Fosfor

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Salt la: Navigare, căutare
Fosfor
SiliciuFosforSulf
N
  Monoclinic.png

15
P
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
P
As
Tabelul completTabelul extins
Informații generale
Nume, Simbol, Număr Fosfor, P, 15
Serie chimică nemetale
Grupă, Perioadă, Bloc 15, 3, p
Densitate 1823 kg/m³
Culoare alb/roșu/negru
Număr CAS 7723-14-0
Număr EINECS 231-768-7
Proprietăți atomice
Masă atomică 30,973761 u
Rază atomică 100 (98) pm
Rază de covalență 106 pm
Rază van der Waals 180 pm
Configurație electronică [Ne] 3s2 3p3
Electroni pe nivelul de energie 2, 8, 5
Număr de oxidare ±3, 5, 4
Oxid acid slab
Structură cristalină monoclinică
Proprietăți 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
Forță magnetică
Informații 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 potențial de ionizare 1011,8 kJ/mol
Al 2-lea potențial de ionizare 1907 kJ/mol
Al 3-lea potențial de ionizare 2914,1 kJ/mol
Al 4-lea potențial de ionizare 4963,6 kJ/mol
Al 5-lea potențial de ionizare 6273,9 kJ/mol
Al 6-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_6}}} kJ/mol
Al 7-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_7}}} kJ/mol
Al 8-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_8}}} kJ/mol
Al 9-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_9}}} kJ/mol
Al 10-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_10}}} kJ/mol
Cei mai stabili izotopi
Simbol AN T1/2 MD Ed PD
MeV
31P 100% stabil cu 16 neutroni
Precauții
NFPA 704
Unitățile SI și condiții de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.

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

Localizare[modificare | modificare sursă]

Fosforul nu poate exista liber în natură deoarece are o mare afinitate pentru oxigen. Se găsește numai sub formă de compuși, mai ales fosfați. Principalul mineral care conține fosfor este apatita. Totodată se află în corpul plantelor și animalelor sub formă de combinații anorganice(carapacea scoicilor, oasele vertebratelor) și sub formă de compuși organici(sânge, creier, păr, fibre musculare, gălbenuș de ou, lapte).

Descoperire[modificare | modificare sursă]

Fosforul a fost descoperit în anul 1669 de către alchimistul german Hennig Brand din Hamburg. Acesta a supus niște reziduuri de urină la un proces de calcinare în retortă, în absența aerului. Fosfații din urină au suferit un proces de reducere sub influența carbonului format prin pirogenarea resturilor organice conținute. Hennig a descoperit proprietatea fosforului de a lumina în întuneric cu lumină albastră, numindu-l ”foc rece”. Denumirea de ”fosfor” provine de la termenul de origine greacă ”phosphorus”, ce înseamnă ”purtător de lumină”. Ulterior, J.Kunckel în Germania și R.Boyle în Anglia redescoperă procesul de obținere. A. Lavoisier intuiește pentru prima dată că fosforul este un element chimic. I.Gahnn (1770), iar apoi Scheele (1777) semnalează prezența elementului în oase.

Alotropia[modificare | modificare sursă]

Fosforul apare în mai multe modificații alotrope fundamentale, cum ar fi: fosfor alb, roșu, negru, cele mai importante forme fiind fosforul alb și fosforul roșu.

Proprietăți fizice. Structura fosforului alb[modificare | modificare sursă]

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

Proprietăți chimice ale fosforului[modificare | modificare sursă]

Spre deosebire de celelalte forme alotrope, fosforul alb este mult mai reactiv. Se aprinde ușor în aer și arde cu flacără gălbuie, formând pentaoxidul de fosfor(P2O5), formula moleculară corectă fiind P4O10:P4 + 5 O2EXCES → P4O10. Datorită ușurinței de aprindere, fosforul alb se păstrează sub apă.Acesta luminează verzui și foarte slab în întuneric, în prezența oxigenului din aer și a umidității. Fenomenul este cauzat de oxidarea produșilor inferiori de oxidare ai fosforului(P2O5→P4O10), fenomen numit chimioluminiscență. Cu F, Cl, si Br reacționează cu aprindere sau explozie, iar cu I mai lent:P4 + 6 Cl2→4PCl3; P4 + 10Cl2→4PCl5

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

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

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

Proprietățile fiziologice ale fosforului[modificare | modificare sursă]

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

Bibliografie[modificare | modificare sursă]

  • V Vasilescu Biofizica medicala EDP 1977

Legături externe[modificare | modificare sursă]