Fakty o fosfore (atómové číslo 15 alebo symbol prvku P)

Chemické a fyzikálne vlastnosti fosforu

michaklootwijk / Getty Images

Fosfor je reaktívny nekov so symbolom prvku P a atómovým číslom 15. Je jedným zo základných prvkov v ľudskom tele a bežne sa vyskytuje v produktoch, ako sú hnojivá, pesticídy a čistiace prostriedky. Zistite viac o tomto dôležitom prvku.

Základné fakty o fosfore

Atómové číslo : pätnásť

Symbol: P

Atómová hmotnosť : 30,973762

Objav: Hennig Brand, 1669 (Nemecko)

Konfigurácia elektrónov : [Nie] 3 s^dva3p³

Pôvod slova: Grécky: fosfor: svetlonosný, tiež staroveký názov, ktorý dostala planéta Venuša pred východom slnka.

Vlastnosti: Teplota topenia fosforu (bieleho) je 44,1°C, bod varu (biela) je 280 °C, špecifická hmotnosť (biela) je 1,82, (červená) 2,20, (čierna) 2,25-2,69, s valenciou 3 alebo 5. Sú štyri alotropné formy fosforu: dve formy bielej (alebo žltej), červenej a čiernej (alebo fialovej). Biely fosfor vykazuje modifikácie a a b,s teplotou prechodumedzi týmito dvoma formami pri -3,8 °C. Obyčajný fosfor je voskovitá biela tuhá látka. Vo svojej čistej forme je bezfarebný a priehľadný. Fosfor je nerozpustný vo vode, ale rozpustný v sírouhlíku. Fosfor na vzduchu spontánne horí na svoj pentoxid. Je prudko jedovatý, so smrteľnou dávkou ~50 mg. Biely fosfor by sa mal skladovať pod vodou a manipulovať s ním pomocou klieští. Pri kontakte s pokožkou spôsobuje ťažké popáleniny. Biely fosfor sa pri vystavení slnečnému žiareniu alebo zahriatí vo vlastnej pare na 250 °C mení na červený. Na rozdiel od bieleho fosforu červený fosfor na vzduchu nežiari a nehorí, aj keď stále vyžaduje opatrné zaobchádzanie.

Používa: Na výrobu sa používa červený fosfor, ktorý je pomerne stabilný bezpečnostné zápalky , stopovacie guľky, zápalné zariadenia, pesticídy, pyrotechnické zariadenia a mnoho ďalších produktov. Existuje vysoký dopyt po fosfátoch na použitie ako hnojivá. Fosfáty sa tiež používajú na výrobu určitých skiel (napr. do sodíkových výbojok). Fosforečnan sodný sa používa ako čistič, zmäkčovač vody a inhibítor vodného kameňa/korózie. Kostný popol (fosforečnan vápenatý) sa používa na výrobu porcelánu a na výrobu fosforečnanu vápenatého na prášok do pečiva. Fosfor sa používa na výrobu ocelí a fosforového bronzu a pridáva sa do iných zliatin. Organické zlúčeniny fosforu majú mnoho použití.

Biologická aktivita: Fosforje základným prvkom v rastlinnej a živočíšnej cytoplazme. U ľudí je nevyhnutný pre správnu tvorbu a funkciu kostrového a nervového systému. Nedostatok fosfátov sa nazýva hypofosfatémia. Vyznačuje sa nízkou hladinou rozpustného fosfátu v sére. Symptómy zahŕňajú narušenie funkcie svalov a krvi v dôsledku nedostatočného ATP. Nadbytok fosforu naopak vedie ku kalcifikácii orgánov a mäkkých tkanív. Jedným z príznakov je hnačka. Odhadovaná priemerná potreba fosforu v potrave pre dospelých vo veku 19 rokov a starších je 580 mg/deň. Dobré potravinové zdroje fosforu zahŕňajú mäso, mlieko a sójové bôby.

Klasifikácia prvkov: Nekovové

Fyzikálne údaje o fosfore

Izotopy: Fosfor má 22 známych izotopov. P-31 je jediný stabilný izotop.

Hustota (g/cc): 1,82 (biely fosfor)

Bod topenia (K): 317,3

Bod varu (K): 553

Vzhľad: biely fosfor je voskovitá, fosforeskujúca tuhá látka

Atómový polomer (popoludnie): 128

Atómový objem (cc/mol): 17,0

Kovalentný polomer (popoludnie): 106

Iónový polomer : 35 (+5e) 212 (-3e)

Špecifické teplo (@20 °C J/g mol): 0,757

Fúzne teplo (kJ/mol): 2.51

Teplo odparovania (kJ/mol): 49,8

Paulingovo záporné číslo: 2.19

Prvá ionizujúca energia (kJ/mol): 1011,2

Oxidačné stavy : 5, 3, -3

Mriežková štruktúra: Kubický

Mriežková konštanta (Å): 7 170

Registračné číslo CAS : 7723-14-0

Žiara fosforu vo vzduchu je chemiluminiscencia a nie fosforescencia. cloverphoto / Getty Images

Trivia o fosfore:

• Hennig Brand izoloval fosfor z moču. Svoj proces držal v tajnosti a namiesto toho sa rozhodol predať proces iným alchymistom. Jeho proces sa stal všeobecne známym, keď bol predaný Francúzskej akadémii vied.
• Brandovu techniku ​​nahradila metóda Carla Wilhelma Scheeleho na extrakciu fosforu z kostí.
• Oxidácia bieleho fosforu vo vzduchu vytvára zelenú žiaru. Hoci výraz „fosforescencia“ označuje žiaru prvku, skutočným procesom je oxidácia. Žiara fosforu je formou chemiluminiscencie.
• Fosfor je šiesty najviac spoločný prvok v ľudskom tele .
• Fosfor je na siedmom mieste spoločný prvok v zemskej kôre.
• Fosfor je osemnástym najbežnejším prvkom v morskej vode.
• Skorá forma zápaliek používala v hlavičke zápalky biely fosfor. Táto prax viedla k bolestivej a oslabujúcej deformácii čeľuste, ktorá je pre pracovníkov známa ako „fossy čeľusť“, keď bola nadmerne vystavená bielemu fosforu.

Zdroje

• Egon Wiberg; Nils Wiberg; Arnold Frederick Holleman (2001). Anorganická chémia ... Academic Press. s. 100-1 683–684, 689. ISBN 978–0–12–352651–9.
• Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997). Chémia prvkov (2. vydanie), Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
• Hammond, C. R. (2000). „Prvky“. v Príručka chémie a fyziky (81. vyd.). CRC lis. ISBN 0-8493-0481-4.
• Vanzee, Richard J.; Khan, Ahsan U. (1976). „Fosforescencia fosforu“. Journal of Physical Chemistry. 80 (20): 2240. doi: 10.1021/j100561a021
• West, Robert (1984). CRC, Príručka chémie a fyziky . Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. str. E110. ISBN 0-8493-0464-4.