Objaviteľ: Hennig Brand (1669)
T. topenia
44.2 °C
T. varu
280.50 °C
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
30.9738 u
Atómový polomer
100 pm
Hustota
1823 kg/m³
Elektronegativita
2.19
Ionizačná energia
1011.8 kJ/mol
Elektrónová afinita
72.037 kJ/mol
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Načítavajú sa molekulárne štruktúry...
Základná charakteristika
- Objavil a izoloval ho nemecký alchymista Hennig Brand v roku 1669 pri spracovaní moču.
- Je to typický nekov, vyskytujúci sa vo viacerých alotropických modifikáciách s výrazne odlišnými vlastnosťami (napr. biely fosfor P₄ - voskovitý, jedovatý, samovznietivý; červený fosfor Pₙ - menej reaktívny, nejedovatý; čierny fosfor - najstabilnejší, polovodivý).
- Teplota topenia bieleho fosforu je 44,15 °C, červený fosfor sublimuje.
- V prírode sa vyskytuje len vo viazanej forme, najmä ako fosforečnany (napr. v mineráloch ako apatit).
- Je nevyhnutným biogénnym prvkom, dôležitou súčasťou kostí, zubov, nukleových kyselín (DNA, RNA) a molekúl prenášajúcich energiu (ATP).
- V zlúčeninách má najčastejšie oxidačné čísla -III (napr. vo fosfidoch, fosfáne PH₃), +III (napr. v oxide fosforitom P₂O₃/P₄O₆, kyseline fosforitej) a +V (napr. v oxide fosforečnom P₂O₅/P₄O₁₀, kyseline fosforečnej, fosforečnanoch).
- Biely fosfor sa používal v zápalných bombách a stopovkách (kvôli samovznietivosti a chemiluminiscencii).
- Červený fosfor sa používa pri výrobe zápalkových škatuliek (na škrtátku) a v pyrotechnike.
- Najväčšie množstvo fosforu sa spotrebuje na výrobu kyseliny fosforečnej, ktorá je základom pre produkciu fosforečných hnojív.
- Zlúčeniny fosforu sa používajú aj pri výrobe detergentov, zmäkčovadiel vody a ako prísady do potravín.
Alotropické modifikácie fosforu link
Fosfor vytvára tri hlavné alotropické modifikácie, ktorých vlastnosti sú porovnané v tabuľke:
| Vlastnosť | Biely fosfor (P₄) | Červený fosfor (Pₙ) | Čierny fosfor (Pₙ) |
|---|---|---|---|
| Štruktúra | Molekulová (tetraédre P₄) | Polymérna (reťazce P₄) | Polymérna (vrstevnatá) |
| Vzhľad | Mäkká, voskovitá, biela/nažltlá pevná látka | Tmavočervený až fialový prášok | Čierna, lesklá, kryštalická látka (kovový vzhľad) |
| Reaktivita | Veľmi vysoká | Podstatne nižšia | Najnižšia (najstabilnejší) |
| Horľavosť | Samozápalný na vzduchu (cca 40-50 °C) | Horí pri T > 250 °C | Ťažko zápalný |
| Toxicita | Prudko jedovatý (letálna dávka ~150 mg) | Nie je jedovatý | Nie je jedovatý |
| Rozpustnosť (v CS₂) | Rozpustný | Nerozpustný | Nerozpustný |
| Rozpustnosť (vo vode) | Nerozpustný | Nerozpustný | Nerozpustný |
| Špeciálne vlastnosti | Svetielkovanie (chemiluminiscencia), uchováva sa pod vodou | Hygroskopický | Polovodič (vedie el. prúd a teplo) |
| Príprava | Základná forma získaná z fosforečnanov | Zahrievaním bieleho P (~250°C, bez O₂) | Z bieleho P (vysoký tlak, ~200°C) |
Výskyt a významné zlúčeniny fosforu link
V prírode sa nachádza výlučne vo forme fosforečnanov. Najdôležitejším minerálom je apatit (komplexný fosforečnan vápenatý, napr. Ca₅(PO₄)₃F – fluoroapatit), z ktorého sa tvoria rozsiahle ložiská hornín fosforitov. Je súčasťou živých organizmov (kosti, zuby, DNA, RNA, ATP).
Fosfor vytvára oxidy najmä v oxidačných stupňoch +III a +V. Vytvára aj bohatý súbor oxokyselín, v ktorých má formálne oxidačný stupeň +I, +III, +IV alebo +V.
Fosfán link
Fosfán (PH₃) je bezfarebný, extrémne jedovatý plyn so zápachom po cesnaku alebo hnijúcich rybách. Menej zásaditý a menej polárny ako amoniak. Na vzduchu je samozápalný (najmä ak obsahuje stopy P₂H₄). Pripravuje sa hydrolýzou fosfidov:
\( \ce{Ca3P2(s) + 6H2O(l) -> 3Ca(OH)2(aq) + 2PH3(g)} \)
Používa sa ako fumigant (na ničenie škodcov v skladoch) a pri výrobe polovodičov.
