FOSFOR: HISTORIE, EGENSKABER, STRUKTUR, OPNÅELSE, ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den fosfor er et ikke-metallisk element, der er repræsenteret ved det kemiske symbol P og har atomnummer 15. Det har tre allotrope former: hvid, rød phosphor og sort. Hvidt fosfor er phosphorescerende, forbrænder spontant, når det udsættes for luft, og er også stærkt giftigt.

Hvidt fosfor ved en temperatur på 250 ºC bliver rødt fosfor; en uopløselig, polymer form, der ikke brænder i luft. Ved høje temperaturer og tryk såvel som i nærvær eller ikke af katalysatorer opnås sort fosfor, der ligner grafit og er en god leder af elektricitet.

Hvidt fosfor opbevares i en flaske med vand. Kilde: W. Oelen

Fosfor blev isoleret for første gang af H. Brand i 1669. Til dette brugte han urin som en kilde til dette element. I 1770 opdagede W. Scheele, at han også kunne isolere fosfor fra knogler.

Senere på grund af dannelsen af ​​den elektriske ovn af J. Burgess Readman (1800) blev fosfatbergarter den vigtigste kilde til fosforproduktion fra mineralet fluoroapatit, der var til stede i dem.

Fosfor er det tolvte mest udbredte element i jordskorpen og tegner sig for 0,1 vægtprocent af det. Desuden er det det sjette element i overflod i den menneskelige krop; hovedsageligt koncentreret i knogler i form af hydroxylapatit.

Det er derfor et væsentligt element for levende væsener og bliver et af de tre vigtigste næringsstoffer til planter. Fosfor er en del af den kemiske struktur af nukleinsyrer; af energilagringsforbindelser (ATP), koenzym; og generelt af stofskifteforbindelser.

Historie

- Opdagelse

I urin

Maleri af Joseph Wright fra Derby, der illustrerer opdagelsen af ​​fosfor. Kilde: Joseph Wright fra Derby

Fosfor blev isoleret af Henning Brand i 1669, da han var det første menneske, der isolerede et element. Brand var en tysk alkymist fra Hamborg og lykkedes at få en fosforforbindelse fra urin. For at gøre dette opsamlede han urinen fra 50 spande og lod den nedbrydes.

Brand fordampede derefter urinen og fik en sorte rest, som han opbevarede i flere måneder. Til dette tilføjede han sand og opvarmede det og formåede at fjerne gasser og olier. Til sidst opnåede han et hvidt fast stof, der lyser grønt i mørket, som han kaldte "kold ild".

Udtrykket 'fosfor' kommer tilfældigtvis fra det græske ord "Phosforos", der betyder lysbærer.

Brand offentliggjorde ikke sine eksperimentelle resultater og solgte det til forskellige alkymister, herunder: Johann Kraft, Kunckel Lowenstern og Wilhelm Leibniz. Sandsynligvis rapporterede nogle af dem Brands arbejde til Paris Academy of Sciences og spredte således deres forskning.

Brand isolerede imidlertid ikke fosfor, men ammoniaknatriumphosphat. I 1680 forbedrede Robert Boyle Brands procedure, hvorved han var i stand til at opnå en allotropisk form af fosfor (P ₄).

I knoglerne

Johan Gottlieb Gahn og Carl Wihelm Scheele etablerede i 1769, at en forbindelse af fosfor, calciumphosphat, blev fundet i knogler. De affedtede knogler blev underkastet en fordøjelsesproces med stærke syrer, såsom svovlsyre.

Derefter blev fordøjelsesproduktet opvarmet i stålbeholdere med kul og kul, hvorved man opnå hvid fosfor ved destillation i retorts. Knoglerne var den vigtigste kilde til fosfor indtil 1840, hvor de blev erstattet til dette formål med guano.

I guanoen

Guano er en blanding af fuglearm og fuglenedbrydningsprodukter. Det blev brugt som kilde til fosfor og gødning i det 19. århundrede.

- Industriel udvikling

Fosfatbergarter blev brugt i 1850 som en kilde til fosfor. Dette sammen med opfindelsen af ​​den elektriske ovn til calcination af sten af ​​James Burgess Readman (1888) gjorde PR'er til det vigtigste råmateriale til produktion af fosfor og gødning.

I 1819 blev matchfabrikkerne oprettet, der startede den industrielle udvikling af brugen af ​​fosfor.

Fysiske og kemiske egenskaber

Udseende

Afhængig af den allotropiske form kan den være farveløs, voksagtig hvid, gul, skarlagen, rød, lilla eller sort.

