Fosfor

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Sari la navigare Sari la căutare
Fosfor
Phosphor.JPG
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 2820 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 44,15 °C ; 317,3 K
Punct de fierbere 280.5°C ; 553.65 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)
Prima energie de ionizare 1011,8 kJ/mol
A 2-a energie de ionizare 1907 kJ/mol
A 3-a energie de ionizare 2914,1 kJ/mol
A 4-a energie de ionizare 4963,6 kJ/mol
A 5-a energie de ionizare 6273,9 kJ/mol
A 6-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_6}}} kJ/mol
A 7-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_7}}} kJ/mol
A 8-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_8}}} kJ/mol
A 9-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_9}}} kJ/mol
A 10-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_10}}} kJ/mol
Cei mai stabili izotopi
Simbol AN T1/2 MD Ed PD
MeV
31P100%stabil cu 16 neutroni
Precauții
NFPA 704
Unitățile SI și condiții de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.

Fosforul (din cuvintele grecești „phos”= lumină și „pherein”= a purta) este un element din tabelul periodic având simbolul P și numărul atomic 15. Are mai multe forme alotrope. Fosforul este prezent în membrana celulară sub formă de fosfolipide și reprezintă o parte integrantă a acizilor nucleici din ADN (acidul dezoxiribonucleic), participând în structura acestuia. O altă sarcina care îi revine este cea de substanță-tampon în echilibru acido-bazic sanguin, ajutând la stabilizarea valorii pH în sânge. Conținutul de fosfor din corp este de aproximativ 600–700 g; un procent de aproximativ 90 % din această valoare se regăsește în oase.

Istoric[modificare | modificare sursă]

Fosforul a fost descoperit în anul 1669 de către alchimistul german Hennig Brand din Hamburg. Acesta supunea niște reziduuri de urină la un proces de calcinare în retortă, în absența aerului. Fosfații din urină sufereau un proces de reducere sub influența carbonului format prin piroliza resturilor organice conținute. Ulterior, J. Kunckel în Germania și R. Boyle în Anglia redescopereau procesul de obținere.

Hennig a descoperit proprietatea fosforului de a lumina în întuneric cu lumină albastră, numindu-l „foc rece”.

Lavoisier intuiește pentru prima dată că fosforul este un element chimic. I. Gahnn (1770), iar apoi Scheele (1777) semnalează prezența elementului în oase.

Răspândire[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[1].

Principalul mineral care conține fosfor este apatitul. Totodată se află în corpul plantelor și animalelor sub formă de combinații anorganice(carapacea scoicilor, oasele vertebratelor) și sub formă de compuși organici (anumite proteine, fosfatidil-lipide și compuși zaharonucleofosforici din sânge, creier, păr, fibre musculare, gălbenuș de ou, lapte)[2].

Alotropia[modificare | modificare sursă]

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

Structură atomică[modificare | modificare sursă]

Izotopi[modificare | modificare sursă]

Izotopii fosforului sunt utilizați in medicină.

Proprietăți[modificare | modificare sursă]

Proprietăți fizice[modificare | modificare sursă]

Fosforul alb este solubil în grăsimi (cu consecința toxicității), spre deosebire de fosforul roșu. Fosforul alb în stare solidă și lichidă are molecula formată din patru atomi de fosfor care ocupă vârfurile unui tetraedru regulat. Unghiurile de valență de 60° sunt mici, indicând o tensionare considerabilă a moleculei, ceea ce ar explica marea reactivitate a fosforului alb.

Proprietăți chimice[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 loc o combinare lentă cu S la temperatura camerei și energică la temperatură ridicată:P4+6S→2P2S3; P4+10S→2P2S5

Reacția fosforului cu metale conduce la 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

Compuși[modificare | modificare sursă]

În natura fosforul nu poate exista de unul singur, de aceea el formează compuși de apatit(Ca5(PO4)3F) și fosforit(Ca3(PO4)2).

