Fosfor

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie

Fosfor


Atomové číslo	15
Relativní atomová hmotnost	30,973 amu
Elektronová konfigurace	[Ne] 3s² 3p³
Skupenství	Pevné
Teplota tání	44,2 °C (317,3 K)
Teplota varu	277 °C (550 K)
Elektronegativita (Pauling)	2,19
Hustota	1,823 g/cm³ (bílý)
Hustota	2,34 g/cm³ (červený)
Hustota	2,69 g/cm³ (černý)

Fosfor, chemická značka P (lat. Phosphorus) je nekovový chemický prvek, poměrně hojně se vyskytující v zemské kůře, který má zároveň důležitou roli i ve stavbě živých organizmů

Obsah

1 Základní fyzikálně - chemické vlastnosti
2 Výskyt v přírodě
3 Výroba, vlastnosti a využití
- 3.1 Slitiny
4 Sloučeniny

[editovat] Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

Fosfor je nekovový prvek, vyskytující se v přírodě pouze ve formě sloučenin. V nich se běžně setkáváme s fosforem v mocenství P⁺⁵, ale existují sloučeniny, v nichž se fosfor vyskytuje v mocenství P^-3, P⁺³ i P⁺⁴.

Elementární fosfor se vyskytuje ve 3 alotropních modifikacích – bílý, červený a černý fosfor.

Historicky byl fosfor poprvé izolován alchymistou Heningem Brandtem v roce 1669 destilací lidské moči. Robert Boyle tento způsob v roce 1680 zdokonalil a v následujících letech připravil oxid fosforečný a kyselinu fosforečnou.

[editovat] Výskyt v přírodě

V přírodě se setkáme pouze se sloučeninami fosforu (ojedinělý a pochybný nález minerálu fosforu je uváděn z meteoritu nalezeném v Townshipské salině v Kansasu v USA). V zemské kůře se fosfor vyskytuje poměrně hojně, je celkově 11. prvkem v pořadí výskytu a jeho koncentrace se průměrně odhaduje na 1 – 1,2 g/kg. V mořské vodě je jeho koncentrace velmi nízká, pouze 0,07 mg P/l, ve vesmíru připadá na jeden atom fosforu pouze přibližně 3 000 000 atomů vodíku.

Nejdůležitějším minerálem s obsahem fosforu je směsný fosforečnan vápenatý - apatit, jehož složení lze vyjádřit jako: Ca₅(PO₄)₃X (X = OH, F, Cl). Apatit slouží jako základní surovina pro výrobu fosforu a především jeho sloučenin. Hlavní oblasti těžby leží v Rusku (poloostrov Kola), Maroku a v USA.

Dalšími minerály s obsahem fosforu jsou např. fosforit Ca₃(PO₄)₂ nebo fluoroapatit Ca₃(PO₄)₂F.

Dále se fosfor vyskytuje ve všech živých organizmech na Zemi, je především uložen v kostech a zubech, ale je složkou důležitých organických molekul jako DNA a RNA, energetických přenašečů (ADP, ATP) a je obsažen ve většině tuků, neboli lipidů.

[editovat] Výroba, vlastnosti a využití

Základem průmyslové výroby elementárního fosforu je redukce fosforečnanů koksem (uhlíkem) za přítomnosti křemenného písku podle rovnice:

2 Ca₃(PO₄)₂ + 6 SiO₂ + 10 C → P₄ + 6 CaSiO₃ + 10 CO

Fosfor za vysoké teploty v tavenině těká jako molekula P₄ a je zachycován po kondenzaci ve vodě jako bílý fosfor.

Vlastnosti a použití fosforu je silně závislé na alotropní formě, ve které se fosfor právě vyskytuje.

Bílý fosfor je měkký, značně toxický a na vzduchu samovznětlivý. Ve tmě jeho páry fosforeskují (samovolně vydávají slabě světelné záření). Pro dlouhodobější uchovávání musí být ponořen ve vodě, která zabrání jeho samovolnému vzplanutí. Je nerozpustný ve vodě, ale dobře se rozpouští v sirouhlíku CS₂.
- Schopnost samovznícení bílého fosforu při styku se vzduchem se v polovině minulého století využívalo k výrobě samozápalných leteckých pum a dělostřeleckých granátů. Zákeřnost těchto zbraní spočívala v tom, že hořící fosfor způsobuje mimořádně těžké popáleniny a zároveň je velmi obtížné jej uhasit (jediný spolehlivý způsob je ponoření do vody). Dnes jsou tyto bestiální zbraně přísně zakázány.
- Toxických vlastností bílého fosforu se dodnes využívá při výrobě jedovatých nástrah na krysy a jiné hlodavce.