Atomvægt

30.973 u

Atomnummer (Z)

femten

Smeltepunkt

Hvidt fosfor: 44,15 ºC

Rød fosfor: ~ 590 ºC

Kogepunkt

Hvidt fosfor: 280,5 ºC

Densitet (stuetemperatur)

Hvid: 1.823 g / cm ³

Rød: 2,2-2,34 g / cm ³

Violet: 2,36 g / cm ³

Sort: 2,69 g / cm ³

Fusionsvarme

Hvidt fosfor: 0,66 kJ / mol

Fordampningsvarme

Hvidt fosfor: 51,9 kJ / mol

Molær kalorikapacitet

Hvidt fosfor: 23,824 J / (mol.K)

Oxidationstilstande

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

Afhængigt af elektronegativiteten af ​​de elementer, som det er kombineret med, kan fosfor vise oxidationstilstanden +3 eller -3. I modsætning til nitrogen har fosfor en tendens til at reagere fortrinsvis med +5-oxidationstilstanden; dette er tilfældet phosphorpentoxid (P ₂ O ₅ eller P ₂ ⁵⁺ O ₅ ²⁺).

elektronegativitet

2.19 på Pauling-skalaen

Ioniseringsenergi

-Først: 1.101 kJ / mol

-Sekund: 2.190,7 kJ / mol

-Tredde: 2.914 kJ / mol

Varmeledningsevne

Hvidt fosfor: 0,236 W / (mK)

Sort fosfor: 12,1 W / (mK)

Det vises, hvordan sort fosfor leder næsten seks gange mere varme end hvidt fosfor.

Magnetisk orden

De hvide, røde, lilla og sorte fosforer er diamagnetiske.

isotoper

Fosfor har 20 isotoper, hvoraf de vigtigste er: ³¹ P, den eneste stabile isotop med en overflod på 100%; ³² P isotopemitter β ^- og med en halveringstid på 14,28 dage; og ³³ P, en ß-emitterende isotop ^- og med en halveringstid på 25,3 dage.

morild

Hvid fosfor er phosphorescerende og udsender et grønt lys i mørke.

Allotropiske ændringer

Hvidt fosfor er ustabilt og skifter ved temperaturer tæt på 250 ºC til en polymerform kendt som rød fosfor, som kan variere fra orange til lilla i farve. Det er et amorft stof, men det kan blive krystallinsk; det gløder ikke i mørke eller brænder i luften.

Hvidt fosfor ved høje temperaturer og tryk eller i nærvær af katalysatorer omdannes til en anden polymere form end rød fosfor: sort fosfor. Dette er et krystallinsk stof med sort farve, inert, der ligner grafit, og som har evnen til at lede elektricitet.

Opløselighed

Hvid fosfor i ren form er uopløselig i vand, skønt den kan opløses i carbonsulfid. I mellemtiden er røde og sorte fosfor uopløselige i vand og er mindre flygtige end hvide fosfor.

Reaktivitet

Fosfor spontant brænder i luft til formular P ₂ O _5, som igen kan reagere med tre vandmolekyler til dannelse orthophosphorsyre eller phosphorsyre (H ₃ PO ₄).

Gennem virkningen af ​​varmt vand stammer fosfin (PH ₃) og fosforoxadsyre.

Fosforsyre virker på phosphatbergarter, der forårsager dihydrogen-calciumphosphat eller superfosfat.

Det kan reagere med halogener til dannelse af halogenider PX ₃, hvor X repræsenterer F, Cl, Br eller I; eller halogenider med formlen PX ₅, hvor X er F, Cl eller Br.

Tilsvarende reagerer phosphor med metaller og metalloider til dannelse af phosphider og med svovl til dannelse af forskellige sulfider. På den anden side binder det sig til ilt for at skabe estere. På samme måde kombineres det med kulstof til dannelse af organiske fosforforbindelser.

Struktur og elektronisk konfiguration

- Links og tetrahedrale enheder

Fosforatomer har følgende elektroniske konfiguration:

3s ² 3p ³

Den har derfor fem valenselektroner, ligesom kvælstof og de andre elementer i gruppe 15. Fordi det er et ikke-metallisk element, er dets atomer nødt til at danne kovalente bindinger, indtil valenceoketen er afsluttet. Kvælstof opnår dette ved at etablere sig selv som diatomiske molekyler N ₂ med en tredobbelt binding, N≡N.

