Fosfor – Wikipedia, wolna encyklopedia

Fosfor
krzem ← fosfor → siarka
Wygląd
biały fosforyzujący, czarny, czerwony
fosfor biały, czerwony (dwie środkowe ilustracje), fioletowy
fosfor biały, czerwony (dwie środkowe ilustracje), fioletowy
Widmo emisyjne fosforu
Widmo emisyjne fosforu
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a.

fosfor, P, 15
(łac. phosphorus)

Grupa, okres, blok

15, 3, p

Stopień utlenienia

−III, −II, I, III, IV, V[6]

Właściwości metaliczne

niemetal

Właściwości tlenków

kwasowe

Masa atomowa

30,974 ± 0,001[a][7]

Stan skupienia

stały

Gęstość

1823 kg/m³ (biały)[1]
2160 kg/m³ (czerwony)[1]
2690 kg/m³ (czarny)[1]

Temperatura topnienia

44,15 °C (biały[1]
610 °C (czarny)[1]

Temperatura wrzenia

280,5 °C (biały)[1]
431 °C (czerwony, punkt sublimacji)[1]

Numer CAS

7723-14-0

Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)
Multimedia w Wikimedia Commons
Hasło w Wikisłowniku

Fosfor (P, stgr. φωσφόρος phōsphóros ‘niosący światło’, łac. phosphorus) – pierwiastek chemiczny, niemetal. Jedynym stabilnym izotopem fosforu jest 31
P.

Fosfor po raz pierwszy został wyizolowany (jako biały fosfor) w 1669. Nazwa pochodzi od zjawiska emisji słabego światła po wystawieniu na działanie tlenu. Pokrewny termin fosforescencja, oznaczający świecenie różnych substancji po wcześniejszym wystawieniu na działanie światła, pochodzi od nazwy fosforu. Jednak zjawisko świecenia fosforu jest nazywane chemiluminescencją, gdyż jest wynikiem reakcji utleniania[9].

Fosfor występuje w czterech odmianach alotropowych, jako: fosfor biały, czerwony, fioletowy oraz czarny.

Fosfor biały[edytuj | edytuj kod]

 Osobny artykuł: fosfor biały.

W wodzie jest prawie nierozpuszczalny, słabo rozpuszcza się w etanolu i chloroformie, dobrze w dwusiarczku węgla[10], z którego wydziela się po odparowaniu w postaci kryształów układu regularnego o połysku diamentowym.

Przy zwykłym ciśnieniu fosfor biały topi się w 44 °C, a wrze w 277 °C, przechodząc w pary o składzie P
4. Ponieważ bardzo łatwo ulega samozapłonowi, przechowuje się go pod wodą. Jest trudny do ugaszenia, ponieważ w wysokich temperaturach reaguje z wodą, która go dodatkowo rozprasza.

Ma tendencję do przechodzenia w inne, bardziej trwałe odmiany, do których należy fosfor czerwony. Cząsteczka fosforu białego składa się z 4 atomów. W temperaturze pokojowej ulega powolnemu utlenianiu, emitując światło (chemiluminescencja)[11].

Reaguje z wrzącym roztworem wodorotlenku barowego:

2P
4 + 3Ba(OH)
2 → 2PH
3↑ + 3Ba(H
2PO
2)
2

W reakcji powstaje fosforiak (fosforowodór) i barowa sól kwasu fosforowego(I)[12].

Jest bardzo łatwopalny. Z tego powodu dawniej służył do produkcji zapałek. Były niebezpieczne, ponieważ zapalały się po potarciu o każdą szorstką powierzchnię, a ponadto były trujące. Obecnie jedynie szorstka powierzchnia pudełek, służących do pocierania zapałek, zawiera nieco czerwonego fosforu, zmieszanego z tłuczonym szkłem i dwutlenkiem manganu. Wskutek ogrzania, wywołanego potarciem zapałki, fosfor się zapala i płomień przenosi się na główkę.

Jest silnie trujący; dla człowieka o wadze 60 kg śmiertelna dawka wynosi 100 mg.

Fosfor biały stosowany jest jako broń zapalająca i trutka na szczury.

Fosfor czerwony[edytuj | edytuj kod]

 Osobny artykuł: fosfor czerwony.

Inaczej zwany fosforem bezpostaciowym. Otrzymuje się go przez prażenie fosforu białego w atmosferze azotu i temperaturze 250 °C z użyciem jodu jako katalizatora.

Jest nietoksyczny, mniej reaktywny od fosforu białego. Zapala się powyżej 400 °C, jego ugaszenie jest bardzo trudne, ponieważ pali się nawet przy ograniczonym dostępie tlenu.

Używany jako jeden ze składników draski na pudełkach zapałek.

Fosfor fioletowy[edytuj | edytuj kod]

 Osobny artykuł: fosfor fioletowy.

Powstaje w wyniku ogrzewania fosforu czerwonego w próżni w temperaturze ok. 550 °C. Inną metodą otrzymywania jest krystalizacja z roztworu fosforu białego w stopionym ołowiu[13]. Nierozpuszczalny w żadnej substancji. Mało aktywny chemicznie.

