Fosfor

z Wikipédie, slobodnej encyklopédie
Prejsť na: navigácia, hľadanie
Fosfor
15 kremík ← fosfor → síra
N

P

As
P
Vzhľad
tuhá látka, rôzne sfarbenia v závislosti od modifikácie
fosfor
Všeobecné
Názov (lat.), značka, protónové číslo fosfor (phosphorus), P, 15
Umiestnenie v PSP 15. skupina3. periódablok p
Séria nekovy
Atómové vlastnosti
Atómová hmotnosť 30,973762 g·mol−1
Elektrónová konfigurácia [Ne] 3s2 3p3
Atómový polomer 100 pm (vyp.: 98 pm)
Kovalentný polomer 106 pm
Van der Waalsov pol. 180 pm
Chemické vlastnosti
Elektronegativita 2,19 (podľa Paulinga)
Ionizačná energia(e) 1: 1 011,8 kJ.mol−1
2: 1 907 kJ.mol−1
3: 2 914,1 kJ.mol−1
Oxidačné číslo(a) -III, -II, I, II, III, IV, V
Fyzikálne vlastnosti (za norm. podmienok)
všetky údaje sa vzťahujú na biely fosfor
Skupenstvo pevné
Hustota 1,823 kg·dm−3
Teplota topenia 317,3 K (44,15 °C)
Teplota varu 550 K (276,85 °C)
Sk. teplo topenia 0,66 kJ·mol−1
Sk. teplo varu 12,4 kJ·mol−1
Tepelná kapacita 23,824 J·mol−1·K−1
Tlak pary
p(Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
pri T(K) 279 307 342 388 453 549
Iné
Kryštálová sústava kubická, priestorovo centrovaná (α-biely fosfor), triklinická (β-biely fosfor), rombická (čierny fosfor)
Magnetizmus diamagnetický
Tep. vodivosť 0,236 W·m−1·K−1
Reg. číslo CAS 7723-14-0
Izotop(y) (vybrané)
Izotop Výskyt t1/2 Rr Er (MeV) Pr
31P 100 % stabilný s 16 neutrónmi
Radioactive.svg 32P synt. 14,28 d. ß- 1,709 32S
Radioactive.svg 33P synt. 25,3 d. ß- 0,249 33S
Commons-logo.svg
 Commons ponúka multimediálny obsah na tému fosfor.
Pozri aj chemický portál

Fosfor (z gréčtiny phosphorus – svetlo nosiaci) je chemický prvok v periodickej tabuľke prvkov, ktorý má značku P a protónové číslo 15. Ako čistá látka sa vyskytuje v niekoľkých modifikáciách. Elektrónová konfigurácia fosforu je 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 a vo valenčných p orbitáloch má tri nespárené elektróny. V zlúčeninách sa vyskytuje v oxidačných stupňoch od -III po V. Fosfor a jeho zlúčeniny majú široké využitie v rôznych odvetviach priemyslu od zložiek zubných pást po pesticídy.

História[upraviť | upraviť zdroj]

Fosfor ako látku poznali pravdepodobne už starovekí Gréci a Rimania, no neskôr upadol do zabudnutia. V 12. storočí ho znovu objavili arabskí alchymisti a v Európe ho prvýkrát pripravil nemecký alchymista Hennig Brand v roku 1669.[1] Brand nechal niekoľko dní rozkladať ľudský moč, potom ho zahustil a nakoniec destiloval pri vysokej teplote. Pary nechal skondenzovať pod vodou a dúfajúc, že sa vyzráža zlato. No namiesto toho získal bielu voskovitú látku, ktorá v tme svetielkovala. Túto látku nazval phosphorus, aj keď ešte netušil, že vyrobil nový prvok.

Brand zo začiatku držal proces výroby phosphorusu v tajnosti, ale neskôr ho predal istému Krafftovi z Drážďan za 200 toliarov. To, že phosphorus sa vyrába z moču objavili aj švéd Johann Kunckel (1678) a anglický prírodovedec Robert Boyle (1680). Krafft sa s Boylom dokonca v Londýne stretol, no Boyle tvrdil, že nezískal od neho receptúru, len informáciu že phosphorus sa vyrába z „niečoho, čo pochádza z tela človeka“. Táto indícia doviedla Boyla až k výrobe phosphorusu a neskôr proces zdokonalil tým, že do zmesi pridal piesok:

4 NaPO3 + 2 SiO2 + 10 C → 2 Na2SiO3 + 10 CO + P4

Boyle dokonca neskôr vyrobil aj oxid fosforečný a kyselinu fosforečnú a použil phosphorus ako zapaľovač krátkeho drievka so sírovou hlavičkou, predchodcu dnešných zápaliek.

