FOSFOR: HISTORIA, WŁAŚCIWOŚCI, BUDOWA, POZYSKIWANIE, ZASTOSOWANIA - CHEMIA - 2026

Luminofor jest pierwiastek niemetaliczny, który jest reprezentowany poniższym chemicznym symbolu P i ma liczbę atomową 15. To ma trzy podstawowe formy alotropowe biały, czarny i czerwony fosfor. Biały fosfor jest fosforyzujący, spala się samorzutnie pod wpływem powietrza i jest również silnie trujący.

Fosfor biały w temperaturze 250 ° C zmienia się w fosfor czerwony; nierozpuszczalna, polimerowa forma, która nie pali się w powietrzu. W wysokich temperaturach i ciśnieniach, a także w obecności lub przy braku katalizatorów, uzyskuje się fosfor czarny, który przypomina grafit i jest dobrym przewodnikiem prądu elektrycznego.

Fosfor biały przechowywany w butelce z wodą. Źródło: W. Oelen

Fosfor został po raz pierwszy wyizolowany przez H. Branda w 1669 r. Do tego użył moczu jako źródła tego pierwiastka. W 1770 r. W. Scheele odkrył, że może również izolować fosfor z kości.

Później, dzięki stworzeniu przez J. Burgessa Readmana (1800) pieca elektrycznego, skały fosforanowe stały się głównym źródłem produkcji fosforu z obecnego w nich minerału fluoroapatytu.

Fosfor jest dwunastym najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem w skorupie ziemskiej i stanowi 0,1% jego wagi. Ponadto jest to szósty element w obfitości w ludzkim ciele; skoncentrowany głównie w kościach w postaci hydroksyloapatytu.

Jest zatem niezbędnym pierwiastkiem dla istot żywych, stając się jednym z trzech głównych składników odżywczych roślin. Fosfor jest częścią struktury chemicznej kwasów nukleinowych; związków magazynujących energię (ATP), koenzymów; i ogólnie, związków metabolizmu.

Historia

- Odkrycie

W moczu

Obraz Josepha Wrighta z Derby ilustrujący odkrycie fosforu. Źródło: Joseph Wright z Derby

Fosfor został wyizolowany przez Henninga Branda w 1669 roku, będąc pierwszym człowiekiem, który wyizolował pierwiastek. Brand był niemieckim alchemikiem z Hamburga i udało mu się uzyskać związek fosforu z moczu. Aby to zrobić, zebrał mocz z 50 wiader i pozwolił mu się rozłożyć.

Brand następnie odparował mocz i uzyskał czarnawą pozostałość, którą trzymał przez kilka miesięcy. Do tego dodał piasek i podgrzał go, usuwając gazy i oleje. W końcu uzyskał białą substancję stałą, która świeciła na zielono w ciemności, którą nazwał „zimnym ogniem”.

Termin „fosfor” przypadkowo pochodzi od greckiego słowa „fosfor”, które oznacza nośnik światła.

Brand nie publikował wyników swoich eksperymentów i sprzedawał je różnym alchemikom, w tym: Johannowi Kraftowi, Kunckelowi Lowensternowi i Wilhelmowi Leibnizowi. Prawdopodobnie część z nich zgłosiła prace Branda do Paryskiej Akademii Nauk, rozpowszechniając w ten sposób swoje badania.

Jednak Brand w rzeczywistości nie wyodrębnił fosforu, ale fosforan amoniaku i sodu. W 1680 roku Robert Boyle udoskonalił procedurę Branda, dzięki której był w stanie uzyskać alotropową formę fosforu (P ₄ ).

W kościach

Johan Gottlieb Gahn i Carl Wihelm Scheele ustalili w 1769 r., Że w kościach znaleziono związek fosforu, fosforan wapnia. Odtłuszczone kości zostały poddane procesowi trawienia mocnymi kwasami, np. Kwasem siarkowym.

Następnie produkt fermentacji ogrzewano w stalowych zbiornikach z węglem i węglem, uzyskując w ten sposób fosfor biały przez destylację w retortach. Kości były głównym źródłem fosforu do 1840 roku, kiedy to zastąpiono je w tym celu guanem.

W guano

Guano to mieszanka ptasich odchodów i produktów rozkładu ptaków. W XIX wieku był używany jako źródło fosforu i nawozów.