Det samme sker med phosphor: to af dets P-atomer obligation med en tredobbelt binding til dannelse af P ₂ molekyle, P≡P; det vil sige den diphosfor allotrope. Imidlertid har fosfor en højere atommasse end kvælstof, og dens 3p orbitaler, mere diffuse end nitrogen's 2p, overlapper mindre effektivt; derfor, P ₂ kun eksisterer i gasformig tilstand.

I stedet foretrækker P-atomerne ved stuetemperatur at organisere kovalent på en anden måde: i et tetrahedralt molekyle P ₄:

P4 molekylære enheder i hvide fosforkrystaller. Kilde: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

Bemærk, at på billedet over alle P-atomer har tre enkeltbindinger i stedet for en tredobbelt binding. Således fosfor i P ₄ afslutter sin valens oktet. Imidlertid er der i P ₄ spændinger i PP-bindingerne, da deres vinkler er langt fra 109,5º til det blotte øje.

- Allotropes

Hvidt fosfor

Det samme billede af P ₄ enheder og deres ustabilitet forklare, hvorfor hvid fosfor er den mest ustabile allotrope af dette element.

P ₄ enheder er anbragt i rummet til at definere en bcc krystal (α fase) under normale betingelser. Når temperaturen falder til -77,95 ºC, omdannes bcc-krystallen til en hcp (formodentlig), tættere (ß-fase). Dvs. de P ₄ enheder er anbragt i to skiftende lag, A og B, at etablere en ABAB… sekvens.

Rød fosfor

Kædelignende struktur til rød fosfor. Kilde: Gabriel Bolívar.

På billedet ovenfor vises kun et lille segment af den røde fosforstruktur. Idet de tre enheder justeres "symmetrisk", kan det siges, at det er en krystallinsk struktur, som opnås ved at opvarme denne fosfor til over 250 ºC.

Rød fosfor består dog for det meste af et amorft fast stof, så dets struktur er rodet. Derefter de polymere kæder af P _{ville 4} anbringes uden en tilsyneladende mønster, hvoraf nogle ligger over og andre under samme vilkårlige plan.

Bemærk, at dette er den største strukturelle forskel mellem hvid og rød fosfor: i den første findes _P4'erne individuelle og i den anden, der danner kæder. Dette er muligt, fordi en af ​​PP-bindingerne i tetrahedronen er brudt for at binde til det tilstødende tetrahedron. Således reduceres ringspændingen, og den røde fosfor får større stabilitet.

Når der er en blanding af begge allotroper, tilbydes det til øjet som en gul fosfor; en blanding af tetrahedra og amorfe phosphorkæder. Faktisk bliver hvidt fosfor gulligt, når det udsættes for solens stråler, da strålingen favoriserer brud på den allerede nævnte PP-binding.

Violet eller Hittorf fosfor

Molekylær struktur af violet fosfor. Kilde: Kadmium på engelsk Wikipedia

Violet fosfor er den endelige udvikling af rød fosfor. Som det kan ses på billedet ovenfor, består det stadig af en polymerkæde; men nu er strukturerne mere indviklede. Det forekommer, at den strukturelle enhed ikke længere P ₄ men P ₂, arrangeret på en sådan måde, at de danner uregelmæssige femkantede ringe.

På trods af hvor asymmetrisk strukturen ser ud, formår disse polymerkæder at arrangere sig godt nok og med periodicitet for den violette fosfor til at etablere monokliniske krystaller.

Sort fosfor

Struktur af sort fosfor set fra forskellige vinkler. Kilde: Benjah-bmm27.

Og endelig har vi den mest stabile fosfor allotrope: den sorte. Det fremstilles ved opvarmning af hvidt fosfor under et tryk på 12.000 atm.

På det øverste billede (nedenfor) kan det ses, at dens struktur fra et højere plan har en vis lighed med grafit; det er et stort netværk af sekskantede ringe (selvom de ser ud som firkanter).

I det øverste venstre hjørne af billedet kan det, der netop er blevet kommenteret, værdsættes bedre. De molekylære omgivelser i P-atomerne er trigonale pyramider. Bemærk, at strukturen set fra siden (øverste højre hjørne) er arrangeret i lag, der passer hinanden over hinanden.

Strukturen af ​​sort fosfor er ret symmetrisk og ordnet, hvilket er i overensstemmelse med dens evne til at etablere sig som orthorhombiske krystaller. Stabling af deres polymere lag gør P-atomerne utilgængelige for mange kemiske reaktioner; og det er derfor, det er betydeligt stabilt og ikke meget reaktivt.

Selvom det er værd at nævne, er London-spredningskræfterne og de molære masser af disse fosforholdige stoffer det, der styrer nogle af deres fysiske egenskaber; mens dens strukturer og PP-bindinger definerer de kemiske og andre egenskaber.