V roku 1769 švédski vedci Johan Gottlieb Gahn a Carl Wilhelm Scheele (pôvodom Nemec) zistili, že v kostiach sa nachádza fosforečnan vápenatý – Ca3(PO4)2 a pripravili phosphorus z kostného popola (ten sa stal hlavným zdrojom fosforu až do druhej polovice 19. storočia). Objavovanie fosforu ukončil Antoine Lavoisier, ktorý phosphorus prehlásil za chemický prvok.

Vlastnosti[upraviť | upraviť zdroj]

Fyzikálne vlastnosti[upraviť | upraviť zdroj]

Elementárny fosfor sa vyskytuje vo viacerých alotropných modifikáciách, z ktorých najznámejšie sú biely a červený fosfor, pričom červený fosfor je prechodová fáza medzi bielym a fialovým fosforom. Jednotlivé modifikácie sa líšia fyzikálno-chemickými vlastnosťami. V kvapalnom stave je tvorený molekulami P4, v plynnom taktiež P4 a nad teplotou 800 °C molekulami P2.

Alotropické modifikácie fosforu[upraviť | upraviť zdroj]

Biely fosfor[upraviť | upraviť zdroj]

Biely fosfor je mäkká voskovitá tuhá látka, ktorá sa dá krájať nožom. V čistom stave je biely, nečistoty ho sfarbujú do žlta, preto sa niekedy označuje aj ako žltý fosfor. Teplotu topenia je 44,15 °C, teplotu varu 276,85 °C. Je nerozpustný vo vode, ale dobre sa rozpúšťa v nepolárnych rozpúšťadlách ako sírouhlík, benzén, taktiež aj v chloride sírnom a fosforitom. Je mimoriadne jedovatý, smrteľná dávka pre človeka je približne 0,15 g.

Biely fosfor je tvorený z molekulami P4 tvaru tetraédra, ktoré sú príčinou jeho vysokej reaktivity. Väzbový uhol atómov fosforu v tetraédri je len 60 °. Biely fosfor je na vzduchu samovznetlivý, preto sa uchováva pod vodou. Taktiež sa priamo zlučuje s halogénmi, sírou a viacerými kovmi. Oxidujúcimi kyselinami reaguje za vzniku kyseliny trihydrogenfosforečnej a v roztokoch silných hydroxidov reaguje disproporcionačne za vzniku fosforečnanu a fosfánu.

Biely fosfor svetielkuje. Tento jav je spôsobený oxidáciou pár fosforu, ktorý nepatrne sublimuje, kyslíkom na oxid fosforitý a neskôr na oxid fosforečný za emisie svetla, čiže ide o tzv. chemoluminiscenciu.

Červený fosfor[upraviť | upraviť zdroj]

Červený fosfor vzniká zahriatím bieleho fosforu na 250 °C v uzavretej nádobe pod tlakom v inertnom prostredí. Táto premena je urýchlená malým množstvom jódu alebo síry, taktiež aj pôsobením UV (preto veľmi pomaly prebieha aj pri pôsobení slnečného svetla). Týmito vplyvmi dochádza k porušovaniu väzieb v molekulách P4 bieleho fosforu a „zosieťovaniu“ týchto molekúl. Zosieťovanie nie je dokonalé, preto je červený fosfor amorfný, alebo sa považuje za prechodovú fázu medzi bielym a fialovým fosforom.

Červený fosfor je na vzduchu stály, nie je jedovatý a nie je rozpustný v polárnych ani nepolárnych rozpúšťadlách. V závislosti od spôsobu prípravy má teplotu topenia od 585 °C do 600 °C. a farbu od svetločervenej až po fialovú a hnedú. Taktiež je omnoho menej reaktívnejší ako biely fosfor. Zahrievaním sublimuje a následnou kondenzáciou vzniká biely fosfor.

Fialový fosfor[upraviť | upraviť zdroj]

Fialový fosfor (alebo aj Hittorfov fialový fosfor) vzniká zahrievaním červeného fosforu v uzatvorenej tube pri teplote 530 °C. Je to konečný produkt polymerizácie červeného fosforu. Ak je zahrievaný v inertnej atmosfére, presublimuje a pary skondenzujú vo forme bieleho fosforu (v prípade rýchleho ochladenia vo vákuu však pary skondenzujú vo forme fialového fosforu).

Fialový fosfor je oveľa menej reaktívny ako červený fosfor. Na vzduchu je stály do teploty 300 °C, nie je rozpustný v žiadnom rozpúšťadle, nereaguje ani s roztokmi hydroxidov. Pomaly reaguje s halogénmi, taktiež s oxidujúcimi kyselinami (ako kyselina dusičná).