- Rozwój przemysłowy

Skały fosforowe zaczęto wykorzystywać w 1850 r. Jako źródło fosforu. To, wraz z wynalezieniem przez Jamesa Burgessa Readmana (1888) elektrycznego pieca do kalcynowania skał, uczyniło PR głównym surowcem do produkcji fosforu i nawozów.

W 1819 r. Powstały fabryki zapałek, co zapoczątkowało przemysłowy rozwój wykorzystania fosforu.

Fizyczne i chemiczne właściwości

Wygląd

W zależności od formy alotropowej może być bezbarwny, woskowobiały, żółty, szkarłatny, czerwony, fioletowy lub czarny.

Masa atomowa

30,973 u

Liczba atomowa (Z)

piętnaście

Temperatura topnienia

Fosfor biały: 44,15 ° C

Fosfor czerwony: ~ 590 ºC

Temperatura wrzenia

Fosfor biały: 280,5 ° C

Gęstość (temperatura pokojowa)

Biały: 1823 g / cm ³

Czerwony: 2,2-2,34 g / cm ³

Fiolet: 2,36 g / cm ³

Czarny: 2,69 g / cm ³

Ciepło topnienia

Fosfor biały: 0,66 kJ / mol

Ciepło parowania

Fosfor biały: 51,9 kJ / mol

Molowa pojemność kaloryczna

Fosfor biały: 23,824 J / (mol.K)

Stany utleniania

-3, -2, -1, +1, +2, +3 , +4 i +5

W zależności od elektroujemności pierwiastków, z którymi jest połączony, fosfor może wykazywać stopień utlenienia +3 lub -3. Fosfor, w przeciwieństwie do azotu, ma tendencję do reagowania preferencyjnie na stopniu utlenienia +5; tak jest w przypadku pięciotlenku fosforu (P ₂ O ₅ lub P ₂ ⁵⁺ O ₅ ²⁺ ).

Elektroujemność

2.19 w skali Paulinga

Energia jonizacji

-Pierwszy: 1,101 kJ / mol

-Druga: 2190,7 kJ / mol

-Trzecie: 2914 kJ / mol

Przewodność cieplna

Fosfor biały: 0,236 W / (mK)

Luminofor czarny: 12,1 W / (mK)

Pokazano, jak czarny fosfor przewodzi prawie sześć razy więcej ciepła niż biały fosfor.

Porządek magnetyczny

Luminofory biały, czerwony, fioletowy i czarny są diamagnetyczne.

Izotopy

Fosfor ma 20 izotopów, z których główne to: ³¹ P, jedyny stabilny izotop w 100%; ³² emiter izotopu P β ^- i okres półtrwania 14,28 dnia; i ³³ P, izotop emitujący β ^- z okresem półtrwania 25,3 dni.

Fosforescencja

Biały fosfor jest fosforyzujący i w ciemności emituje zielone światło.

Zmiany alotropowe

Biały fosfor jest niestabilny i zmienia się w temperaturach bliskich 250ºC do postaci polimerycznej znanej jako czerwony fosfor, który może zmieniać się od pomarańczowego do fioletowego. Jest to substancja bezpostaciowa, ale może stać się krystaliczna; nie świeci w ciemności ani nie pali się w powietrzu.

Biały fosfor w wysokich temperaturach i ciśnieniach lub w obecności katalizatorów przekształca się w postać polimeryczną inną niż fosfor czerwony: fosfor czarny. Jest to krystaliczna substancja koloru czarnego, obojętna, podobna do grafitu, która ma zdolność przewodzenia prądu.

Rozpuszczalność

Biały fosfor w czystej postaci jest nierozpuszczalny w wodzie, chociaż można go rozpuszczać w siarczku węgla. Tymczasem luminofory czerwone i czarne są nierozpuszczalne w wodzie i są mniej lotne niż fosfor biały.

Reaktywność

Fosfor spontanicznie spala się w powietrzu, tworząc P ₂ O _5, który z kolei może reagować z trzema cząsteczkami wody, tworząc kwas ortofosforowy lub fosforowy (H ₃ PO ₄ ).

Pod wpływem gorącej wody powstają fosfina (PH ₃ ) i tlenki fosforu.