Producere[modificare | modificare sursă]

În laborator[modificare | modificare sursă]

La scară industrială[modificare | modificare sursă]

Fosforul se obține prin reducerea sa, în absența aerului, din fosforită naturală, cu cărbune și cu nisip (SiO2), care formează CaSiO3 :

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 3CaSiO3 + 2P + 5CO[3]

Utilizare[modificare | modificare sursă]

Fosforul este folosit la prepararea acidului fosforic, a chibriturilor, acizilor bromhidric, iodhidric, halogenurilor de fosfor[4], etc. Fosforul (sub formă de fosfați) este unul dintre cei mai importanți trei nutrienți implicați în sinteza ATP[5]. Cea mai mare parte a acidului fosforic produs este utilizat pentru obținerea îngrășămintelor fosforice[6].

O proprietate utilizabilă a fosforului este inflamabilitatea. Inflamabilitatea fosforului este foarte mare și depinde de modificarea alotropică[7].

Cea mai activă substanță chimică, toxică și inflamabilă a fosforului alb („galben”), de aceea este foarte des utilizată (în bombe incendiare etc.)[8]..

Fosforul roșu este principala modificare produsă și consumată de industrie. Se folosește la producerea de chibrituri[9], explozivi, compuși incendiari[10], diferite tipuri de combustibil, precum și lubrifianți cu presiune extremă, ca produs de producție a lămpilor cu incandescență.

Rolul elementului în fiziologia animalelor[modificare | modificare sursă]

Fosforul se găsește ca fosfat mineral în principal in oase si dinți dar participă in toate reacțiile chimice si fiziologice din organism. Este prezent la nivelul nucleotidelor acizilor nucleici fosforilați cu grupe fosfat formând așa-numitele legături chimice macroergice.

În plasma sanguină se găsesc fosfați minerali corespunzător la un conținut de 4-5 mg de fosfor per decilitru de plasmă[11].

Toxicologie[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.

Note[modificare | modificare sursă]

  1. ^ Ripan, Ceteanu, p. 335
  2. ^ Ripan, Ceteanu, p. 335
  3. ^ Ripan, Ceteanu, p.336
  4. ^ Ripan, Ceteanu, p. 347-348
  5. ^ Phosphorus: Chemistry, Biochemistry and Technology, Sixth Edition, By D.E.C. Corbridge, pagina 955
  6. ^ Phosphoric Acid Industry: Problems and Solutions, edited by Michael Schorr, Benjamin Valdez, pagina ix
  7. ^ Bretherick's Handbook of Reactive Chemical Hazards, By L. Bretherick, pagina 1439
  8. ^ Bretherick's Handbook of Reactive Chemical Hazards, By L. Bretherick, pagina 1439
  9. ^ Industrial Chemistry, pagina 10-1396
  10. ^ An Evaluation of the Western Phosphate Industry and Its Resources (in Five ..., pagina 88
  11. ^ Mogoș Ianculescu, p. 158-159

Bibliografie[modificare | modificare sursă]

  • V Vasilescu, Biofizica medicală, Editura Didactică și Pedagogică, 1977
  • Raluca Ripan, I. Ceteanu, Manual de lucrări practice de chimie anorganică - vol I Metaloizi, Editura de stat Didactică și Pedagogică, București, 1961, p. 335 - 347
  • Constantin D. Albu, Maria Brezeanu, Mică enciclopedie de chimie, Editura Enciclopedică Română, 1974, p 24
  • D. Negoiu, Tratat de chimie anorganică, Editura Tehnică, vol.2, București, 1972
  • Raluca Ripan: Semimicroanaliza, Editura de Stat Didactică și Pedagogică, 1961
  • Linus Pauling, Chimie generală, Editura Științifică, București, 1972 (traducere din limba engleză)
  • Gheorghe Mogoș, Alexandru Ianculescu, Compendiu de anatomie și fiziologie a omului, Editura Științifică, 1970

Legături externe[modificare | modificare sursă]