Čierny fosfor[upraviť | upraviť zdroj]

Čierny fosfor je veľmi stály, najmenej reaktívny a svojimi fyzikálnymi vlastnosťami pripomína skôr kovy. Má kovový lesk, je tepelne a elektricky dobre vodivý a má polymérnu štruktúru. Svojimi chemickými vlastnosti sa veľmi podobá červenému fosforu, ale na vlhkom vzduchu sa oxiduje rýchlejšie. Vzniká zahrievaním červeného fosforu pod tlakom pri teplote nad 400 °C alebo zahrievaním bieleho fosforu pri teplote 200 °C a tlaku 1 200 MPa, alebo pomalým zahrievaním (približne 8 dní) bieleho fosforu pri teplote 380 °C s prítomnosťou jemne rozptýlenej ortuti ako katalyzátora. Zo všetkých troch modifikácii je čierny fosfor do teploty 550 °C termodynamicky najstabilnejšia modifikácia.

Štruktúra[upraviť | upraviť zdroj]

Chemické vlastnosti[upraviť | upraviť zdroj]

Reaktivita fosforu je závislá od jeho modifikácie. Najreaktívnejší je biely fosfor, ktorý sa za izbovej teploty priamo zlučuje s viacerými prvkami – je samovznietivý so vzdušným kyslíkom, priamo reaguje aj s halogénmi a so sírou. Červený fosfor je oveľa menej reaktívny, s kyslíkom horí až pri teplote nad 400 °C. Čierny fosfor je najmenej reaktívna modifikácia.

Spôsob väzby[upraviť | upraviť zdroj]

Vzhľadom na elektronegativitu fosforu má väčšina väzieb prevažne kovalentný charakter. Nepolárne väzby sa vyskytujú v molekulách s P4, H2P-PH2, X2P-PX2 (kde X je Cl, alebo I). V ostatných zlúčeninách sú väzby polárne, v porovnaní sa analogickými zlúčeninami dusíka však menej polárne. Iónové väzby sú vzhľadom na energetickú nevýhodnosť prakticky neexistujúce.

V zlúčeninách fosfor vytvára hybridné orbitály SP3 ktoré poskytujú štyri σ-väzby, stabilizáciou prvkami s vysokou elektronegativitou (kyslík, fluór, chlór) sa do väzby zapájajú aj orbitály d z tretej vrstvy (pre ktoré je inak vzhľadom na ich vysokú energiu účasť na väzbe výhodná), čím fosfor môže vytvárať päť, resp. šesť σ-väzieb s hybridizáciou SP3D alebo SP3D2.

Atóm fosforu nie je schopný tvoriť π-väzby prekrývaním sa p orbitálov, ale vytvára πd-väzby (prekrývaním dπ–pπ orbitálov), ktoré sú príčinou rozdielnych fyzikálno-chemických vlastností kyslíkatých zlúčenín fosforu oproti dusíku. Pri fosfore sa bežne vyskytujú dimérne, prípadne polymérne štruktúry (P4O6, P4O10, (PO2)x, (PO3)xx− a pod.). V cyklickej zlúčenine (PNCl2)3 fosfor vytvára aj delokalizované π-väzby, podobne ako uhlík v benzéne.

V prípade trojväzbových zlúčenín voľný elektrónový pár vystupuje ako donor elektrónov, čiže zlúčeniny takéhoto typu vystupujú ako ligandy v komplexných zlúčeninách.

Izotopy[upraviť | upraviť zdroj]

V prírode sa vyskytuje jediný stabilný izotop 31P. Z umelo pripravených nuklidov je významný izotop je 32P s polčasom rozpadu 14,28 dní, ktorý sa používa pri výskume metabolizmu fosforu v ľudskom tele.

Zlúčeniny[upraviť | upraviť zdroj]

Binárne zlúčeniny[upraviť | upraviť zdroj]

Zlúčeniny s vodíkom[upraviť | upraviť zdroj]

Fosfán (PH3) je bezfarebný jedovatý plyn s nepríjemným zápachom. Väzby v molekule sú vzhľadom na približne rovnaké hodnoty elektronegativít oboch prvkov nepolárne, no formálne sa záporný náboj pripisuje fosforu. Jeho molekula má tvar trojbokej pyramídy s atómom fosforu vo vrchole. Na rozdiel od amoniaku, ktorého je obdobou, fosfán nie je schopný viazať sa vodíkovými mostíkmi, preto je omnoho prchavejší. Pripravuje a rozkladom fosfidov vodou, alebo zriedenými kyselinami:

