FOSFOR: HISTORIE, VLASTNOSTI, STRUKTURA, ZÍSKÁVÁNÍ, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Fosfor je nekovový prvek, který je reprezentován chemické značky P a má atomové číslo 15. Je to má tři hlavní allotropic formy: bílý, červený fosfor a černé. Bílý fosfor je fosforescenční, spontánně hoří při vystavení vzduchu a je také velmi jedovatý.

Bílý fosfor se při teplotě 250 ° C stává červeným fosforem; nerozpustná polymerní forma, která nehoří na vzduchu. Při vysokých teplotách a tlacích, jakož i v přítomnosti nebo nepřítomnosti katalyzátorů se získá černý fosfor, který je podobný grafitu a je dobrým vodičem elektřiny.

Bílý fosfor uložený v láhvi s vodou. Zdroj: W. Oelen

Fosfor byl poprvé izolován H. Brandem v roce 1669. K tomuto účelu použil jako zdroj tohoto prvku moč. V 1770, W. Scheele objevil, že on mohl také izolovat fosfor od kostí.

Později, díky vytvoření elektrické pece J. Burgessem Readmanem (1800), se fosfátové horniny staly hlavním zdrojem výroby fosforu z minerálního fluoroapatitu, který je v nich přítomen.

Fosfor je dvanáctý nejhojnější prvek v zemské kůře a představuje 0,1% hmotnosti. Dále je to šestý prvek hojnosti v lidském těle; hlavně koncentrovaný v kostech ve formě hydroxylapatitu.

Je proto nezbytným prvkem pro živé bytosti a stává se jednou ze tří hlavních živin rostlin. Fosfor je součástí chemické struktury nukleových kyselin; energetických sloučenin (ATP), koenzymů; a obecně sloučenin metabolismu.

Dějiny

- Objev

V moči

Obraz Josepha Wrighta z Derby ilustrující objev fosforu. Zdroj: Joseph Wright z Derby

Fosfor byl izolován Henning Brand v 1669, být první člověk izolovat element. Značka byla německá alchymistka z Hamburku a dokázala získat sloučeninu fosforu z moči. Za tímto účelem shromáždil moč z 50 kbelíků a nechal ji rozložit.

Brand pak vypařil moč a získal načernalý zbytek, který držel několik měsíců. K tomu přidal písek a zahříval ho, podařilo se mu odstranit plyny a oleje. Nakonec získal bílou pevnou látku, která ve tmě svítila zeleně, kterou nazval „studený oheň“.

Termín 'fosfor', shodou okolností pochází z řeckého slova "Fosfor", což znamená nosič světla.

Brand nezveřejnil své experimentální výsledky a prodal je různým alchymistům, včetně: Johanna Kraft, Kunckel Lowenstern a Wilhelm Leibniz. Pravděpodobně někteří z nich ohlásili Brandovu práci Pařížské akademii věd, čímž rozšířili svůj výzkum.

Brand však ve skutečnosti neizoloval fosfor, ale fosforečnan amonný a sodný. V roce 1680 Robert Boyle vylepšil Brandův postup, kterým dokázal získat allotropickou formu fosforu (P ₄).

V kostech

Johan Gottlieb Gahn a Carl Wihelm Scheele založili v roce 1769, že v kostí byla nalezena sloučenina fosforu, fosforečnanu vápenatého. Odtučněné kosti byly podrobeny procesu trávení silnými kyselinami, jako je kyselina sírová.

Produkt trávení byl potom zahříván v ocelových nádobách s uhlím a uhlí, čímž byl získán bílý fosfor destilací v retortech. Kosti byly hlavním zdrojem fosforu až do roku 1840, kdy byly za tímto účelem nahrazeny guano.

V guanu

Guano je směs ptačího trusu a produktů rozkladu ptáků. V 19. století byl využíván jako zdroj fosforu a hnojiv.

- Průmyslový rozvoj

Fosfátové horniny se začaly používat v roce 1850 jako zdroj fosforu. Toto, společně s vynálezem elektrické pece pro kalcinaci hornin Jamesem Burgessem Readmanem (1888), učinilo PR hlavní surovinou pro výrobu fosforu a hnojiv.

V roce 1819 byly založeny továrny na zápalky, které začaly průmyslový rozvoj používání fosforu.

Fyzikální a chemické vlastnosti

Vzhled

V závislosti na allotropické formě může být bezbarvá, voskově bílá, žlutá, šarlatová, červená, fialová nebo černá.

