.

[editovat] Historický vývoj

Historicky byl fosfor poprvé izolován německým alchymistou Heningem Brandtemv roce 1669, který se snažil, jako všichni alchymisté, najít kámen mudrců. Nechal několik dní rozkládat lidskou moč, pak ji zahustil a nakonec destiloval při vysokých teplotách. Páry nechal zkondenzovat pod vodou a získal tak voskovitou látku, která ve tmě světélkovala. Brand nazval tuto látku z řeckého phosphorus : phos - světlo a phoros - nesoucí, tedy světlonoš.Robert Boyle tento způsob v roce 1680 zdokonalil a v následujících letech připravil oxid fosforečný a kyselinu fosforečnou. Za chemický prvek ho prohlásil teprve Antoine Lavoisier.

[editovat] Výskyt v přírodě

V přírodě se setkáme pouze se sloučeninami fosforu (ojedinělý a pochybný nález minerálu fosforu je uváděn z meteoritu nalezeném v Townshipské salině v Kansasu v USA). V zemské kůře se fosfor vyskytuje poměrně hojně, je celkově 11. prvkem v pořadí výskytu a jeho koncentrace se průměrně odhaduje na 1 – 1,2 g/kg. V mořské vodě je jeho koncentrace velmi nízká, pouze 0,07 mg P/l, ve vesmíru připadá na jeden atom fosforu pouze přibližně 3 000 000 atomů vodíku.

Nejdůležitějším minerálem s obsahem fosforu je směsný fosforečnan vápenatý – apatit, jehož složení lze vyjádřit jako: Ca₅(PO₄)₃X (X = OH, F, Cl). Apatit slouží jako základní surovina pro výrobu fosforu a především jeho sloučenin. Hlavní oblasti těžby leží v Rusku (poloostrov Kola), Maroku a v USA.

Dalšími minerály s obsahem fosforu jsou např. fosforit Ca₃(PO₄)₂, fluoroapatit Ca₃(PO₄)₂F a méně významné wavelit 3 Al₂O₃.2 P₂O₅.12 H₂O a vivianit Fe₃(PO₄)₂.8 H₂O.

Dále se fosfor vyskytuje ve všech živých organizmech na Zemi, je především uložen v kostech a zubech, ale je složkou důležitých organických molekul jako DNA a RNA, energetických přenašečů (ADP, ATP) a je obsažen ve většině tuků, neboli lipidů.

[editovat] Výroba

Základem průmyslové výroby elementárního fosforu je redukce fosforečnanů koksem (uhlíkem) za přítomnosti křemenného písku podle rovnice:

Ca₃(PO₄)₂ + 3 SiO₂ → 3 CaSiO₃ + P₂O₅

P₂O₅ + 5 C → 5 CO + 2 P

Souhrnně

2 Ca₃(PO₄)₂ + 6 SiO₂ + 10 C → P₄ + 6 CaSiO₃ + 10 CO

Fosfor za vysoké teploty (okolo 1300°C) v tavenině těká jako molekula P₄ a je zachycován po kondenzaci ve vodě jako bílý fosfor. Při zahřívání bílého fosforu v inertní atmosféře, přechází do modifikace červeného fosforu, která má vrstevnatou strukturu P_n.

Dnes již téměř nepoužívaná metoda výroby je Pelletierova metoda. Při ní se fosforečnan vápenatý převádí v prostředí mírně koncentrované kyseliny sírové na dihydrogenfosforečnan vápenatý. V druhém kroku je odstraněna sádra a dihydrogenfosforečnan vápenatý je rudukován koksem při teplotě 1000°C v šamotových pecích.

Ca₃(PO₄)₂ + 2 H₂SO₄ + 4 H₂O → 2 CaSO₄.2 H₂O + Ca(H₂PO₄)₂

3 Ca(H₂PO₄)₂ + 10 C → Ca₃(PO₄)₂ + 10 CO + 4 P + 6 H₂O

[editovat] Použití

Vlastnosti a použití fosforu je silně závislé na alotropní formě, ve které se fosfor právě vyskytuje.

[editovat] Bílý fosfor

• Schopnost samovznícení bílého fosforu při styku se vzduchem se v polovině minulého století využívalo k výrobě samozápalných leteckých pum a dělostřeleckých granátů. Zákeřnost těchto zbraní spočívala v tom, že hořící fosfor způsobuje mimořádně těžké popáleniny a zároveň je velmi obtížné jej uhasit (jediný spolehlivý způsob je ponoření do vody). Dnes jsou tyto zbraně přísně zakázány, přesto použili Američané bílý fosfor v Iráku proti sunnitským povstalcům bitvě o Falúdžu.^{[1] [2]}
• Toxických vlastností bílého fosforu se dodnes využívá při výrobě jedovatých nástrah na krysy a jiné hlodavce. Bílý fosfor se také využívá k výrobě farmaceutických preparátů.

[editovat] Červený fosfor

• Přesto, že není samovznětlivý, je červený fosfor schopen vzplanout při silnějším lokálním zahřátí, vyvolaném např. mechanickým třením. Díky této vlastnosti je červený fosfor dodnes základní surovinou pro výrobu běžných kuchyňských zápalek. Zároveň se tyto vlastnosti uplatní při výrobě různých pyrotechnických potřeb – zápalky, roznětky a další.
• Červený fosfor je výchozí sloučeninou pro přípravu téměř všech sloučenin obsahujících fosfor.

[editovat] Černý fosfor

• Díky svých kovových vlastností se nejvíce využívá v elektrotechnice při výrobě polovodičů typu N (negativních), které mají tzv. elektronovou vodivost.

