Fosfor

Fosfor
Siliciu ← Fosfor → Sulf N   15 P                                                                                                                                                                                                                                           P As Tabelul complet • Tabelul 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
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

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

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.

Alotropia

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

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 60^o sunt mici, indicând o tensionare considerabilă a moleculei, ceea ce ar explica marea reactivitate a fosforului alb.

Proprietăți chimice ale fosforului

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 O_2EXCES → 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

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.

Legături externe

• ro Fosforul pe sistemul-periodic.go.ro