Červený fosfor vzniká zahřátím bílého fosforu na 250 ºC v uzavřené nádobě pod tlakem v inertním prostředí. Červený fosfor je na vzduchu neomezeně stálý, má teplotu tání 597 °C a není jedovatý.
- Přesto, že není samovznětlivý, je červený fosfor schopen vzplanout při silnějším lokálním zahřátí, vyvolaném např. mechanickým třením. Díky této vlastnosti je červený fosfor dodnes základní surovinou pro výrobu běžných kuchyňských zápalek. Zároveň se tyto vlastnosti uplatní při výrobě různých pyrotechnických potřeb – zápalky, roznětky a další.

Černý fosfor je velmi stálý a svými fyzikálními vlastnostmi připomíná spíše kovy. Má kovový lesk, je tepelně i elektricky dobře vodivý. Vzniká zahříváním červeného fosforu pod tlakem na teploty přes 400 ºC.

[editovat] Slitiny

Elementární fosfor se v menším množství přidává do slitin kovů pro úpravu jejich fyzikálních vlastností. Jeho přítomnost ve slitinách značně zvyšuje tvrdost výsledného produktu. Významné je legování fosforu do stříbrných pájek a bronzů, ale i některých speciálních ocelí.

[editovat] Sloučeniny

Fosfor se vyskytuje ve velké řadě různých anorganických i organických sloučenin. Z řady anorganických sloučenin mají z hlediska praktického využití největší význam:

Kyselina fosforečná H₃PO₄ je poměrně silnou trojsytnou minerální kyselinou. Vyrábí se spalováním elementárního fosforu v přítomnosti vodní páry. Koncentrovaná kyselina fosforečná je těžká, viskosní kapalina s velmi vysokým bodem varu. Tvoří celkem 3 řady solí - fosforečnany (PO₄)^3-, hydrogenfosforečnany (HPO₄)^2- a dihydrogenfosorečnany (H₂PO₄)^-.

Převážná část vytěžených fosfátů (fosforečnanů) nalézá uplatnění jako průmyslová hnojiva. Nejvíce používaná jsou přitom vápenato-fosfátová hnojiva, např. široce používaný Superfosfát má za základ dihydrogenfosforečnan vápenatý Ca(H₂PO₄)₂, který je vodou dobře rozpustný a rychle se vstřebává do půdy. Hydrogenfosforečnan vápenatý CaHPO₄ je označuje trojitý superfosfát, je méně rozpustný a do půdy přechází postupně po delší dobu. Samotný fosforečnan vápenatý Ca₃(PO₄)₂ je ve vodě prakticky nerozpustný slouží jako surovina pro výrobu výše jmenovaných hnojiv:

Ca₃(PO₄)₂ + 2 H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2 CaSO₄

Vápenaté a sodné fosforečnany se přidávají do zubních past. Slouží jako součást odrezovacích roztoků pro odstraňování korozních produktů z povrchu železných konstrukcí, protože velmi snadno reagují s oxidem železitým.

Sodné soli kyseliny fosforečné se uplatňují jako součást prášků na praní nebo prostředků na mytí nádobí v automatických myčkách pro změkčení vody (Na₃ PO₄), dále v potravinářství při výrobě sýrů a nakládání šunky Na₂HPO₄. Jejich přítomnost ve vodě má také antikorozivní účinky a přidávají se do cirkulačních vod pro vytápění (ústřední topení, průmyslové vyhřívací okruhy).

Fosforečnany amonné (NH₄)₂HPO₄ a NH₄H₂PO₄ slouží v zemědělství jako velmi účinná hnojiva. Přidávají se také jako samozhášecí přísada do celulózy s cílem zmenšit hořlavost výsledných výrobků (divadelní kulisy).

Oxid fosforečný se vyskytuje ve formě dvouatomových molekul jako P₄O₁₀. Reakcí s vodou vznikají různé formy fosforečných kyselin. V praxi se používá pro sušení plynů, protože velmi ochotně a rychle absorbuje i stopy vodních par.

Sloučeniny s vodíkem jsou jedovaté a značně reaktivní. Fosfan PH₃ je jedovatý plyn se zápachem po česneku, difosfan P₂H₄ je samozápalná kapalina.

*Periodická tabulka chemických prvků*
1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
H	(přehled)																He
Li	Be											B	C	N	O	F	Ne
Na	Mg											Al	Si	P	S	Cl	Ar
K	Ca	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
Rb	Sr	Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
Cs	Ba	*	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
Fr	Ra	**	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Uub	Uut	Uuq	Uup	Uuh	Uus	Uuo

*Lanthanoidy			La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu
**Aktinoidy			Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr

Skupiny prvků: Kovy - Nekovy - Polokovy - Blok s - Blok p - Blok d - Blok f