Ca3P2 + 3 H2O → 3 Ca(OH)2 + 2 PH3
2 AlP + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 2 PH3

taktiež aj rozkladom fosfóniovýsh solí hydroxidmi alkalických kovov

PH4I + KOH → PH3 + KI + H2O

Fosfán sa nepatrne rozpúšťa vo vode, kde sa správa ako veľmi slabá zásada. So silnými kyselinami poskytuje fosfóniové soli PH4+, ktoré však veľmi ochotne hydrolyzujú späť na fosfán a príslušnú kyselinu. Má silne redukčné vlastnosti, v kyslíkatej atmosfére po zapálení zhorí a z roztokov strieborných (príp. meďnatých) solí redukuje kovové striebro (meď):

PH3 + 2 O2 → H3PO4
PH3 + 6 AgNO3 + 3 H2O → 6 Ag + 6 HNO3 + H3PO3

Sú známe aj zlúčeniny, kde je jeden atóm vodíka substituovaný iným atómom, čiže dihydrogenfosfidy (napr dihydrogenfosfid sodný NaPH2, ktorý sa pripravuje reakciou fosfánu s trifenymetylsodíkom v éterickom prostredí).

Difosfán (P2H4) je fosforečným analógom hydrazínu. Je to bezfarebná kvapalina, ktorá vzniká ako vedľajší produkt pri rozklade fosfidov vodou a od fosfánu sa oddeľuje ochladením. Na rozdiel od hydrazínu nemá zásadité vlastnosti. Jeho pary sa samovoľne zapaľujú a účinkom zvýšenej teploty sa rozkladá na produky podobné organickým polymérom (plastom), ktoré majú priemerné zloženie P2H a sú pomerne stále.

Fosfidy[upraviť | upraviť zdroj]

Fosfidy sú binárne zlúčeniny fosforu s menej elektronegatívnymi prvkami. Pripravujú sa obvykle priamym zlučovaním fosforu s príslušným prvkom. Rozdeľujú sa na:

  • polymérne fosfidy, ktoré majú presne definované zloženie a priestorovo usporiadanú štruktúru
  • kovové fosfidy, ktorých zloženie nezodpovedá stechiometrii a štruktúrne sa blížia intermetalickým zlúčeninám a ako katión obvykle vystupuje niektorý z prechodných prvkov.

Kým polymérne fosfidy sa vodou rozkladajú za uvoľňovania fosfánu, kovové sú väčšinou chemicky inertné.

Halogenidy[upraviť | upraviť zdroj]

S halogénmi vytvára fosfor zlúčeniny typu PX3, PX5, prípadne P2X4, taktiež aj zmiešané halogenidy PX2Y a PX3Y2. Halogenidy fosforité existujú pri všetkych štyroch halogénoch (astát nepočítajúc). Ich molekula má tvar trojbokej pyramídy s atómom fosforu na vrchole. Jodid fosforitý je za normálnych podmienok tuhý, chlorid a bromidkvapalné a fluorid fosforitý je plynná látka. Všetky halogenidy fosforité ochotne reagujú s vodou za vzniku kyseliny trihydrogenfosforečnej a halogénvodíkovej.

Pripravujú sa priamou syntézou fosforu s prvkami, s výnimkou fluoridu, ktorý sa pripravuje reakciou fluoridu arzenitého s chloridom fosforitým:

PCl3 + AsF3 → PF3 + AsCl3

Halogenidy fosforečné sú známe iba pri fluóre, chlóre a bróme. Fluorid fosforečný je za normálnych podmienok plyn, chlorid kvapalný a bromid tuhý. Ich molekula má tvar trojbokej dipyramídy s atómom fosforu v strede. V kryštalickom chloride sa vyskytujú anióny PCl4+ a PCl6, čo naznačuje dvojakú hybridizáciu atómov fosforu (v katióne je to SP3 a anióne SP3D2). Iónovú štruktúru potvrdzuje aj elektrická vodivosť roztoku chloridu fosforečného v nitrobenzéne.

Halogenidy fosforečné s vodou ochotne reagujú za vzniku trihalogenid-oxidov fosforečných, pri nadbytku vody reakcia ďalej prebieha až za vzniku kyseliny trihydrogenfosforečnej. Pripravujú sa syntézou halogenidov fosforitých a príslušného halogénvodíka:

PX3 + X2 → PX5 (kde X je chlór alebo bróm)

Fluorid fosforečný reaguje s fluorovodíkom za vzniku silnej kyseliny hexafluorofosforečnej. Známe sú aj jej soli – hexafluorofosforečnany.

Z halogenidov fosfornatých sú známe len chlorid a jodid fosfornatý. Obe látky sú nestále, zahrievaním sa rozkladajú na halogenidy fosforité a fosfor, rozkladajú sa aj vodou.