Kwas fosforowy działa na skały fosforanowe, powodując dwuwodorofosforan wapnia lub superfosfat.

Może reagować z halogenami, tworząc halogenki PX ₃ , gdzie X oznacza F, Cl, Br lub I; lub halogenki o wzorze PX ₅ , gdzie X oznacza F, Cl lub Br.

Podobnie fosfor reaguje z metalami i metaloidami, tworząc fosforki oraz z siarką, tworząc różne siarczki. Z drugiej strony wiąże się z tlenem, tworząc estry. W ten sam sposób łączy się z węglem, tworząc organiczne związki fosforu.

Struktura i konfiguracja elektroniczna

- Linki i jednostka czworościenna

Atomy fosforu mają następującą konfigurację elektroniczną:

3 s ^{2 3} p ³

Dlatego ma pięć elektronów walencyjnych, podobnie jak azot i inne pierwiastki z grupy 15. Ponieważ jest to pierwiastek niemetaliczny, jego atomy muszą tworzyć wiązania kowalencyjne, aż do zakończenia oktetu walencyjnego. Azot osiąga to, ustanawiając się jako dwuatomowe cząsteczki N ₂ , z potrójnym wiązaniem N≡N.

To samo dzieje się z fosforu Dwa z jej wiązań atomów P z potrójnym wiązaniem z postaci P ₂ cząsteczki , P≡P; to znaczy difosforowy alotrop. Jednak fosfor ma większą masę atomową niż azot, a jego orbitale 3p, bardziej rozproszone niż 2p azotu, zachodzą na siebie mniej skutecznie; dlatego P ₂ istnieje tylko w stanie gazowym.

Zamiast tego, w temperaturze pokojowej atomy P wolą organizować kowalencyjnie w inny sposób: w tetraedrycznej cząsteczce P ₄ :

Jednostki molekularne P4 w białych kryształach fosforu. Źródło: Benjah-bmm27 za pośrednictwem Wikipedii.

Zauważ, że na powyższym obrazku wszystkie atomy P mają trzy pojedyncze wiązania zamiast jednego potrójnego wiązania. W ten sposób luminofor w P ₄ uzupełnia swój oktet walencyjny. Jednak w P ₄ występuje napięcie w wiązaniach PP, ponieważ ich kąty są dalekie od 109,5 ° dla nieuzbrojonego oka.

- Allotropy

Fosfor biały

Ten sam obraz jednostek P ₄ i ich niestabilności wyjaśniają, dlaczego biały fosfor jest najbardziej niestabilnym alotropem tego pierwiastka.

Funkcja P ₄ jednostek są umieszczone w przestrzeni, aby określić kryształ bcc (faza α) w normalnych warunkach. Gdy temperatura spada do -77,95 ° C, kryształ bcc przekształca się w hcp (przypuszczalnie), gęstszy (faza β). Oznacza to, że P ₄ urządzenia są ustawione w dwóch naprzemiennych warstw A i B, do utworzenia ABAB … sekwencji.

Fosfor czerwony

Struktura przypominająca łańcuch dla czerwonego fosforu. Źródło: Gabriel Bolívar.

Na powyższym obrazku pokazano tylko niewielki fragment struktury czerwonego fosforu. Ponieważ te trzy jednostki są ustawione „symetrycznie”, można powiedzieć, że jest to struktura krystaliczna, którą uzyskuje się przez ogrzewanie tego luminoforu powyżej 250 ° C.

Jednak czerwony fosfor w większości składa się z amorficznej substancji stałej, więc jego struktura jest niechlujna. Następnie łańcuchy polimerowe P4 _byłyby ułożone bez widocznego wzoru, niektóre powyżej, a inne poniżej tej samej arbitralnej płaszczyzny.

Zauważ, że jest to główna różnica strukturalna między fosforem białym i czerwonym: w pierwszym przypadku _P4 występują indywidualnie, aw drugim tworzą łańcuchy. Jest to możliwe, ponieważ jedno z wiązań PP w czworościanie jest przerywane, aby związać się z sąsiednim czworościanem. W ten sposób zmniejsza się napięcie pierścienia, a czerwony fosfor zyskuje większą stabilność.