Atomová hmotnost

30 973 u

Atomové číslo (Z)

patnáct

Bod tání

Bílý fosfor: 44,15 ° C

Červený fosfor: ~ 590 ° C

Bod varu

Bílý fosfor: 280,5 ° C

Hustota (pokojová teplota)

Bílá: 1823 g / cm ³

Červená: 2,2 až 2,34 g / cm ³

Violet: 2,36 g / cm ³

Černá: 2,69 g / cm ³

Teplo fúze

Bílý fosfor: 0,66 kJ / mol

Odpařovací teplo

Bílý fosfor: 51,9 kJ / mol

Molární kalorická kapacita

Bílý fosfor: 23,824 J / (mol.K)

Oxidační stavy

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

V závislosti na elektronegativitě prvků, se kterými je kombinován, může fosfor vykazovat oxidační stav +3 nebo -3. Fosfor, na rozdíl od dusíku, má tendenci reagovat přednostně s oxidačním stavem +5; takový je případ oxidu fosforečného (P ₂ O ₅ nebo P ₂ ⁵⁺ O ₅ ²⁺).

Elektronegativita

2,19 v Paulingově stupnici

Ionizační energie

-První: 1 101 kJ / mol

-Second: 2,190,7 kJ / mol

-Third: 2 914 kJ / mol

Tepelná vodivost

Bílý fosfor: 0,236 W / (mK)

Černý fosfor: 12,1 W / (mK)

Je ukázáno, jak černý fosfor vede téměř šestkrát více tepla než bílý fosfor.

Magnetický řád

Bílé, červené, fialové a černé fosfory jsou diamagnetické.

Izotopy

Fosfor má 20 izotopů, z nichž hlavní jsou: ³¹ P, jediný stabilní izotop s hojností 100%; Emulátor izotopů ³² P β ^- s poločasem 14,28 dnů; a ³³ P, je β emitující izotop ^- a s poločasem 25,3 dnů.

Fosforescence

Bílý fosfor je fosforescenční a vydává zelené světlo ve tmě.

Allotropické změny

Bílý fosfor je nestabilní a při teplotách blízkých 250 ° C se mění na polymerní formu známou jako červený fosfor, která se může měnit od oranžové do fialové barvy. Je to amorfní látka, ale může se stát krystalickou; nesvítí ve tmě ani nespaluje ve vzduchu.

Bílý fosfor při vysokých teplotách a tlacích nebo v přítomnosti katalyzátorů se přeměňuje na polymerní formu jinou než červený fosfor: černý fosfor. Jedná se o krystalickou látku černé barvy, inertní, podobnou grafitu, která má schopnost vést elektřinu.

Rozpustnost

Bílý fosfor v čisté formě je nerozpustný ve vodě, ačkoli může být solubilizován v sirníku uhlíku. Mezitím jsou červené a černé fosfory nerozpustné ve vodě a méně těkavé než bílý fosfor.

Reaktivita

Fosfor spontánně hoří v vzduchu aby vytvořilo P ₂ O _5, které zase může reagovat s třemi molekulami vody za vzniku orthofosforečná nebo kyselina fosforečná (H ₃ PO ₄).

Působením horké vody vzniká fosfin (PH ₃) a oxidy fosforu.

Kyselina fosforečná působí na fosfátové horniny a způsobuje dihydrogenfosforečnan vápenatý nebo superfosfát.

To může reagovat s halogeny tvoří halogenidy PX ₃, kde X představuje F, Cl, Br nebo I; nebo halogenidy s vzorce PX ₅, kde X je F, Cl nebo Br.

Podobně fosfor reaguje s kovy a metaloidy za vzniku fosfidů a se sírou za vzniku různých sulfidů. Na druhou stranu se váže na kyslík a vytváří estery. Stejným způsobem se kombinuje s uhlíkem za vzniku organických sloučenin fosforu.

Struktura a elektronická konfigurace

- Odkazy a čtyřstěnná jednotka

Fosforové atomy mají následující elektronickou konfiguraci:

3s ² 3p ³

Má tedy pět valenčních elektronů, jako je dusík a další prvky skupiny 15. Protože se jedná o nekovový prvek, musí jeho atomy tvořit kovalentní vazby, dokud není valenční oktet dokončen. Dusík dosahuje tím, že se stanoví se jako diatomic molekuly N ₂, s trojnou vazbou, N≡N.

Totéž se děje s fosforem: dva z jeho atomů P vazby s trojnou vazbou za vzniku P ₂ molekulu, P≡P; to znamená difosforový allotrop. Fosfor má však vyšší atomovou hmotnost než dusík a jeho 3p orbitaly, rozptýlenější než 2p dusíku, se překrývají méně efektivně; proto P ₂ existuje pouze v plynném stavu.

