Fosfor

PREUSMJERI Predložak:Infookvir kemijski element

Fosfor je pri sobnoj temperaturi kruta tvar. Pojavljuje se u tri alotropske modifikacije: kao bijeli, crveni i crni fosfor.

Nalazišta i dobivanje fosfora

Fosfor je jedini element 15. skupine periodnog sustava kojeg u prirodi nema u slobodnom stanju. Nalazi se u stijenama – u sastavu mnogih minerala i u tlu, gdje nastaje razgradnjom stijena ili biljnih ostataka. Poznato je oko 170 različitih minerala fosfora, od kojih su najvažniji fosforit (Ca₃(PO₄)₂) i apatit, budući su sirovine za proizvodnju fosfora i drugih fosfornih spojeva.

Fosfor je jedanaesti element po rasprostranjenosti u Zemljinoj kori. Ima ga oko 700ppm.

Mineral hidroksiapatit je glavni sastavni dio zubne cakline. Može prijeći u fluor-apatit reakcijom s fluoridnim anionima. Fluoridni anioni dodani vodi za piće i zubnoj pasti sprječavaju karijes, jer je fluorapatit slabije topljiv u kiselinama u ustima od hidroksiapatita.

Fosfor je potreban za razvoj živih organizama, koji ga sadrže u obliku raznih organskih spojeva i kalcijeva fosfata. U biljkama su ti spojevi prvenstveno u plodovima i zrnju, a kod kralježnjaka najviše u sastavu kostiju i zubi, zatim u mišićima, mozgu i živčanim stanicama. Kalcijeva fosfata ima mnogo i u naslagama izmeta ptica – guano, koji se rabi kao mineralno gnojivo. Maseni udio kalcijeva fosfata u kostima iznosi oko 60%.

Elementarni se fosfor dobiva redukcijom fosforita koksom uz silicijev dioksid u električnim pećima pri 1300-1450°C. Zbog visoke temperature u peći, fosfor se nalazi u obliku para koje se odvajaju od ugljikova(II) oksida kondenzacijom pod vodom. Dobiveni tekući fosfor se lijeva u kalupe, u kojima skrućivanjem nastaju šipke bijelog fosfora. Produljenim grijanjem bijelog fosfora bez pristupa zraka nastaje crveni fosfor.

Fizikalna i kemijska svojstva fosfora

Pojavljuje se u više alotropskih formacija, od kojih svaka ima svoja fizikalna svojstva.

Bijeli fosfor (P₄)

To je poluprozirna, bezbojna krutina koja s vremenom požuti zbog formiranja stabilnije konfiguracije crvenog fosfora u tragovima. Čuva se ispod vode. Na zraku pokazuje kemiluminiscenciju i pirofornost, goreći otprilike na oko 2.750 Celzijevih stupnjeva na zraku toplijeg od 30 stupnjeva.. Fosforescencija, koja je kao i fosfor dobila ime po grčkoj riječi Φωσφόρος, posve je drukčiji proces i nije odgovorna za njegovo svijetljenje.

Vrlo je raširen u vojnoj uporabi kao efikasna dimna zavjesa, i kao zapaljivo sredstvo pri ubijanju ljudskih meta.

Bijeli fosfor je građen od četveroatomnih molekula koje imaju oblik pravilnog tetraedra. Atomi fosfora su u vrhovima tetraedra i svaki se veže s još tri atoma fosfora jednostrukim kovalentnim vezama. Gotovo se nikako ne otapa u vodi, ali je dobro topljiv u ugljikovom disulfidu. Vrlo je reaktivan, pa se fino razdijeljen spontano zapali na zraku već pri sobnoj temperaturi, a u većim komadima iznad 60 °C. Da bi se spriječilo samozapaljenje, bijeli fosfor se čuva u destiliranoj vodi.

Zbog svoje samozapaljivosti upotrebljava se u vojne svrhe za punjenje granata i avionskih požarnih bombi. Pri eksploziji granata ili bombe, komadići fosfora padaju na razne objekte, zapale ih i izazivaju požar.

Bijeli fosfor je jak otrov i gori na esktremno visokoj temperaturi, pa za čovjeka toksična, smrtonosna doza iznosi samo 50 mg. Za dokazivanje tragova bijelog fosfora pri trovanju u analitičkoj se kemiji koristi upravo pojava kemiluminiscencije. Fosfor na koži izaziva opekotine koje se teško liječe, a progutan se ponaša kao sistemski otrov. Kronično izlaganje bijelom fosforu dovodi do osteonekroze vilice, između ostalog.

Burno reagira s halogenim elementima i ostalim oksidirajućim tvarima.

Sagorijevanjem fosfora nastaje bijeli gusti dim fosforovog(V) oksida:

P_4(s) + 5 O_2(g) --> P₄O_10(s)

Dim odmah reagira s vodenom parom u zraku i stvara gustu maglu fosforne kiseline.