Gdy występuje mieszanina obu alotropów, jest podawana do oka w postaci żółtego luminoforu; mieszanina tetraedrów i amorficznych łańcuchów fosforowych. W rzeczywistości biały fosfor zmienia kolor na żółtawy pod wpływem promieni słonecznych, ponieważ promieniowanie sprzyja zerwaniu wspomnianego już wiązania PP.

Luminofor fioletowy lub Hittorf

Budowa molekularna fioletowego fosforu. Źródło: Kadm z angielskiej Wikipedii

Fosfor fioletowy to ostateczna ewolucja fosforu czerwonego. Jak widać na powyższym obrazku, nadal składa się z łańcucha polimerowego; ale teraz struktury są bardziej skomplikowane. Wydaje się, że jednostką konstrukcyjną nie jest już P _4, ale P ₂ , ułożone w taki sposób, że tworzą nieregularne pięciokątne pierścienie.

Pomimo tego, jak wygląda asymetryczna struktura, te łańcuchy polimerowe potrafią układać się wystarczająco dobrze i okresowo, aby fioletowy luminofor tworzył jednoskośne kryształy.

Fosfor czarny

Struktura czarnego luminoforu widziana pod różnymi kątami. Źródło: Benjah-bmm27.

I wreszcie mamy najbardziej stabilny alotrop fosforu: czarny. Jest przygotowywany przez ogrzewanie białego fosforu pod ciśnieniem 12 000 atm.

Na górnym obrazku (poniżej) widać, że jego struktura, z wyższej płaszczyzny, jest do pewnego stopnia podobna do grafitu; jest to czysta sieć sześciokątnych pierścieni (nawet jeśli wyglądają jak kwadraty).

W lewym górnym rogu obrazu to, co zostało właśnie skomentowane, można lepiej docenić. Molekularne otoczenie atomów P to piramidy trygonalne. Zwróć uwagę, że konstrukcja widziana z boku (prawy górny róg) jest ułożona w warstwach, które pasują do siebie.

Struktura czarnego fosforu jest dość symetryczna i uporządkowana, co jest zgodne z jego zdolnością do tworzenia się kryształów rombowych. Układanie ich warstw polimerowych sprawia, że ​​atomy P są niedostępne dla wielu reakcji chemicznych; i dlatego jest dość stabilny i mało reaktywny.

Chociaż warto wspomnieć, siły dyspersyjne Londynu i masy molowe tych stałych fosforów są tym, co reguluje niektóre ich właściwości fizyczne; podczas gdy jego struktura i wiązania PP określają właściwości chemiczne i inne.

Gdzie znaleźć i uzyskać

Apatyt i fosforyt

Jest dwunastym elementem skorupy ziemskiej i stanowi 0,1% jej wagi. Istnieje około 550 minerałów zawierających fosfor, przy czym apatyt jest najważniejszym minerałem do pozyskiwania fosforu.

Apatyt to minerał fosforu i wapnia, który może zawierać zmienne ilości fluoru, chlorków i wodorotlenków, których wzór jest następujący: Oprócz apatytu istnieją inne minerały fosforu o znaczeniu handlowym; tak jest w przypadku wavelite i vivianita.

Fosforyt lub fosforyn jest głównym źródłem fosforu. Jest to nieskażona skała osadowa o zawartości fosforu 15–20%. Fosfor występuje zwykle w postaci Ca ₁₀ (PO ₄ ) ₆ F ₂ (fluoroapatyt). Występuje również w postaci hydroksyapatytu, choć w mniejszym stopniu.

Ponadto fluoroapatyt występuje jako część skał magmowych i metamorficznych, a także wapieni i łupków.

Elektrotermiczna redukcja fluoroapatytu

Wybrane skały fosforanowe przekazywane są do oczyszczalni w celu przetworzenia. Początkowo są one kruszone w celu uzyskania fragmentów skał, które są następnie mielone w młynach kulowych z prędkością 70 obrotów na minutę.

Następnie produkt mielenia fragmentów skały jest przesiewany, aby umożliwić ich frakcjonowanie. Te frakcje o zawartości fosforu 34% wybiera się jako pięciotlenek fosforu (P ₂ O ₅ ).