Místo toho atomy P raději při pokojové teplotě uspořádají kovalentně jiným způsobem: v tetraedrální molekule P ₄:

Molekulární jednotky P4 v bílých krystalech fosforu. Zdroj: Benjah-bmm27 prostřednictvím Wikipedie.

Všimněte si, že na obrázku mají všechny atomy P tři jednoduché vazby místo jedné trojné vazby. To znamená, že fosfor v P ₄ dokončí jeho valence oktet. Avšak v P ₄ je napětí v PP vazbách, protože jejich úhly jsou daleko od 109,5 ° k pouhému oku.

- Allotropes

Bílý fosfor

Stejný obraz z P ₄ jednotky a jejich nestabilita vysvětlit, proč bílý fosfor je velmi nestabilní allotrope tohoto prvku.

Tyto P ₄ jednotky jsou uspořádány v prostoru, pro definování BCC krystal (α fáze) za normálních podmínek. Když teplota klesne na -77,95 ° C, krystal bcc se přemění na hcp (pravděpodobně), hustší (β fáze). To znamená, že P ₄ jednotky jsou uspořádány ve dvou střídajících se vrstev, A a B, vytvořit ABAB… sekvence.

Červený fosfor

Řetězcová struktura červeného fosforu. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Na obrázku výše je zobrazen pouze malý segment struktury červeného fosforu. Protože jsou tyto tři jednotky uspořádány „symetricky“, lze říci, že se jedná o krystalickou strukturu, která se získá zahřátím tohoto fosforu nad 250 ° C.

Červený fosfor je však většinou tvořen amorfní pevnou látkou, takže jeho struktura je špinavá. Potom se polymerní řetězce P _{4 by} být uspořádány bez zjevné vzorek, některé výše a další pod ní libovolné rovině.

Všimněte si, že toto je hlavní strukturální rozdíl mezi bílým a červeným fosforem: v prvním jsou _P4 nalezeny jednotlivé a ve druhém tvořící řetězce. To je možné, protože jedna z vazeb PP v tetraedru je přerušena, aby se navázala na sousední čtyřstěn. Tím je sníženo napětí prstence a červený fosfor získává větší stabilitu.

Když existuje směs obou allotropů, nabídne se oko jako žlutý fosfor; směs tetrahedra a amorfních fosforových řetězců. Ve skutečnosti bílý fosfor při vystavení slunečním paprskům nažloutne, protože záření upřednostňuje porušení výše uvedené vazby PP.

Fosfor fialový nebo Hittorf

Molekulární struktura fialového fosforu. Zdroj: Cadmium na anglické Wikipedii

Fialový fosfor je konečný vývoj červeného fosforu. Jak je vidět na obrázku výše, stále sestává z polymerního řetězce; ale nyní jsou struktury složitější. Zdá se, že stavební jednotka je již P ne ₄, ale P ₂, uspořádány tak, že tvoří nepravidelné pětiúhelníkový kroužky.

Navzdory tomu, jak asymetrická struktura vypadá, se tyto polymerní řetězce dokáží dostatečně dobře a periodicky uspořádat, aby fialový fosfor vytvořil monoklinické krystaly.

Černý fosfor

Struktura černého fosforu z různých úhlů. Zdroj: Benjah-bmm27.

A konečně máme nejstabilnější fosforový allotrop: černý. Připravuje se zahříváním bílého fosforu pod tlakem 12 000 atm.

Na horním obrázku (níže) je vidět, že jeho struktura z vyšší roviny má určitou podobnost se strukturou grafitu; je to naprostá síť šestihranných prstenů (i když vypadají jako čtverce).

V levém horním rohu obrázku lze lépe ocenit to, co bylo právě komentováno. Molekulární prostředí atomů P jsou trigonální pyramidy. Všimněte si, že struktura při pohledu ze strany (pravý horní roh), je uspořádána ve vrstvách, které se shodují nad sebou.

Struktura černého fosforu je poměrně symetrická a uspořádaná, což odpovídá jeho schopnosti etablovat se jako ortorombické krystaly. Skládání jejich polymerních vrstev činí atomy P nedostupnými pro mnoho chemických reakcí; a proto je značně stabilní a málo reaktivní.

Ačkoli to stojí za zmínku, londýnské disperzní síly a molární hmotnosti těchto fosforečných pevných látek jsou to, co řídí některé z jejich fyzických vlastností; zatímco jeho struktury a PP vazby, definovat chemické a jiné vlastnosti.

