Fosfor

De la Wikipedia, enciclopedia liberă

Fosfor
Siliciu ← Fosfor → Sulf N   15 P                                                                                                                                                                                                                                           P As Tabelul complet • Tabelul extins
Informaţii generale
Nume, Simbol, Număr	Fosfor, P, 15
Serie chimică	nemetale
Grupă, Perioadă, Bloc	15, 3, p
Densitate	1823 kg/m³
Culoare	alb/roşu/negru
Număr CAS	7723-14-0
Număr EINECS	231-768-7
Proprietăţi atomice
Masă atomică	30,973761 u
Rază atomică	100 (98) pm
Rază de covalenţă	106 pm
Rază van der Waals	180 pm
Configuraţie electronică	[Ne] 3s2 3p3
Electroni pe nivelul de energie	2, 8, 5
Număr de oxidare	±3, 5, 4
Oxid	acid slab
Structură cristalină	monoclinică
Proprietăţi fizice
Fază ordinară	solid
Punct de topire	44,2 °C ; 317,3 K
Punct de fierbere	276,9 °C ; 550 K
Energie de fuziune	0,657 kJ/mol
Energie de evaporare	12,129 kJ/mol
Temperatură critică	K
Presiune critică	Pa
Volum molar	17,02×10-6 m³/kmol
Presiune de vapori	20,8
Viteza sunetului	? m/s la 20 °C
Informaţii diverse
Electronegativitate (Pauling)	2,19
Căldură specifică	769 J/(kg·K)
Conductivitate electrică	1,0×10-9 S/m
Conductivitate termică	0,235 W/(m·K)
Primul potenţial de ionizare	1011,8 kJ/mol
Al 2-lea potenţial de ionizare	1907 kJ/mol
Al 3-lea potenţial de ionizare	2914,1 kJ/mol
Al 4-lea potenţial de ionizare	4963,6 kJ/mol
Al 5-lea potenţial de ionizare	6273,9 kJ/mol
Al 6-lea potenţial de ionizare	{{{potenţial_de_ionizare_6}}} kJ/mol
Al 7-lea potenţial de ionizare	{{{potenţial_de_ionizare_7}}} kJ/mol
Al 8-lea potenţial de ionizare	{{{potenţial_de_ionizare_8}}} kJ/mol
Al 9-lea potenţial de ionizare	{{{potenţial_de_ionizare_9}}} kJ/mol
Al 10-lea potenţial de ionizare	{{{potenţial_de_ionizare_10}}} kJ/mol
Cei mai stabili izotopi
Simbol AN T1/2 MD Ed PD MeV 31P 100% stabil cu 16 neutroni
Precauţii
NFPA 704
Unităţile SI şi condiţii de temperatură şi presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.

Fosforul(din "phos"= lumină, "pherein"= a purta) este un element din tabelul periodic având simbolul P şi numărul atomic 15.

[modifică] Localizare

Fosforul nu poate exista liber în natură deoarece are o mare afinitate pentru oxigen. Se găseşte numai sub formă de compuşi, mai ales fosfaţi. Principalul mineral care conţine fosfor este apatita. Totodată se află în corpul plantelor şi animalelor sub formă de combinaţii anorganice(carapacea scoicilor, oasele vertebratelor) şi sub formă de compuşi organici(sânge, creier, păr, fibre musculare, gălbenuş de ou, lapte).

[modifică] Descoperire

Fosforul a fost descoperit in anul 1669 de catre alchimistul german Hennig Brand din Hamburg. Acesta a supus niste reziduuri de urina la un proces de calcinare in retorta, in absenta aerului. Fosfatii din urina au suferit un proces de reducere sub influenta carbonului format prin pirogenarea resturilor organice continute. Hennig a descoperit proprietatea fosforului de a lumina in intuneric cu lumina albastra, numindu-l ”foc rece”. Denumirea de ”fosfor” provine de la termenul de origine greaca ”phosphorus”, ce inseamna ”purtator de lumina”. Ulterior, J.Kunckel in Germania si R.Boyle in Anglia redescopera procesul de obtinere. A. Lavoisier intuieste pentru prima data ca fosforul este un element chimic. I.Gahnn (1770), iar apoi Scheele (1777) semnaleaza prezenta elementului in oase.

[modifică] Alotropia

Fosforul apare în mai multe modificaţii alotrope fundamentale, cum ar fi: fosfor alb, roşu, negru, cele mai importante forme fiind fosforul alb şi fosforul roşu.

[modifică] Proprietăţi fizice. Structura fosforului alb

Din cauza solubilităţii în grăsimi, fosforul alb este toxic, spre deosebire de fosforul roşu. Fosforul alb în stare solida şi lichidă are molecula formată din patru atomi de fosfor care ocupă vârfurile unui tetraedru regulat. Unghiurile de valenţă de 60^o sunt mici, indicând o tensionare considerabilă a moleculei, ceea ce ar explica marea reactivitate a fosforului alb.

[modifică] Proprietăţi chimice ale fosforului

Spre deosebire de celelalte forme alotrope, fosforul alb este mult mai reactiv. Se aprinde uşor în aer şi arde cu flacără gălbuie, formând pentaoxidul de fosfor(P₂O₅), formula moleculară corectă fiind P₄O₁₀:P₄ + 5 O_2EXCES → P₄O₁₀. Datorită uşurinţei de aprindere, fosforul alb se păstrează sub apă.Acesta luminează verzui şi foarte slab în întuneric, în prezenţa oxigenului din aer şi a umidităţii. Fenomenul este cauzat de oxidarea produşilor inferiori de oxidare ai fosforului(P₂O₅→P₄O₁₀), fenomen numit chimioluminiscenţă. Cu F, Cl, si Br reacţionează cu aprindere sau explozie, iar cu I mai lent:P₄ + 6 Cl₂→4PCl₃; P₄ + 10Cl₂→4PCl₅

Are o combinaţie lentă cu S la temperatura camerei şi energică la temperatură ridicată:P₄+6S→2P₂S₃; P₄+10S→2P₂S₅

Reacţia fosforului cu metale conduce spre formarea fosfurilor:P₄+ 6Mg→2Mg₃P₂

Reacţia cu vaporii de apă formează acid fosforic şi hidrogen la temperatură mai mare de 250°C:8P+32H₂O→8H₃PO₄+5H₂↑

[modifică] Proprietăţile fiziologice ale fosforului

Fiind solubil în grăsimi, fosforul alb este foarte otrăvitor. Având afinitate mare pentru oxigen determină dispariţia lui din sânge. Introdus în stomac produce vărsături cu dureri mari şi moarte. Ca antidot se recomandă oxid de magneziu, sulfat de cupru şi altele.

[modifică] Legături externe

• ro Fosforul pe sistemul-periodic.go.ro