Oxidy[upraviť | upraviť zdroj]

Štruktúra oxidu fosforitého.
Štruktúra oxidu fosforečného.

Sú známe tri oxidy fosforu – oxid fosforitý P4O6, oxid fosforičitý (PO2)x a oxid fosforečný P4O10.

Oxid fosforitý je biela kryštalická látka s teplotou topenia 23,8 °C, silne jedovatá. Pripravuje sa regulovaným spaľovaním fosforu. vo všetkých troch skupenstvách sa skladá z molekúl P4O6. Štruktúru molekuly tvoria štyri tetraedricky usporiadané atómy fosforu, pričom každá dvojica fosforových atómov je spojená atómov kyslíka. Oxid fosforitý sa vo vode rozpúšťa za vzniku kyseliny fosforitej. V horúcej vode však vzniká fosfán, kyselina trihydrogenfosforečná a červený fosfor. Pri zahrievaní nad 210 °C sa rozkladá na červený fosfor a oxid fosforičitý.

x P4O6 → 3(PO2)x + x P

Oxid fosforičitý je priehľadná kryštalická látka, ktorá sa na vzduchu rozplýva a je dobre rozpustná vo vode. V roztoku sa nachádza zmes kyseliny fosforitej a fosforečnej.

Oxid fosforečný sa vyskytuje vo viacerých modifikáciách, z nich najznámejšia je hexagonálna modifikácia, ktorá je aj priemyselne dodávaná. Okrem toho kryštalizuje aj v rombickej sústave. V štruktúre je každá dvojica tetragonálne usporiadaných atómov fosforu spojená atómom kyslíka, zvyšné štyri kyslíky sú naviazané vo vrcholoch tetraédra. Pripravuje sa spaľovaním v suchom vzduchu a následným ochladením pár.

Oxid fosforečný má silné dehydratačné vlastnosti, dokonca tak silné, že odoberá vodu aj kyseline sírovej a dusičnej, pričom vznikajú príslušné anhydridy oboch kyselín. Preto sa v laboratóriu často používa na vysušovanie plynov, prípadne na odstraňovanie vlhkosti z látok.

Ostatné binárne zlúčeniny[upraviť | upraviť zdroj]

So sírou tvorí fosfor sulfidy zloženia P4S3, P4S5, P4S7, P4S10. Vznikajú priamym zlučovaním oboch prvkov v určitom stechiometrickom pomere (taký aby vznikl príslušný sulfid) pri zvýšenej teplote. Sú to poväčšine do žlta sfarbené kryštalické látky. P4S10 je sírnym analógom oxidu fosforečného (P4O10), v štruktúre iných sulfidov fosforu sa nachádzajú priamo spojené dva atómy fosforu (každý z iného tetraédra) mostíkom.

Z dusíkom fosfor vytvára taktiež viacero zlúčenín, najlepšie preskúmaný je chlorid-nitrid fosforečný, presnejšie cyklické polyméry tejto zlúčeniny. Vzniká zahrievaním chloridu fosforečného s chloridom amónnym pri teplote 150 až 200 °C.

n PCl5 +  NH4Cl → (PNCl)x + 4n HCl

V triméri chlorid-nitridu fosforečného sa nachádzajú delokalizované π-väzby, podobne ako v benzéne.

Štruktúrne vzorce niektorých kyslíkatých kyselín fosforu
Phosphinsäure - Hypophosphorous acid.svg
Kyselina fosforná
Phosphonsäure - Phosphorous acid.svg
Kyselina fosforitá
Hypodiphosphonsäure - Hypodiphosphorous acid.svg
Kyselina tetrahydrogendifosforičitá
Phosphorsäure - Phosphoric acid.svg
Kyselina trihydrogenfosforečná
Hypodiphosphorsäure - Hypodiphosphoric acid.svg
Kyselina tetrahydrogendifosforečná

Kyseliny[upraviť | upraviť zdroj]

Fosfor vytvára viacero kyslíkatých kyselín v (často formálnom) oxidačnom stupni I, III, IV a V, taktiež aj peroxokyseliny.