Kde najít a získat

Apatit a fosforitan

Je to dvanáctý prvek zemské kůry a představuje 0,1% hmotnosti. Existuje asi 550 minerálů, které obsahují fosfor, apatit je nejdůležitější minerál pro získání fosforu.

Apatit je minerál fosforu a vápníku, který může obsahovat různá množství fluoru, chloridu a hydroxidu, jehož vzorec je následující: Kromě apatitu existují i ​​další fosforečné minerály komerčního významu; takový je případ wavelite a vivianita.

Fosfátová hornina nebo fosforitan je hlavním zdrojem fosforu. Jedná se o nedetritální sedimentární horninu, která má obsah fosforu 15–20%. Fosfor je obvykle přítomen ve formě Ca ₁₀ (PO ₄) ₆ F ₂ (fluorapatitu). Je také přítomen jako hydroxyapatit, i když v menší míře.

Kromě toho lze fluoroapatit nalézt jako součást vyvřelých a metamorfovaných hornin, jakož i vápenců a břidlic.

Elektrotermální redukce fluoroapatitu

Vybrané fosfátové horniny jsou přeneseny do zpracovatelského závodu ke zpracování. Zpočátku se rozdrtí, aby se získaly fragmenty hornin, které se potom rozemele v kulových mlýnech rychlostí 70 otáček za minutu.

Potom se produkt mletí skalních fragmentů proseje, aby se mohly frakcionovat. Frakce s obsahem fosforu 34% jsou vybrány jako oxid fosforečný (P ₂ O ₅).

Bílý fosfor (P ₄) se průmyslově získává elektrotermickou redukcí fluoroapatitu uhlíkem při teplotě 1 500 ºC v přítomnosti oxidu křemičitého:

2ca ₃ (PO ₄) ₂ (S) + 6SiO ₂ (e) + 10 ° C (s) => P ₄ (g) + CaSiO ₃ (l) + CO (g)

P ₄ v plynném stavu, po kondenzaci, se shromáždí a uloží ve formě bílé pevné látky ponořeny do vody, aby se zabránilo reakci s vnějším vzduchem.

Slitiny

Měděný

Fosforový povlak je vyráběn s různými procenty mědi a fosforu: Cu 94% - P 6%; Cu 92% - P 8%; Cu 85% - P 15% atd. Slitina se používá jako deoxidační činidlo, smáčedlo pro měděný průmysl a také jako nukleant v hliníkovém průmyslu.

Bronz

Jsou to slitiny mědi, fosforu a cínu, které obsahují 0,5 - 11% fosforu a 0,01 - 0,35% cínu. Cín zvyšuje odolnost proti korozi, zatímco fosfor zvyšuje odolnost slitiny proti opotřebení a dává jí tuhost.

Používá se při výrobě pružin, šroubů a obecně ve výrobcích, které vyžadují odolnost proti únavě, opotřebení a chemické korozi. Jeho použití se doporučuje u vrtulí lodí.

Poniklované

Nejznámější slitinou je NiP ₂₀, přičemž fosfor ve formě niklu se používá v pájecích slitinách ke zlepšení jejich odolnosti vůči chemické erozi, oxidaci a vysokým teplotám.

Slitina se používá v součástech plynových turbín a proudových motorů, galvanickém pokovování a při výrobě svařovacích elektrod.

Rizika

Bílý fosfor způsobuje těžké popáleniny kůže a je silným jedem, který může být fatální při dávkách 50 mg. Fosfor inhibuje buněčnou oxidaci a narušuje buněčný management kyslíku, což může vést k degeneraci tuků a buněčné smrti.

Akutní otrava fosforem způsobuje bolest břicha, pálení, česnek páchnoucí, zvracení fosforeskující, pocení, svalové křeče a dokonce i šok během prvních čtyř dnů po požití.

Později se projevila žloutenka, petechie, krvácení, postižení myokardu s arytmiemi, změna centrálního nervového systému a smrt 10. den po požití.

Nejviditelnějším projevem chronické otravy fosforem je poškození kostní struktury čelisti.

U pacientů s renálním selháním obvykle dochází ke zvýšení koncentrace fosforu v plazmě (hyperfosfatémie). To způsobuje abnormální ukládání fosfátů v měkkých tkáních, což může vést k vaskulární dysfunkci a kardiovaskulárním onemocněním.

Aplikace

Fosfor je nezbytným prvkem pro rostliny a zvířata. Je to jedna ze tří hlavních živin rostlin, která je nezbytná pro jejich růst a energetické požadavky. Kromě toho je součástí nukleových kyselin, fosfolipidů, meziproduktů metabolických procesů atd.

U obratlovců je fosfor přítomen v kostech a zubech ve formě hydroxylapatitu.