Crveni fosfor (P_4(n)) je krutina čija nijansa boje varira između crvene i ljubičaste i ovisi o veličini čestica. Stabilan je na suhom zraku, a na vlažnom se nakon par godina namoči fosfornom kiselinom.

Dobiva se duljim grijanjem bijelog fosfora na temperaturi iznad 260 °C, bez nazočnosti zraka. Praktično je netopljiv u svim otapalima. Zapaljiv je i tijekom gorenja djelomice prelazi u bijelu modifikaciju.

Njegova polimerna lančana molekula sastavljena je od molekula P₄.

Ljubičasti fosfor može se dobiti popuštanjem (proces suprotan kaljenju) crvenog fosfora iznad 550 °C tijekom jednog dana. 1865. godine Hittorf je otkrio da ga je moguće iskristalizirati iz taline olova. Nije otrovan.

Crni fosfor ima složenu, polimernu, slojevitu strukturu sličnu grafitu, poluvodičkih je svojstava, a nastaje kao i crveni fosfor, zagrijavanjem bijelog fosfora bez pristupa zraka, ali pod visokim tlakom od 12000 do 35000 bara, ovisno o temperaturi. Predstavlja još složeniju polimernu molekulu od crvenog fosfora i postojan je samo pri visokom tlaku. Na zraku se prekrije tankim slojem fosforne kiseline zbog čega ga je relativno teže zapaliti od ostalih modifikacija. Nije otrovan.

Spojevi

Industrijski najvažniji spoj fosfora je fosforna kiselina koja se dobiva iz fosforovog(V) oksida.

Kalcijev fosfat (fosforit) u prirodi nastaje kao produkt djelovanja fosforne kiseline iz bioloških ostataka na kalcit; nastaje i trošenjem apatita.

Fosforna mineralna gnojiva

Fosfor uz dušik i kalij spada u biogene elemente neophodne za razvoj biljaka. Kako često u tlu nedostaje, valja ga dodavati u obliku mineralnih gnojiva.

Prirodni fosfati (fosforit, apatit, guano /izmet ptica/ i dr.) uglavnom se sastoje od kalcijeva fosfata, koji je netopljiv u vodi, pa ga biljke ne mogu iskorištavati. Zato se kalcijev fosfat reakcijom sa sumpornom ili fosfornom kiselinom pretvara u vodi topljivi kalcijev dihidrogenfosfat. Na taj se način dobivaju umjetna gnojiva poznata pod nazivom superfosfat i tripleks.

Tripleks ili trostruki kalcijev dihidrogenfosfat je pogodnije gnojivo od superfosfata jer se njime u zemljište ne unosi nepotrebni netopljivi gips (CaSO₄ x 2 H₂O) kojeg ima u superfosfatu.

Da bi se zadovoljile potrebe biljaka ne samo za fosforom, nego istodobno i za dušikom i kalijem, najčešće se rabe složena gnojiva, kao što je "NPK". Sadržaj hranjivih elemenata dušika (N), fosfora (P) i kalija (K) iskazuje se kao maseni omjer dušika, fosforova oksida i kalijeva oksida (N : P₂O₅ : K₂O). Taj se omjer naziva formulacija gnojiva i može biti vrlo različit, što ovisi o vrsti zemljišta i biljnim kulturama.

Za pravilnu upotrebu mineralnih gnojiva mora se uvijek imati u vidu zakon minimuma. Taj je zakon postavio sredinom 19. stoljeća njemački kemičar Justus von Liebig. Prema njemu, urod određene biljne kulture ovisi o najmanje zastupljenom elementu u tlu, a povećano dodavanje jednog elementa ne može nadoknaditi manjak drugog elementa.

Zanimljivosti

Fosforovo svojstvo samozapaljivosti možemo objasniti gorenjem obične žigice. Glavica žigice sastoji se od smjese kalijeva klorata, antimonova sulfida, staklenog praha i ljepila. Površina kutije žigica, dio o koji se tare glavica pri paljenju, prekrivena je smjesom crvenog fosfora, antimonova sulfida i ljepila. Trenjem glavice o površinu kutije stvara se toplina zbog koje mala količina crvenog fosfora prelazi u bijeli, koji se zatim na zraku sam zapali. Taj se plamen prenese na glavicu žigice i na kraju se zapali i samo drvce.

Fosfor je 1669. prvi otkrio i izolirao njemački alkemičar Hennig Brandt, tragajući za "kamenom mudrosti". Suhom destilacijom uparenih ostataka trule mokraće dobio je malu količinu bijelog fosfora.

Izvor

Udžbenik za treći razred gimnazije „Anorganska kemija“, Sandra Habuš – Dubravka Stričević – Vera Tomašić. Izdavač: PROFIL INTERNATIONAL, tisak: tiskara Meić, Uporabu udžbenika odobrilo je Ministarstvo prosvjete i športa Republike Hrvatske rješenjem KLASA: *, od 3. Srpnja 1998.g.
http://www.levity.com/alchemy/phosphor.html