V oxidačnom stupni I je to kyselina fosforná, alebo správnejšie kyselina dihydrido-dioxofosforečná H(PH2O2). Je to stredne silná jednosýtna kyselina, jej soli sa nazývajú fosfornany. Kyselina fosforná je biela kryštalická látka s teplotou topenia 26,5 °C, má silne redukčné vlastnosti. Zahrievaním nad teplotu 130 °C sa rozkladá na fosfán, fosfor, kyselinu fosforitú a vodík. Pripravuje sa zo svojich solí vytesnením kyselinou sírovou:

P4 + 4 OH + 4 H2O → 4 PH2O2 + 2 H2
P4 + 3 OH + 3 H2O → 3 PH2O2 + PH3

Dá sa pripraviť aj oxidáciou fosfánu vodnou suspenziou jódu:

PH3 + 2 I2 + 2 H2O → H(PH2O2) + 4 HI

Kyselina fosforitá (alebo kyselina hydrido-trioxofosforečná) H2(PHO3) je stredne silná dvojsýtna kyselina, ktorá sa pripravuje reakciou oxidu fosforitého s chlorovodíkom:

P4O6 + 6 HCl → 2 H2(PHO3) + 2 PCl3

Je to bezfarebná tuhá látka, vo vode dobre rozpustná. Kyselina fosforitá, rovnako ako aj fosforitany, je silné redukčné činidlo, z roztokov zlúčenín ušľachtilých kovov redukuje tieto kovy.:

2 AgNO3 + H2(PHO3) → 2 Ag + H3PO4 + 2 HNO3

Pri zahrievaní sa rozkladá disproporcionuje na fosfán a kyselinu trihydrogenfosforečnú, v prítomnosti vody vzniká namiesto fosfánu vodík:

4 H2(PHO3) → PH3 + 3 H3PO4
H2(PHO3) + H2 → H2 + H3PO4

Kyselina tetrahydrogendifosforičitá H4P2O6 sa nachádza v zmesi, ktorá vzniká pomalou oxidáciou bieleho fosforu. Za vyššej teploty a za prítomnosti silných kyselín disproporcionuje na kyselinu fosforitú a trihydrogenfosforečnú, inak je pomerne stála voči oxidačným činidlám.

H4P2O6 → H2(PHO3) + H3PO4

Kyselina trihydrogenfosforečná H3PO4 je najbežnejšou oxokyselinou fosforu. Pripravuje sa spaľovaním bieleho fosforu a následnou hydratáciou oxidu fosforečného, prípadne rozkladom fosforečnanov. Je to bezfarebná kryštalická látka, vo vode veľmi dobre rozpustná. Je to trojsýtna, stredne silná kyselina, aj keď je pri izbovej teplote málo reaktívna. Pri zvýšenej teplote však reaguje s väčšinou kovov, dokonca aj s ich oxidmi.

Z kyseliny trihydrogenfosforečnej sa odvádzajú tri rady solí (v súhlase s jej sýtnosťou): fosforečnany, hydrogenfosforečnany a dihydrogenfosforečnany.

Kyselina tetrahydrogendifosforečná H4P2O7 sa pripravuje dehydratáciou kyseliny trihydrogenfosforečnej pri 220 °C, prípadne tiež kyštalizuje z roztoku, v ktorom je pomer látkových množtiev oxidu fosforečného a vody v okolí hodnoty 0,5. Je to stredne silná kyselina, silnejšia ako kyselina trihydrogenfosforečná. Zo solí sú známe difosforečnany, prípadne dihydrogendifosforečnany.

Kyselina hydrogenfosforečná (alebo kyselina metafosforečná) HPO3 je konečný produkt dehydratáciue kyseliny ttrihydrogenfosforečnej. Je to tvrdá sklovitá látka, vo vode dobre rozpustná. Jej roztok postupne prechádza an kyelinu trihydrogenfosforečnú.

Známe sú aj soli kyseliny cyklo-trihydrogentrifosforečnej a cyklo-tetrahydrogentetrafosforečnej. V štruktúre spomínaných cyklofosforečnanov existujú anióny P3O93−, resp. P4O124−, zložené z tetraédrov PO4, ktoré sú spojené do kruhu prostredníctvom kyslíkových atómov.

Fosforečnany[upraviť | upraviť zdroj]

Fosforečnan meďnatý.
Fosforečnan horečnatý.
Fosforečnan strieborný.
Bližšie informácie v hlavnom článku: fosforečnan

Fosforečnan je súhrnné označenie pre soli kyselín fosforečných, v užšom zmysle pre soli kyseliny trihydrogenfosforečnej. Kyselina trihydrogenfosforečná vytvára tri typy solí: fosforečnany M3IPO4, hydrogenfosforečnany M2IHPO4 a dihydrogenfosforečnany MIH2PO4. Kyselina hydorgenfosforečná poskytuje len fosforečnany MIPO3 a kyselina tetrahydrogendifosforečná difosforečnany M4IP2O7 a dihydrogendifosforečnany M2IH2P2O7.