- Elementární fosfor

Krabička zápalek nebo „shoda“. Zdroj: Pxhere.

S fosforem se vyrábí chemický smalt, který se používá k osvětlení značek na hliníku a jeho slitinách; stejně jako v mědi fosforu a bronzu.

Používá se také k výrobě zápalných bomb, granátů, kouřových bomb a stopovacích střel. Červený fosfor se používá při vytváření zápalek nebo bezpečnostních zápalek.

Bílý fosfor se používá k výrobě organofosfátů. Kromě toho se používá při výrobě kyseliny fosforečné.

Velké množství vyrobeného fosforu se spaluje za účelem výroby oxidu fosforečného (P ₄ O ₁₀), získaného jako prášek nebo pevná látka.

- Sloučeniny

Fosfin

Je to surovina pro zpracování různých sloučenin fosforu. Působí jako dopingový prostředek pro elektronické součástky.

Kyselina fosforečná

Používá se při výrobě nealkoholických nápojů díky charakteristické chuti, kterou jim dodává. Působí na fosfátové horniny a vytváří dihydrogenfosforečnan vápenatý, známý také jako superfosfát, který se používá jako hnojivo.

Kyselina fosforečná je kondicionační prvek zubní skloviny, která usnadňuje přilnavost vašich restaurátorských materiálů. Používá se také ve směsi s olejem, močovinou, dehtem, bitumenem a pískem k vytvoření asfaltu; materiál používaný při opravách pozemních komunikačních tras.

Organofosfáty

Organofosfátové sloučeniny mají četné aplikace; jako jsou: retardéry hoření, pesticidy, extrakční činidla, činidla působící na nervy a pro úpravu vody.

Dihydrát hydrogenfosforečnanu vápenatého

Používá se jako hnojivo, prášek do pečiva, doplňková látka pro zvířata a při výrobě zubní pasty.

Oxid fosforečný

Používá se v chemické analýze jako dehydratační činidlo a v organické syntéze jako kondenzační činidlo. Sloučenina je primárně určena pro výrobu kyseliny orthofosforečné.

Tripolyfosfát sodný

Používá se v pracích prostředcích a jako změkčovač vody, což zlepšuje působení čisticích prostředků a pomáhá předcházet korozi potrubí.

Fosforečnan sodný

Používá se jako čisticí prostředek a změkčovač vody.

Fosforečnany sodné

Hydrogenfosforečnan sodný (Na ₂ HPO ₄) a dihydrogenfosforečnanu sodného (NaH ₂ PO ₄) jsou komponenty pH vyrovnávací systém, který ještě působí v živé bytosti; včetně lidských bytostí.

Reference

1. Reid Danielle. (2019). Allotropes ofhosphorus: Forms, Použití & Příklady. Studie. Obnoveno z: study.com
2. Robert J. Lancashire. (2014). Přednáška 5c. Struktura prvků, pokračování P, S a I. Získáno z: chem.uwimona.edu.jm
3. BYJU. (2019). Červený fosfor. Obnoveno z: byjus.com
4. Bing Li, Ceng-Ceng Ren, Shu-Feng Zhang a kol. (2019). Elektronické strukturální a optické vlastnosti vícevrstvého modrého fosforu: studie prvního principu. Journal of Nanomaterials, sv. 2019, ID článku 4020762, 8 stran. doi.org/10.1155/2019/4020762
5. Dr. Dough Stewar. (2019). Fakta o elementech fosforu. Chemicool. Obnoveno z: chemicool.com
6. Wikipedia. (2019). Fosfor. Obnoveno z: en.wikipedia.org
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3. července 2019). Fosforová fakta (atomové číslo 15 nebo prvek P). Obnoveno z: thinkco.com
8. Linus Pauling Institute. (2019). Fosfor. Obnoveno z: lpi.oregonstate.edu
9. Bernardo Fajardo P. & Héctor Lozano V. (nd). Národní zpracování fosfátových hornin pro výrobu superfosfátů.. Obnoveno z: bdigital.unal.edu.co
10. Editors of Encyclopaedia Britannica. (16. listopadu 2018). Fosforový chemický prvek. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com
11. Reade International Corp. (2018). Slitina měďného fosforu (CuP). Obnoveno z: reade.com
12. Affilips KBM. (27. prosince 2018). Nikl Phosphorus (NiP) Master Alloy. AZoM. Obnoveno z: azom.com
13. Lenntech BV (2019). Periodická tabulka: fosfor. Obnoveno z: lenntech.com
14. Abhijit Naik. (21. února 2018). Použití fosforu. Obnoveno z: sciencestruck.com