Fosfor biały (P ₄ ) jest otrzymywany na skalę przemysłową poprzez elektrotermiczną redukcję fluoroapatytu węglem w temperaturze 1500 ° C w obecności tlenku krzemu:

2Ca ₃ (PO ₄ ) ₂ (s) + 6SiO ₂ (s) + 10 C (s) => P ₄ (g) + CaSiO ₃ (l) + CO (g)

P ₄ w stanie gazowym po skropleniu jest gromadzony i przechowywany jako białe ciało stałe zanurzone w wodzie, aby zapobiec jego reakcji z powietrzem zewnętrznym.

Stopy

Miedziany

Powłoka fosforowa jest produkowana z różnymi procentami miedzi i fosforu: Cu 94% - P 6%; Cu 92% - P 8%; Cu 85% - P 15% itd. Stop jest stosowany jako odtleniacz, środek zwilżający w przemyśle miedziowym, a także jako zarodek krystalizacji w przemyśle aluminiowym.

Brązowy

Są to stopy miedzi, fosforu i cyny zawierające 0,5 - 11% fosforu i 0,01 - 0,35% cyny. Cyna zwiększa odporność na korozję, a fosfor zwiększa odporność stopu na ścieranie i nadaje mu sztywność.

Jest używany do produkcji sprężyn, śrub i ogólnie w artykułach wymagających odporności na zmęczenie, zużycie i korozję chemiczną. Zaleca się jego użycie w śrubach napędowych łodzi.

Niklowane

Najbardziej znanym stopem jest NiP ₂₀ , przy czym nikiel fosforowy jest stosowany w stopach lutowniczych w celu poprawy ich odporności na erozję chemiczną, utlenianie i wysokie temperatury.

Stop jest stosowany w elementach turbin gazowych i silników odrzutowych, do galwanotechniki oraz do produkcji elektrod spawalniczych.

Ryzyka

Biały fosfor powoduje poważne oparzenia skóry i jest silną trucizną, która może być śmiertelna przy dawkach 50 mg. Fosfor hamuje utlenianie komórkowe, zakłócając zarządzanie tlenem komórkowym, co może prowadzić do zwyrodnienia tłuszczowego i śmierci komórki.

Ostre zatrucie fosforem powoduje ból brzucha, pieczenie, oddech pachnący czosnkiem, fosforyzujące wymioty, pocenie się, skurcze mięśni, a nawet stan szoku w ciągu pierwszych czterech dni po spożyciu.

Później ujawniły się żółtaczka, wybroczyny, krwotoki, zajęcie mięśnia sercowego z arytmiami, zmiany w ośrodkowym układzie nerwowym i śmierć dziesiątego dnia po spożyciu.

Najbardziej oczywistym objawem przewlekłego zatrucia fosforem jest uszkodzenie struktury kostnej szczęki.

Zwiększenie stężenia fosforu w osoczu (hiperfosfatemia) występuje zwykle u pacjentów z niewydolnością nerek. Powoduje to nieprawidłowe odkładanie się fosforanów w tkankach miękkich, co może prowadzić do dysfunkcji naczyń i chorób sercowo-naczyniowych.

Aplikacje

Fosfor jest podstawowym pierwiastkiem dla roślin i zwierząt. Jest jednym z trzech głównych składników pokarmowych roślin, niezbędnym do ich wzrostu i zapotrzebowania energetycznego. Ponadto wchodzi w skład kwasów nukleinowych, fosfolipidów, produktów pośrednich procesów metabolicznych itp.

U kręgowców fosfor występuje w kościach i zębach w postaci hydroksyloapatytu.

- Fosfor elementarny

Pudełko zapałek lub „dopasowanie”. Źródło: Pxhere.

Za pomocą fosforu wytwarza się emalię chemiczną, która służy do oświetlania znaków umieszczonych na aluminium i jego stopach; a także z miedzi fosforowej i brązu.

Jest również używany do produkcji bomb zapalających, granatów, bomb dymnych i kul smugowych. Fosfor czerwony jest używany do produkcji zapałek lub zapałek bezpiecznych.

Fosfor biały jest używany do produkcji fosforanów organicznych. Ponadto jest używany do produkcji kwasu fosforowego.

Duża ilość wyprodukowanego fosforu jest spalana w celu wytworzenia czterotlenku fosforu (P ₄ O ₁₀ ), otrzymanego w postaci proszku lub ciała stałego.