Taktiež sú známe aj soli cyklických a polymérnych kyselín fosforečných, ako cyklo-tetrafosforečnan tetrasodný Na4P4O12, príp. trifosforečnan pentasodný Na5P3O10.

Fosforečnany sa obvykle pripravujú neutralizáciou kyseliny fosforečnej s hydroxidom/uhličitanom alkalického kovu. Taktiež sa pripravujú zrážaním rozpustných fosforečnanov s príslušnými soľami kovov.

Na2HPO4 + 3 AgNO3 + H2O → Ag3PO4 + 2 NaNO3 + HNO3

Molekula PO4 má tvar pravidelného tetraédra, v strede je umiestnený atóm fosforu s hybridizáciou SP3 a vo vrcholoch atómy kyslíka.

Organické zlúčeniny fosforu[upraviť | upraviť zdroj]

Fosfor vytvára viacero typov organických zlúčenín. Medzi najznámejšie patria estery kyseliny trihydrogenfosforečnej, tzv. organofosfáty. Viaceré z nich majú dôležitú biochemickú úlohu a sú pre život nevyhnutné.[2] Napr. nukleotidy ako zložky nukleových kyselín sú estery kyseliny trihydrogenfosforečnej s ribózou, príp. deoxyribózou, taktiež aj jednotlivé nukleotidy sú viazané cez fosfor). No taktiež sú aj hlavnou priemyselných insekticídov, pesticídov, ale aj nervových plynov (ako sarín, tabun, VX atď.).

Dôležitú úlohu v biochémii hrajú aj fosfolipidy ako základ biologických membrán (presnejšie fosfolipidové dvojvrstvy). Fosforová zložka je polárnou časťou dvojvrstvy. Z iných zlúčenín sú známe aj soli fosfónia (PH4+), organické fosfidy atď.

Výskyt v prírode[upraviť | upraviť zdroj]

V prírode sa fosfor vyskytuje len v zlúčeninách. V zemskej kôre sa fosfor vyskytuje pomerne hojne, je celkovo 11. prvkom v poradí výskytu[2] a jeho koncentrácia sa priemerne odhaduje na 1 – 1,2 g/kg. V morskej vode je jeho koncentrácia veľmi nízka, iba 0,07 mg/l, vo vesmíre pripadá na jeden atóm fosforu približne 3 000 000 atómov vodíkov.

Najdôležitejším minerálom s obsahom fosforu je zmiešaný fosforečnan vápenatýapatit, jeho štruktúra sa dá vyjadriť všeobecným vzorcom Ca5(PO4)3X (kde X môže byť OH, F, Cl). Apatit slúži ako základná surovina pre výrobu fosforu, ako aj jeho zlúčenín. Hlavná oblasť ťažby leží v Rusku (polostrov Kola), Maroku a v USA.

Ďalšími minerálmi s obsahom fosforu sú napr. fosforit Ca3(PO4)2 (odroda apatitu), wavellit Al3[(OH, F)3|(PO4)2]·5H2O a vivianit Fe3(PO4)2·8 H2O.

Výroba[upraviť | upraviť zdroj]

Základom priemyselnej výroby elementárneho fosforu je redukcia fosforečnanov koksom (uhlíkom) za prítomnosti kremenného piesku podľa rovnice:

Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 → 3 CaSiO3 + P2O5
P2O5 + 5 C → 5 CO + 2 P

Čiže

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

Fosfor pri vysokej teplote (okolo 1 300 °C) v tavenine tečie ako modifikácia P4 a je zachytený po kondenzácii vo vode ako biely fosfor. Pri zahrievaní bieleho fosforu v inertnej atmosfére, prechádza na modifikáciu červeného fosforu, ktorá má vrstevnatou štruktúru Pn.

Dnes už takmer nepoužívaná metóda výroby je Pelletierova metóda. Pri nej sa fosforečnan vápenatý mení v prostredí mierne koncentrovanej kyseliny sírovej na dihydrogenfosforečnan vápenatý. V druhém kroku je odstránena sadra a dihydrogenfosforečnan vápenatý je redukovaný koksom pri teplote 1 000 °C v šamotových peciach.

Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 + 4 H2O → 2 CaSO4.2 H2O + Ca(H2PO4)2
3 Ca(H2PO4)2 + 10 C → Ca3(PO4)2 + 10 CO + 4 P + 6 H2O

Použitie[upraviť | upraviť zdroj]

Vlastnosti a použití fosforu je silne závislé na alotropnej forme, v ktorej sa fosfor práve vyskytuje.