Oxid fosforitý link
Oxid fosforitý (P₄O₆) je biela, voskovitá, jedovatá tuhá látka. Vzniká nedokonalým spaľovaním fosforu:
\( \ce{P4(s) + 3O2(g) -> P4O6(s)} \)
Molekula má štruktúru odvodenú od tetraédra P₄, kde sú medzi atómy fosforu vložené atómy kyslíka. Je anhydridom kyseliny fosforitej, s ktorou reaguje za studena:
\( \ce{P4O6(s) + 6H2O(l) -> 4H3PO3(aq)} \)
S horúcou vodou reaguje zložitejšie za vzniku viacerých produktov (disproporcionácia).
Oxid fosforečný link
Oxid fosforečný (P₄O₁₀) je biela, tuhá látka (dimér P₂O₅). Vyrába sa spaľovaním fosforu v nadbytku vzduchu:
\( \ce{P4(s) + 5O2(g) -> P4O10(s)} \)
Štruktúra molekuly je podobná P₄O₆, ale každý atóm fosforu viaže navyše jeden atóm kyslíka. Je anhydridom kyseliny fosforečnej a mimoriadne hygroskopický - prudko reaguje s vodou. Vďaka tejto vlastnosti sa používa ako veľmi účinné sušidlo (napr. plynov) a dehydratačné činidlo (dokáže odobrať vodu aj iným kyselinám za vzniku ich anhydridov).
\( \ce{P4O10(s) + 6H2O(l) -> 4H3PO4(aq)} \)
Je východiskovou látkou pri výrobe mnohých zlúčenín fosforu.
Kyselina fosforná link
Kyselina fosforná (H₃PO₂), systematicky kyselina hydrogen-dihydrido-dioxofosforečná, je biela kryštalická látka. Je to len jednosýtna kyselina, pretože obsahuje dva vodíkové atómy viazané priamo na atóm fosforu (väzba P-H), ktoré nie sú kyslé. Kyslý je len vodík v -OH skupine.
\( \ce{H3PO2(aq) + H2O(l) <=> H3O+(aq) + H2PO2-(aq)} \)
Je stredne silnou kyselinou a má redukčné vlastnosti. Pripravuje sa napríklad reakciou bieleho fosforu s roztokmi hydroxidov (disproporcionácia), pričom vznikajú jej soli - fosfornany.
\( \ce{P4(s) + 3OH-(aq) + 3H2O(l) -> PH3(g) + 3H2PO2-(aq)} \)
Kyselina fosforitá link
Kyselina fosforitá (H₃PO₃), systematicky kyselina dihydrogen-hydrido-trioxofosforečná, je biela kryštalická látka. Je to dvojsýtna kyselina, pretože jeden vodíkový atóm je viazaný priamo na fosfor (P-H) a nie je kyslý. Kyslé sú len vodíky v -OH skupinách.
Vzniká reakciou svojho anhydridu P₄O₆ so studenou vodou, alebo hydrolýzou halogenidov fosforitých, napr. PCl₃:
\( \ce{PCl3(l) + 3H2O(l) -> H3PO3(aq) + 3HCl(aq)} \)
Má redukčné vlastnosti. Jej soli sú fosforitany.
Kyselina trihydrogénfosforečná link
Kyselina trihydrogénfosforečná (H₃PO₄), nazývaná aj kyselina ortofosforečná, je bezfarebná, kryštalická látka alebo 85 % sirupovitý roztok. Je to stredne silná, trojsýtna kyselina, nie je toxická a nemá výrazné oxidačné účinky. Priemyselne sa vyrába mokrým procesom (reakcia fosforečnanovej horniny, napr. apatitu, s kyselinou sírovou) alebo termickým procesom (P₄ → P₄O₁₀ → H₃PO₄).
Vytvára tri rady solí: fosforečnany (M₃PO₄, M₃(PO₄)₂...), hydrogénfosforečnany (M₂HPO₄, MHPO₄...) a dihydrogénfosforečnany (MH₂PO₄, M(H₂PO₄)₂...). Rozpustnosť solí závisí od katiónu; vo vode sú dobre rozpustné najmä soli alkalických kovov a amónne soli. Významnou reakciou je výroba rozpustného hnojiva superfosfátu z nerozpustného fosforečnanu vápenatého:
\( \ce{Ca3(PO4)2(s) + 2H2SO4(aq) -> Ca(H2PO4)2(aq) + 2CaSO4(s)} \)
Kyselina fosforečná má široké využitie pri výrobe hnojív, čistiacich prostriedkov, nealkoholických nápojov (E338), na úpravu kovov a v organickej syntéze.
Kyselina tetrahydrogendifosforečná (pyrofosforečná) link
Kyselina tetrahydrogendifosforečná (H₄P₂O₇), nazývaná aj kyselina pyrofosforečná, vzniká čiastočnou dehydratáciou (odobratím vody) kyseliny trihydrogénfosforečnej pri zahrievaní (200–300 °C).
\( \ce{2H3PO4 ->[\text{t}] H4P2O7 + H2O} \)
Vo svojej štruktúre obsahuje kyslíkový mostík P-O-P. Je to štvorsýtna kyselina. Po rozpustení vo vode sa postupne spätne hydratuje na H₃PO₄. Jej soli sa nazývajú difosforečnany (pyrofosforečnany).