- Związki

Fosfina

Jest surowcem do wytwarzania różnych związków fosforu. Działa jako środek dopingujący do elementów elektronicznych.

Kwas fosforowy

Wykorzystywany jest do produkcji napojów bezalkoholowych ze względu na charakterystyczny smak, jaki im nadaje. Działa na skały fosforanowe, tworząc dwuwodorofosforan wapnia, znany również jako superfosfat, który jest używany jako nawóz.

Kwas fosforowy to składnik kondycjonujący szkliwo zębów, ułatwiający przyleganie materiałów do odbudowy. Jest również używany, zmieszany z olejem, mocznikiem, smołą, bitumem i piaskiem, do utworzenia asfaltu; materiał stosowany przy naprawie lądowych szlaków komunikacyjnych.

Fosforany organiczne

Związki fosforoorganiczne mają wiele zastosowań; takie jak: środki zmniejszające palność, pestycydy, środki ekstrakcyjne, środki działające na nerwy i do uzdatniania wody.

Diwodorofosforan wapnia, dwuwodny

Jest stosowany jako nawóz, proszek do pieczenia, dodatek do pasz dla zwierząt oraz do produkcji pasty do zębów.

Pięciotlenek fosforu

Jest stosowany w analizie chemicznej jako środek odwadniający oraz w syntezie organicznej jako środek kondensujący. Związek przeznaczony jest przede wszystkim do produkcji kwasu ortofosforowego.

Trójpolifosforan sodu

Znajduje zastosowanie w detergentach oraz jako zmiękczacz wody, który poprawia działanie detergentów i pomaga zapobiegać korozji rur.

Fosforan trisodowy

Służy jako środek czyszczący i zmiękczacz wody.

Fosforany sodu

Dwuzasadowy fosforan sodu (Na ₂ HPO ₄ ) i jednozasadowy fosforan sodu (NaH ₂ PO ₄ ) są składnikami układu buforowego pH, który działa nawet w organizmach żywych; w tym ludzi.

Bibliografia

1. Reid Danielle. (2019). Alotropy fosforu: formy, zastosowania i przykłady. Badanie. Odzyskany z: study.com
2. Prof. Robert J. Lancashire. (2014). Wykład 5c. Budowa pierwiastków, ciąg dalszy P, S i I. Pobrano z: chem.uwimona.edu.jm
3. BYJU. (2019). Fosfor czerwony. Odzyskany z: byjus.com
4. Bing Li, Ceng-Ceng Ren, Shu-Feng Zhang i wsp. (2019). Elektroniczne właściwości strukturalne i optyczne wielowarstwowego niebieskiego fosforu: badanie pierwszej zasady. Journal of Nanomaterials, vol. 2019, numer artykułu 4020762, 8 stron. doi.org/10.1155/2019/4020762
5. Dr Dough Stewar. (2019). Fakty dotyczące pierwiastka fosforu. Chemicool. Źródło: chemicool.com
6. Wikipedia. (2019). Fosfor. Odzyskane z: en.wikipedia.org
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (03 lipca 2019). Fakty dotyczące fosforu (liczba atomowa 15 lub symbol pierwiastka P). Odzyskany z: thinkco.com
8. Linus Pauling Institute. (2019). Fosfor. Odzyskany z: lpi.oregonstate.edu
9. Bernardo Fajardo P. i Héctor Lozano V. (nd). Krajowe przetwarzanie fosforytów do produkcji superfosfatów. . Odzyskany z: bdigital.unal.edu.co
10. Redaktorzy Encyclopaedia Britannica. (16 listopada 2018). Pierwiastek chemiczny fosforu. Encyclopædia Britannica. Odzyskany z: britannica.com
11. Reade International Corp. (2018). Stop miedzi i fosforu (CuP). Odzyskany z: reade.com
12. KBM Affilips. (27 grudnia 2018). Stop niklowo-fosforowy (NiP) Master Alloy. AZoM. Odzyskany z: azom.com
13. Lenntech BV (2019). Układ okresowy: fosfor. Odzyskany z: lenntech.com
14. Abhijit Naik. (21 lutego 2018). Zastosowania fosforu. Odzyskany z: sciencestruck.com