Fosfor

Alotropické modifikácie fosforu link

Fosfor sa vyskytuje vo viacerých alotropických modifikáciách, ktoré sa líšia usporiadaním atómov, a preto aj vlastnosťami. Biely fosfor tvoria molekuly P₄ v tvare štvorstena, v ktorých sú väzby silno napäté a ľahko sa štiepia. Preto je veľmi reaktívny, na vzduchu sa samovoľne vznieti už pri teplote okolo 30 °C a uchováva sa pod vodou, s ktorou nereaguje. Zahrievaním bez prístupu vzduchu sa mení na červený fosfor, v ktorom sú atómy spojené do dlhých reťazcov – ten je stály a netoxický. Pri vysokom tlaku vzniká čierny fosfor s vrstevnatou štruktúrou podobnou grafitu, ktorý ako jediný vedie elektrický prúd.

Výskyt a výroba fosforu link

Fosfor je veľmi reaktívny, preto sa v prírode vyskytuje len viazaný, najmä vo fosforečnanoch. Najdôležitejším minerálom fosforu je apatit, napríklad fluorapatit Ca₅(PO₄)₃F. Z morských usadenín bohatých na fosforečnany vápenaté vznikla hornina fosforit, ktorá sa spolu s apatitom ťaží ako surovina na výrobu fosforu a hnojív.

Fosfor je aj biogénny prvok. Ako hydroxyapatit Ca₅(PO₄)₃OH tvorí minerálnu zložku kostí a zubov. Je tiež súčasťou nukleových kyselín, fosfolipidov bunkových membrán a molekuly ATP, ktorá v bunkách prenáša energiu.

Priemyselne sa fosfor vyrába v elektrickej peci redukciou fosforečnanu vápenatého koksom. Pridaný oxid kremičitý viaže vápnik do trosky a pary fosforu sa zachytávajú pod vodou ako biely fosfor:

\( \ce{2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C ->[\text{t}] 6CaSiO3 + P4 + 10CO} \)

Využitie fosforu link

Červený fosfor je súčasťou škrtátka na zápalkových škatuľkách. Pri škrtnutí sa trením časť červeného fosforu zmení na biely a ten sa vznieti. Od neho sa zapáli hlavička zápalky, ktorá obsahuje chlorečnan draselný a sulfid antimonitý. Biely fosfor sa pre svoju samozápalnosť zneužíva v zápalných bombách a granátoch, ktoré spôsobujú ťažké popáleniny.

Zlúčeniny fosforu link

Fosfor má v zlúčeninách najčastejšie oxidačné číslo −III (fosfán, fosfidy), III (oxid fosforitý, kyselina fosforitá) a V (oxid fosforečný, kyselina trihydrogenfosforečná a fosforečnany). Najstálejšie sú zlúčeniny s oxidačným číslom V. Na rozdiel od dusíka môže fosfor zapojiť do väzieb aj 3d-orbitály, a preto tvorí aj zlúčeniny s piatimi väzbami, napríklad chlorid fosforečný PCl₅.

Fosfán link

Fosfán PH₃ je bezfarebný, veľmi toxický plyn so zápachom po cesnaku alebo hnijúcich rybách. Je oveľa slabšou zásadou ako amoniak a netvorí vodíkové väzby. Vzniká reakciou fosfidov s vodou:

\( \ce{Ca3P2(s) + 6H2O(l) -> 3Ca(OH)2(aq) + 2PH3(g)} \)

Tablety s fosfidmi, ktoré vzdušnou vlhkosťou uvoľňujú fosfán, sa používajú na ničenie škodcov v skladoch obilia.

Oxid fosforitý link

Oxid fosforitý P₄O₆ je biela voskovitá toxická látka. Vzniká horením fosforu pri nedostatku kyslíka:

\( \ce{P4(s) + 3O2(g) -> P4O6(s)} \)

Jeho molekula vychádza zo štvorstena P₄ bieleho fosforu – medzi každé dva atómy fosforu sa vloží atóm kyslíka. Molekula preto obsahuje štyri atómy fosforu. Jej vzorec P₄O₆ je dvojnásobkom stechiometrického vzorca P₂O₃, preto sa oxid fosforitý označuje ako dimér:

Oxid fosforitý je anhydridom kyseliny fosforitej (tak sa nazýva oxid, z ktorého reakciou s vodou vzniká kyselina). So studenou vodou z neho vzniká kyselina fosforitá:

\( \ce{P4O6(s) + 6H2O(l) -> 4H3PO3(aq)} \)

Oxid fosforečný link

Oxid fosforečný P₄O₁₀, často zapisovaný stechiometrickým vzorcom P₂O₅, je biela prášková látka podobná snehu. Vzniká horením fosforu v nadbytku vzduchu:

\( \ce{P4(s) + 5O2(g) -> P4O10(s)} \)

Jeho molekula má rovnakú kostru ako P₄O₆, ale každý atóm fosforu viaže navyše jeden atóm kyslíka. Podobne ako oxid fosforitý je to teda dimér – vzorec P₄O₁₀ je dvojnásobkom stechiometrického vzorca P₂O₅:

Oxid fosforečný je anhydridom kyseliny trihydrogenfosforečnej a s vodou reaguje prudko:

\( \ce{P4O10(s) + 6H2O(l) -> 4H3PO4(aq)} \)

Preto sa používa ako veľmi účinné sušidlo a dehydratačné činidlo. Odoberá vodu aj iným látkam, napríklad z kyseliny dusičnej pritom vzniká jej anhydrid oxid dusičný.