Hvor man kan finde og skaffe

Apatit og fosforit

Det er det tolvte element i jordskorpen og repræsenterer 0,1 vægtprocent af det. Der er omkring 550 mineraler, der indeholder fosfor, hvor apatit er det vigtigste mineral til opnåelse af fosfor.

Apatite er et mineral af fosfor og calcium, der kan indeholde varierende mængder fluor, chlorid og hydroxid, hvis formel er følgende: Udover apatit er der andre fosforholdige mineraler af kommerciel betydning; sådan er tilfældet med wavelite og vivianita.

Phosfatberg eller fosforit er den vigtigste kilde til fosfor. Det er en ikke-detrital sedimentær sten, der har et fosforindhold på 15-20%. Fosfor er sædvanligvis til stede som Ca ₁₀ (PO ₄) ₆ F ₂ (fluorapatit). Det er også til stede som hydroxyapatit, skønt i mindre grad.

Derudover kan fluoroapatit findes som en del af stødende og metamorfe klipper samt kalksten og skister.

Elektrotermisk reduktion af fluoroapatit

De valgte phosphatbergarter overføres til behandlingsanlægget til behandling. Oprindeligt knuses de for at få stenfragmenter, der derefter formales i kuglemøller ved 70 omdrejninger pr. Minut.

Derefter sigtes produktet fra formaling af stenfragmenterne for at være i stand til at fraktionere dem. De fraktioner med et phosphorindhold på 34% bliver valgt som phosphorpentoxid (P ₂ O ₅).

Hvide phosphor (P ₄) opnås industrielt ved den elektrotermiske reduktion af fluorapatit med carbon ved en temperatur på 1500 ° C i nærværelse af siliciumoxid:

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

P ₄ i gasstilstand opsamles og opbevares efter kondensering som et hvidt fast stof nedsænket i vand for at forhindre, at det reagerer med udvendig luft.

Legeringer

kobberfarvet

Fosforafdækningen fremstilles med forskellige procentdele kobber og fosfor: Cu 94% - P 6%; Cu 92% - P 8%; Cu 85% - P 15% osv. Legeringen bruges som en deoxidizer, befugtningsmiddel til kobberindustrien og også som en kerne i aluminiumsindustrien.

Bronze

De er kobber, fosfor og tinlegeringer, der indeholder 0,5 - 11% fosfor og 0,01 - 0,35% tin. Tin øger modstanden mod korrosion, mens fosfor øger legeringens slidstyrke og giver den stivhed.

Det bruges til fremstilling af fjedre, bolte og generelt til genstande, der kræver modstand mod træthed, slid og kemisk korrosion. Dets brug anbefales i propellerne på bådene.

Nikkelbelagt

Den bedst kendte legering er NiP ₂₀, hvor fosfornikkel anvendes til lodning af legeringer for at forbedre deres modstand mod kemisk erosion, oxidation og høje temperaturer.

Legeringen bruges i gasturbin- og jetmotorkomponenter, elektroplettering og til fremstilling af svejseelektroder.

Risici

Hvidt fosfor forårsager alvorlige hudforbrændinger og er en kraftig gift, der kan være dødelig i doser på 50 mg. Fosfor hæmmer cellulær oxidation og interfererer med cellulær iltstyring, hvilket kan føre til fedtegenerering og celledød.

Akut fosforforgiftning producerer mavesmerter, forbrænding, hvidløg-lugtende åndedræt, fosforescerende opkast, svedtendens, muskelkramper og endda en tilstand af chok inden for de første fire dage efter indtagelse.

Senere manifesteredes gulsot, petechiae, blødning, myokardial involvering med arytmier, ændring af centralnervesystemet og død på tiende dag efter indtagelse.

Den mest åbenlyse manifestation af kronisk fosforforgiftning er skader på knoglens struktur.

En stigning i plasma-fosforkoncentrationen (hyperphosphatemia) forekommer normalt hos patienter med nyresvigt. Dette medfører en unormal deponering af fosfater i blødt væv, hvilket kan føre til vaskulær dysfunktion og hjerte-kar-sygdom.

Applikationer

Fosfor er et vigtigt element for planter og dyr. Det er et af de tre vigtigste næringsstoffer fra planter, hvilket er nødvendigt for deres vækst og energibehov. Derudover er det en del af nukleinsyrer, phospholipider, mellemprodukter af metaboliske processer osv.

Hos hvirveldyr er fosfor til stede i knogler og tænder i form af hydroxylapatit.

