Fósforo
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- Nota: Se procura pelo palito encabeçado por uma mistura combustível, geralmente fósforo, consulte Palito de fósforo.
O fósforo (grego φωσφόρος [phosphorus], portador de luz) é um elemento químico de símbolo P, número atômico 15 (15 prótons e 15 elétrons) e massa atómica igual a 31 u. É um sólido na temperatura ambiente, tendo sido descoberto em 1669 por Henning Brand.
É um não-metal multivalente pertencente à série química do nitrogênio (grupo 15 ou 5 A) que se encontra na natureza combinado, formando fosfatos inorgânicos, inclusive nos seres vivos. Não é encontrado no estado nativo porque é muito reativo, oxidando-se espontaneamente em contato com o oxigênio do ar atmosférico, emitindo luz (fenômeno da fosforescência).
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| Geral | |||||||||||||
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| Nome, símbolo, número | Fósforo, P, 15 | ||||||||||||
| Classe , série química | Não-metal , representativo (família do nitrogênio) | ||||||||||||
| Grupo, período, bloco | 15 (VA), 3, p | ||||||||||||
| Densidade, dureza | 1823 kg/m3 (273K), (ND) | ||||||||||||
| Cor e aparência | Incolor / vermelho / branco |
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| Propriedades atômicas | |||||||||||||
| Massa atómica | 30,973762(2) u | ||||||||||||
| Raio atómico calculado | 100 (98) picômetro | ||||||||||||
| Raio covalente | 106 pm | ||||||||||||
| Raio de van der Waals | 180 pm | ||||||||||||
| Configuração electrónica | [Ne]3s23p3 | ||||||||||||
| Elétrons por nível de energia | 2, 8, 5 | ||||||||||||
| Estado de oxidação (óxido) | ± 3, 5, 4 (levemente ácido) | ||||||||||||
| Estrutura cristalina | monoclínica | ||||||||||||
| Propriedades físicas | |||||||||||||
| Estado da matéria | sólido | ||||||||||||
| Ponto de fusão | 317,3 K | ||||||||||||
| Ponto de ebulição | 550 K | ||||||||||||
| Volume molar | 17,02×10-6 m3/mol | ||||||||||||
| Entalpia de vaporização | 12,129 kJ/mol | ||||||||||||
| Entalpia de fusão | 0,657 kJ/mol | ||||||||||||
| Pressão de vapor | 20,8 Pa (294 K) | ||||||||||||
| Velocidade do som | não disponível | ||||||||||||
| Considerações gerais | |||||||||||||
| Eletronegatividade | 2,19 (escala de Pauling) | ||||||||||||
| Calor específico | 769 J/kg*K | ||||||||||||
| Condutividade elétrica | 1,0×10-9omh-1 m-1 | ||||||||||||
| Condutividade térmica | 0,235 W/m*K | ||||||||||||
| 1ª Potencial de ionização | 1011,8 kJ/mol | ||||||||||||
| 2ª potencial de ionização | 1907 kJ/mol | ||||||||||||
| 3ª potencial de ionização | 2914,1 kJ/mol | ||||||||||||
| 4ª potencial de ionização | 4963,6 kJ/mol | ||||||||||||
| 5ª potencial de ionização | 6273,9 kJ/mol | ||||||||||||
| Isótopos mais estáveis | |||||||||||||
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| Unidades SI e CNTP, exceto onde indicado o contrário | |||||||||||||
Índice |
[editar] Características principais
O fósforo comum é um sólido ceroso de coloração branca apresentando um odor característico desagradável, porém incolor quando puro. Este não-metal é insolúvel em água e oxida-se espontaneamente em presença do ar, formando pentóxido de difósforo. Por isso, é armazenado submerso em água.
Existem várias formas alotrópicas do fósforo, sendo as mais comuns o fósforo branco e o fósforo vermelho, ambos formando estruturas tetraédricas de quatro átomos. O fósforo branco, extremamente tóxico e inflamável, é encontrado sob duas formas, alfa e beta , com uma temperatura de transição de - 3,8°C. Exposto a luz solar ou ao calor (300ºC) se transforma em fósforo vermelho com despreendimento de calor. Este é mais estável, menos volátil e tóxico que o branco e, diferente do que muitos pensam, é usado nas caixas de palitos de fósforos, não nos palitos em si. O fósforo vermelho inflama-se com o atrito que, por sua vez, acende o material inflamável do palito . O fósforo negro, um terceiro alótropo, apresenta uma estrutura similar ao grafite conduzindo a eletricidade, não inflama e é o mais denso dos três estados.