Kyselina fosforná link

Kyselina fosforná H₃PO₂ je biela kryštalická látka. Hoci jej molekula obsahuje tri atómy vodíka, je len jednosýtna: dva vodíky sú viazané priamo na atóm fosforu (väzba P–H) a ako katióny H⁺ sa neodštiepujú. Kyslý je len vodík skupiny OH (na obrázku modrý):

Preto sa jej vzorec píše aj HPH₂O₂ a vo vode sa z nej odštiepuje len jeden katión vodíka:

\( \ce{H3PO2(aq) + H2O(l) <=> H3O+(aq) + H2PO2-(aq)} \)

Je stredne silnou kyselinou a silným redukovadlom. Jej soli, fosfornany, vznikajú pri reakcii bieleho fosforu s roztokmi hydroxidov, pri ktorej sa fosfor súčasne oxiduje aj redukuje (disproporcionácia):

\( \ce{P4(s) + 3OH-(aq) + 3H2O(l) -> PH3(g) + 3H2PO2-(aq)} \)

Kyselina fosforitá link

Kyselina fosforitá H₃PO₃ je biela kryštalická látka. Je dvojsýtna – jeden z troch atómov vodíka je viazaný priamo na atóm fosforu a nie je kyslý. Kyslé sú len vodíky skupín OH (na obrázku modré):

Preto sa jej vzorec píše aj H₂PHO₃. Vzniká reakciou oxidu fosforitého s vodou alebo hydrolýzou chloridu fosforitého:

\( \ce{PCl3(l) + 3H2O(l) -> H3PO3(aq) + 3HCl(aq)} \)

Má redukčné vlastnosti. Pri zahriatí asi na 200 °C sa disproporcionuje na fosfán a kyselinu trihydrogenfosforečnú, podobne ako oxid fosforitý v horúcej vode:

\( \ce{4H3PO3 ->[\text{t}] PH3 + 3H3PO4} \)

Jej soli sa nazývajú fosforitany.

Kyselina trihydrogenfosforečná link

Kyselina trihydrogenfosforečná H₃PO₄, nazývaná aj kyselina fosforečná, je bezfarebná kryštalická látka, ktorá sa predáva najčastejšie ako 85 % sirupovitý roztok. Je to stredne silná trojsýtna kyselina a na rozdiel od kyseliny dusičnej nemá oxidačné účinky. Všetky tri jej vodíky sú v skupinách OH (na obrázku modré):

Priemyselne sa vyrába rozkladom apatitu kyselinou sírovou alebo spaľovaním fosforu na oxid fosforečný a jeho reakciou s vodou.

Ako trojsýtna kyselina tvorí tri rady solí:

• dihydrogenfosforečnany, napríklad Ca(H₂PO₄)₂ – všetky sú dobre rozpustné vo vode
• hydrogenfosforečnany, napríklad CaHPO₄, a fosforečnany, napríklad Ca₃(PO₄)₂ – vo vode sú rozpustné len soli alkalických kovov a amónne soli

Kyselina trihydrogenfosforečná sa používa pri výrobe hnojív, na odstraňovanie hrdze a úpravu povrchu kovov a ako okysľovadlo nápojov typu kola (E338).

Kyselina tetrahydrogendifosforečná link

Kyselina tetrahydrogendifosforečná H₄P₂O₇, nazývaná aj pyrofosforečná, vzniká zahrievaním kyseliny trihydrogenfosforečnej na 200–300 °C, keď sa z dvoch jej molekúl odštiepi molekula vody:

\( \ce{2H3PO4 ->[\text{t}] H4P2O7 + H2O} \)

Dva atómy fosforu sú v nej spojené kyslíkovým mostíkom P–O–P. Je štvorsýtna, lebo všetky štyri vodíky sú v skupinách OH (na obrázku modré):

Vo vode sa postupne mení späť na kyselinu trihydrogenfosforečnú. Jej soli sa nazývajú difosforečnany.

Fosforečné hnojivá link

Rastliny prijímajú fosfor len z rozpustných zlúčenín, prírodný fosforečnan vápenatý je však vo vode nerozpustný. Pri výrobe superfosfátu sa preto mletý apatit alebo fosforit rozkladá kyselinou sírovou na rozpustný dihydrogenfosforečnan vápenatý:

\( \ce{Ca3(PO4)2(s) + 2H2SO4(l) -> Ca(H2PO4)2(s) + 2CaSO4(s)} \)

Superfosfát je teda tuhá zmes dihydrogenfosforečnanu vápenatého a síranu vápenatého. Fosfor obsahujú aj kombinované hnojivá NPK, ktoré rastlinám dodávajú zároveň dusík a draslík. Delenie hnojív a dusíkaté hnojivá opisuje článok o dusíku.