[editovat] Slitiny

Elementární fosfor se v menším množství přidává do slitin kovů pro úpravu jejich fyzikálních vlastností. Jeho přítomnost ve slitinách značně zvyšuje tvrdost výsledného produktu. Významné je legování fosforu do stříbrných pájek a bronzů, ale i některých speciálních ocelí.

[editovat] Další využití

• Fosforečnany jsou důležitá rostlinná hnojiva. Z fosforečnanu vápenátého se vyrábí hydrogenfosforečnan vápenatý, který je málo rozpustný ve vodě a do půdy se vsakuje postupně, a dihydrogenfosforečnan vápenatý známý jako superfosfát, který je ve vodě dobře rozpustný a do půdy se rozpadá na ionty okamžitě. V zemědělství se ale nepoužívají čistě fosforečnanová hnojiva, ale tzv. kombinovaná hnojiva, která jsou směsí hnojiv dusíkatých, draselných, sodných a mnoha dalších, které rostliny potřebují k růstu.
• Vápenaté a sodné fosforečnany se přidávají do zubních past. Slouží jako součást odrezovacích roztoků pro odstraňování korozních produktů z povrchu železných konstrukcí, protože velmi snadno reagují s oxidem železitým.
• Sodné soli kyseliny fosforečné se uplatňují jako součást prášků na praní nebo prostředků na mytí nádobí v automatických myčkách pro změkčení vody (Na₃ PO₄), dále v potravinářství při výrobě sýrů a nakládání šunky Na₂HPO₄. Jejich přítomnost ve vodě má také antikorozivní účinky a přidávají se do cirkulačních vod pro vytápění (ústřední topení, průmyslové vyhřívací okruhy).
• Fosforečnany amonné (NH₄)₂HPO₄ a NH₄H₂PO₄ slouží v zemědělství jako velmi účinná hnojiva. Přidávají se také jako samozhášecí přísada do celulózy s cílem zmenšit hořlavost výsledných výrobků (divadelní kulisy).

[editovat] Sloučeniny

Fosfor se vyskytuje ve velké řadě různých anorganických i organických sloučenin. Z řady anorganických sloučenin mají z hlediska praktického využití největší význam:

• Kyselina trihydrogenfosforečná H₃PO₄ je středně silná, trojsytná minerální kyselina. Vyrábí se spalováním elementárního fosforu v přítomnosti vodní páry. Koncentrovaná kyselina fosforečná je těžká, viskosní kapalina s velmi vysokým bodem varu. V pevném stavu je to bezbarvá krystalická látka, silně hygroskopická. Tvoří celkem 3 řady solí - fosforečnany (PO₄)^3-, hydrogenfosforečnany (HPO₄)^2- a dihydrogenfosorečnany (H₂PO₄)^-.
  • Další kyseliny fosforu jsou kyseliny fosforitá H₃PO₃, kyselina fosforičitá H₄P₂O₆, kyselina fosforná H₃PO₂ a kyselina fosforečná HPO₃. Některé kyseliny fosforu dokáží polymerovat.
• Oxid fosforečný se vyskytuje ve formě dimerních molekul jako P₄O₁₀ a je to bílá, silně hygroskopická krystalická látka. Připravuje se spalováním bílého fosforu za dostatečného přístupu vzduchu. Reakcí s vodou vznikají různé formy fosforečných kyselin. V praxi se používá pro sušení plynů, protože velmi ochotně a rychle absorbuje i stopy vodních par.
• Oxid fosforitý tvoří dimer P₄O₆, který je bílá, velmi jedovatá krystalická látka. Ve studené vodě se pozvolna rozpouští za vzniku kyseliny fosforité a v horké vodě se rozkládá za vzniku fosfanu a kyseliny trihydrogenfosforečné. Oxid fosforitý se vyrábí spalováním bílého fosforu za nedostatečného přístupu vzduchu.
• Oxid fosforičitý tvoří také dimer P₂O₄, který tvoří bezbarvé , silně lesklé krystaly. Ve vodě se rozpouští za značného vývoje tepla a rozpouští se za vzniku kyseliny fosforité a kyseliny trihydrogenfosforečné. Připravuje se termickým rozkladem oxidu fosforitého.
• Chloridy fosforu jsou celkem tři. PCl₂ chlorid fosfornatý je nesnadno získatelná látka, která vzniká působením elektrického výboje na směs PCl₃ a H₂. Je to bezbarvá olejovotá kapalina, silně páchnoucí po fosforu. PCl₃ chlorid fosforitý vzniká spalováním fosforu v přítomnosti chloru, je to bezbarvá kapalina. PCl₅ chlorid fosforečný vzniká spalováním fosforu v nadbytku chloru, je to bílá krystalická látka, která při 100°C sublimuje aniž taje. PCl₃ a PCl₅ ve vodě hydrolizují za vzniku svých trojsytných kyselin.
• Nitrid fosforečný P₃N₅ je bezbarvý prášek, bez chuti a zápachu. Připravuje se působením amoniaku na sulfid fosforečný.
• Sloučeniny s vodíkem jsou jedovaté a značně reaktivní. Fosfan PH₃ je jedovatý plyn se zápachem po česneku, difosfan P₂H₄ je samozápalná kapalina. Fosfan lze nejlépe připravit působením vody na jodid fosfonia [PH₄]I

Wikimedia Commons nabízí obrázky, zvuky či videa k tématu

Fosfor

[editovat] Reference

1. ↑ http://aktualne.centrum.cz/zahranici/amerika/clanek.phtml?id=2220
2. ↑ http://www.novinky.cz/clanek/141166-ve-faludzi-se-rodi-postizene-deti-iracane-vini-usa.html