[editar] Aplicações
- O ácido fosfórico concentrado, que pode conter entre 70 e 75% de pentóxido (P2O5) é importante para a agricultura, já que forma os fosfatos empregados para a produção de fertilizantes.
- Os fosfatos são usados para a fabricação de cristais especiais para lâmpadas de sódio e no revestimento interno de lâmpadas fluorescentes.
- O fosfato monocálcio é utilizado como pó de confeite para bolos e outros produtos, em confeitarias.
- É importante para a produção de aço e bronze.
- O fosfato trisódico é empregado como agente de limpeza para amolecer a água e prevenir a corrosão da tubulação.
- O fósforo branco tem aplicações militares em bombas incendiárias e bombas de efeito moral.
- Também é usado em fósforos de segurança, pirotecnia, pastas de dente, detergentes, pesticidas e outros produtos.
[editar] Ação biológica
Os compostos de fósforo intervêm em funções vitais para os seres vivos, sendo considerado um elemento químico essencial. O fósforo tem relevante papel na formação molecular do ADN e do ARN, bem como do ATP, adenosina tri-fosfato. As células utilizam-no para armazenar e tranportar a energia na forma de fosfato de adenosina. Além disso, funciona como íons tampões, impedindo a acidificação ou alacalinização do protoplasma.
[editar] História
O fósforo — do latim phosphŏrus, e este do grego φωσφόρος, portador de luz — antigo nome do planeta Vênus, foi descobeto pelo alquimista alemão Hennig Brand em 1669, na cidade de Hamburgo, ao destilar uma mistura de urina e areia na procura da pedra filosofal. Ao evaporar a uréia obteve um material branco que brilhava no escuro e ardia com uma chama brilhante. Desde então, as substâncias que brilham na obscuridade, sem chama, passaram a ser chamadas de fosforescentes. Brand, a primeira pessoa conhecida a descobrir o elemento químico, manteve o fato em segredo; entretanto, um outro alquimista, o alemão Kunckel, redescobriu-o em 1677 e ensinou a Robert Boyle a forma de obtê-lo.
[editar] Abundância e obtenção
Devido a sua reatividade, o fósforo não é encontrado nativo na natureza, porém forma parte de numerosos minerais. A apatita é uma importante fonte de fósforo, existindo jazidas relevantes deste mineral em Marrocos, Rússia, EUA e em outros países.
A forma alotrópica branca pode ser obtida de várias maneiras. Uma delas é a obtenção do fosfato tricálcico a partir das rochas. Aquecido em um forno a 1450°C em presença de silica e carbono, o fosfato é reduzido a fósforo, que se libera na forma de vapor.
O fósforo branco obtido na forma de vapor é então condensado em água, evitando-se a presença de ar para que não inflame.
[editar] Precauções
O fósforo branco é extremamente venenoso - uma dose de 50 mg pode ser fatal - e muito inflamável, por isso, deve ser armazenado submerso em água. Em contato com a pele provoca queimaduras. A exposição contínua ao fósforo provoca a necrose da mandíbula.
O fósforo vermelho se inflama espontaneamente em presença de ar e não é tóxico, porém deve-se manuseá-lo com cuidado, já que pode transformar-se em fósforo branco e produzir emissões de vapores tóxicos se aquecido.
[editar] Outros dados
Encontra-se na sua maior parte nas rochas e se dissolve com a água da chuva, sendo levado até os rios e mares. Boa parte do fósforo de que precisamos são ingeridos quando nos alimentamos de peixe. Nossos ossos armazenam cerca de 750 g de fósforo sob a forma de fosfato de cálcio. A falta de fósforo provoca o raquitismo nas crianças e nos adultos tornando seus ossos quebradiços.
Com a morte das plantas e animais este fósforo retorna ao solo e é absorvido por novas plantas. Nas rochas fosfálicas é retirado o fosfato, usado em fertilizantes e na fabricação de detergentes. O uso doméstico desses detergente é a maior causa da poluição dos rios pelo fósforo. Mesmo a água tratada de esgotos, que volta aos rios, pode ainda conter fosfatos