- Elementært fosfor

En kasse med kampe eller "kamp". Kilde: Pxhere.

Med fosfor fremstilles en kemisk emalje, der bruges til at belyse tegn placeret på aluminium og dets legeringer; såvel som i fosforkobber og bronze.

Det bruges også til at fremstille antændelsesbomber, granater, røgbomber og sporspidser. Rød fosfor bruges til at fremstille tændstikker eller sikkerhedskampe.

Hvidt fosfor bruges til at fremstille organofosfater. Derudover bruges det til fremstilling af fosforsyre.

En stor mængde af fosformængden forbrændes til fremstilling af fosfor tetraoxid (P ₄ O ₁₀), opnået som et pulver eller et fast stof.

- Forbindelser

phosphin

Det er råmaterialet til udarbejdelse af forskellige fosforforbindelser. Det fungerer som et dopingmiddel for elektroniske komponenter.

Phosphorsyre

Det bruges til produktion af læskedrikke på grund af den karakteristiske smag, det giver dem. Det virker på phosphatbergarter til dannelse af dihydrogen calciumphosphat, også kendt som superphosphat, der bruges som gødning.

Fosforsyre er et konditionerende element i tandemaljen for at lette vedhæftningen af ​​dine restaureringsmaterialer. Det bruges også blandet med olie, urinstof, tjære, bitumen og sand til at danne asfalt; materiale brugt til reparation af landkommunikationsruter.

organofosfater

Organophosphatforbindelser har adskillige anvendelser; såsom: flammehæmmere, pesticider, ekstraktionsmidler, nervevirkningsmidler og til vandbehandling.

Dihydrogen calciumphosphatdihydrat

Det bruges som gødning, bagepulver, fodertilsætningsstof og til fremstilling af tandpasta.

Fosforpentoxid

Det bruges i kemisk analyse som et dehydratiseringsmiddel og i organisk syntese som et kondensationsmiddel. Forbindelsen er primært beregnet til produktion af orthophosphorsyre.

Natriumtripolyphosphat

Det bruges i vaske- og rengøringsmidler, hvilket forbedrer virkningen af ​​rengøringsmidler og hjælper med at forhindre korrosion af rør.

Trinatriumphosphat

Det bruges som rengøringsmiddel og blødgøringsmiddel.

Natriumphosphater

Dibasisk natriumphosphat (Na ₂ HPO ₄) og monobasisk natriumphosphat (NaH ₂ PO ₄) er komponenterne i et pH-puffersystem, der endda virker i levende væsener; inklusive mennesker.

Referencer

1. Reid Danielle. (2019). Allotropes af fosfor: former, anvendelser og eksempler. Undersøgelse. Gendannes fra: study.com
2. Professor Robert J. Lancashire. (2014). Foredrag 5c. Elementernes struktur, fortsat P, S og I. Gendannet fra: chem.uwimona.edu.jm
3. BYJU'S. (2019). Rødt fosfor. Gendannes fra: byjus.com
4. Bing Li, Ceng-Ceng Ren, Shu-Feng Zhang, et al. (2019). Elektroniske strukturelle og optiske egenskaber ved flerlags blå fosfor: En første-princippet undersøgelse. Journal of Nanomaterials, vol. 2019, artikel ID 4020762, 8 sider. doi.org/10.1155/2019/4020762
5. Dr. Dough Stewar. (2019). Fakta om fosforelement. Chemicool. Gendannes fra: chemicool.com
6. Wikipedia. (2019). Fosfor. Gendannet fra: en.wikipedia.org
7. Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (3. juli 2019). Fosforfakta (atomnummer 15 eller element symbol P). Gendannes fra: thoughtco.com
8. Linus Pauling Institute. (2019). Fosfor. Gendannes fra: lpi.oregonstate.edu
9. Bernardo Fajardo P. & Héctor Lozano V. (nd). Nationale fosfatbergforarbejdning til superfosfatproduktion.. Gendannes fra: bdigital.unal.edu.co
10. Redaktørerne af Encyclopaedia Britannica. (16. november 2018). Kemisk fosforelement. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com
11. Reade International Corp. (2018). Kobberfosfor (CuP) -legering. Gendannes fra: reade.com
12. KBM Affilips. (27. december 2018). Nickel Phosphorus (NiP) Master Alloy. AZoM. Gendannes fra: azom.com
13. Lenntech BV (2019). Periodisk tabel: fosfor. Gendannes fra: lenntech.com
14. Abhijit Naik. (21. februar 2018). Anvendelse af fosfor. Gendannes fra: sciencestruck.com