  • Schopnosť samovznietenia bieleho fosforu pri styku so vzduchom sa v polovici minulého storočia využívalo k výrobe samozápalných leteckých pum a delostreleckých granátov. Zákernosť týchto zbraní spočívala v tom, že horiaci fosfor spôsobuje mimoriadne ťažké popáleniny a zároveň je veľmi náročné ho uhasiť (jediný spoľahlivý spôsob je ponorenie do vody). Dnes sú tieto beštiálne zbrane prísne zakázané.
  • Toxických vlastností bieleho fosforu sa dodnes využíva pri výrobe jedovatých nástrah na krysy a iné hlodavce. Biely fosfor sa taktiež využíva k výrobe farmaceutických preparátov.
  • Napriek tomu, že nieje samovznetlivý, červený fosfor je schopný sa vznietiť pri silnejšom lokálnom zohriatí, vyvolanom napr. mechanickým trením. Vďaka tejto vlastnosti je červený fosfor dodnes základnou surovinou pre výrobu bežných zápaliek. Zároveň sa tieto vlastnosti uplatnia pri výrobe rôznych pyrotechnických potrieb – zápalky, rozbušky a ďalší.
  • Červený fosfor je východzou zlúčeninou pre prípravu takmer všetkých zlúčenín obsahujúcich fosfor.
  • Vďaka svojim kovovým vlastnostiam sa čierny fosfor najviac využíva v elektrotechnike pri výrobe polovodičov typu N (negatívnych), ktoré majú tzv. elektrónovú vodivosť.

Zliatiny[upraviť | upraviť zdroj]

Elementárny fosfor sa v menšom množstve pridáva do zliatin kovov pre úpravu ich fyzikálnych vlastností. Jeho prítomnosť v zliatinách značne zvyšuje tvrdosť výsledného produktu. Významné je legovaní fosforu do strieborných pájok a bronzu, ale i niektorých špeciálnych ocelí.

Ďalšie využitie[upraviť | upraviť zdroj]

  • Fosforečnany sú dôležité rastlinné hnojivá. Z fosforečnanu vápenátého (Ca3(PO4)2) sa vyrába hydrogenfosforečnan vápenatý (CaHPO4), ktorý je málo rozpustný vo vode a do pôdy vsakuje postupne, a dihydrogenfosforečnan vápenatý (Ca(H2PO4)2) známy ako superfosfát, ktorý je vo vode dobre rozpustný a do pôdy vsakujú disociované ióny. V poľnohospodárstve sa ale nepoužívajú čisté fosforečnanové hnojiva, ale tzv. kombinované hnojivá, ktoré sú zmesou dusíkatých, draselných, sodných hnojív, ktoré rastliny potrebujú k rastu.
  • Vápenaté a sodné fosforečnany sa pridávajú do zubných pást. Slúži tiež ako súčasť odhrdzovacích roztokov pre odstraňovanie koróznych produktov z povrchu železných konštrukcií, pretože veľmi ľahko reagujú s oxidom železitým.
  • Sodné soli kyseliny fosforečnej sa uplatňujú ako súčasť práškov na pranie alebo prostriedkov na umývanie riadu v automatických umývačkách na zmäkčenie vody (Na3 PO4), ďalej v potravinárstve pri výrobe syrov a Na2HPO4. Ich prítomnosť vo vode má taktiež antikorozívne účinky a pridávajú sa do cirkulačných vôd pre vykurovanie (ústredné vykurovanie, priemyselné vyhrievacie okruhy).
  • Amónne fosforečnany (NH4)2HPO4 a NH4H2PO4 slúžia v poľnohospodárstve ako veľmi účinné hnojiva. Pridávajú sa taktiež ako samohasiaca prísada do celulózy s cieľom zmenšiť horľavosť výsledných výrobkov (napr. divadelné kulisy).

Fosfor v biológii[upraviť | upraviť zdroj]

Fosfor sa vyskytuje vo všetkých živých organizmoch na Zemi, viazaný je predovšetkým v kostiach (ako fosforečnan vápenatý) a zuboch, ale je aj zložkou dôležitých organických molekúl ako DNA a RNA, energetických prenášačov (ADP, ATP) a je obsiahnutý vo viacerých tukoch, inak lipidov.

Referencie[upraviť | upraviť zdroj]

  1. STEWART, Dr. Doug. Discovery of Phosphorus [online]. chemicool.com, [cit. 2012-06-28]. Dostupné online. (anglicky)
  2. a b Phosphorus [online]. NCSU Water Quality Group, [cit. 2012-06-28]. Dostupné online. (anglicky)

Zdroje[upraviť | upraviť zdroj]

  • Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku phosphorus na anglickej Wikipédii.
  • Gažo, J. a kol.: Všeobecná a anorganická chémia, 1981, Alfa, Bratislava

Iné projekty[upraviť | upraviť zdroj]