Fosfor czarny[edytuj | edytuj kod]

 Osobny artykuł: fosfor czarny.

Najtrwalsza odmiana fosforu. Otrzymywany przez ogrzewanie fosforu białego bez dostępu tlenu w temp. 220 °C i pod ciśnieniem 12 tys. atm. Ma barwę szarą, połysk metaliczny, przewodzi prąd elektryczny.

Znaczenie biologiczne[edytuj | edytuj kod]

Objawy niedoboru fosforu w postaci fioletowych przebarwień na młodych roślinach kukurydzy

Fosfor jest makroelementem niezbędnym do funkcjonowania komórek. Wchodzi w skład kości, kwasów nukleinowych oraz wielu związków przekazujących energię na poziomie molekularnym, takich jak ATP.

Rośliny pobierają fosfor przede wszystkim w postaci rozpuszczonych w wodzie jonów fosforanowych, zwłaszcza H
2PO−
4 w środowisku kwaśnym i HPO2−
4 w środowisku zasadowym, ponieważ zaś warunki w ryzosferze zwykle są kwaśne, przeważa pierwsza postać[14]. Zakorzenione rośliny wodne pobierają fosfor bądź z wody, bądź z osadu[15]. Pobieranie fosforu przez rośliny jest zmienne w czasie, w najmłodszych fazach pobierają go mało, po czym następuje wzrost z maksimum jeszcze przed osiągnięciem maksymalnej biomasy, a następnie wyhamowanie. U zbóż ma ono miejsce od 3. do 5. fazy BBCH (między strzelaniem w źdźbło a kłoszeniem). W pierwszych tygodniach wzrostu następuje okres krytyczny, podczas którego roślina wymaga określonej ilości fosforu, którego niedoboru nie da się zrekompensować późniejszym nawożeniem[14].

Informacje dotyczące tzw. luksusowej konsumpcji, czyli pobierania przez rośliny fosforu w ilościach większych niż wymagane, są sprzeczne. Dane głównie oparte na obserwacji roślin uprawnych wskazują, że zjawisko to w zasadzie nie zachodzi, choć rośliny żyjące na glebach żyznych mogą zawierać w tkankach więcej fosforu niż rośliny siedlisk ubogich[14]. Z kolei rośliny mokradłowe pobierają fosfor w sposób luksusowy, czemu sprzyjają mechanizmy magazynowania go w postaci związków fosfoorganicznych[16]. U tych gatunków, które nie potrafią aktywnie wydalać nadmiaru fosforu, może dochodzić do zatrucia. Związki fosforu są przemieszczane między organami roślin w zależności od zapotrzebowania. W tkankach roślinnych występuje zarówno w postaci nieorganicznej (głównie jako fosforany, mniej jako pirofosforany), jak i organicznej. Organiczne związki fosforu to m.in. kwasy zawierające grupy karboksylowe i fosforanowe czy estry. Kwas 3-fosfoglicerynowy i aldehyd 3-fosfoglicerynowy są estrami biorącymi udział w oddychaniu i fotosyntezie. Fosfolipidy, w tym lecytyny, budują błony komórkowe, a fityna ma charakter substancji zapasowej, magazynującej fosfor. Substancje te z kolei przyswajane z pokarmem przez zwierzęta pełnią w ich organizmach dodatkowe funkcje. Grupa fosforanowa wchodzi także w skład nukleotydów biorących udział w energetyce komórki (np. ATP), komunikacji komórek (np. cAMP) oraz w przechowywaniu informacji genetycznej i syntezie białek (DNA i RNA)[14].

Fosfor obok azotu i potasu jest jednym z trzech głównych makroelementów potrzebnych do życia roślin (poza tzw. organogenami, czyli węglem, wodorem i tlenem). Niedobór fosforu dostępnego dla roślin powoduje u nich różnego rodzaju objawy niedożywienia – spowolnienie wzrostu, rachityczność, mniejszą ilość syntetyzowanych substancji (np. witamin). Dlatego stosuje się nawozy fosforowe i nawozy NPK. Jednocześnie silne nawożenie związkami azotu bez suplementacji fosforowej może zmniejszać przyswajalność glebowego fosforu[14]. W przypadku roślin wieloletnich nawożenie na glebach ubogich powoduje przez kilka pierwszych lat zwiększony pobór i koncentrację w tkankach, po czym następuje wysycenie[17].

Fosfor jest jednym z głównych makroelementów w organizmach, ale w wodach jest mikroelementem[18]. Ponieważ zawartość fosforu w siedlisku jest stosunkowo mała (wielokrotnie niższa niż w roślinach), często jest ona czynnikiem limitującym wzrost roślin i innych organizmów samożywnych w danym środowisku, zgodnie z prawem minimum Liebiga. Dotyczy to zwłaszcza wód słodkich. Dopływ związków fosforu i innych biogenów do wód powoduje ich eutrofizację. Zwiększenie ilości fosforu w jeziorach skutkuje zwiększoną produkcją pierwotną, jak również przebudową składu gatunkowego zespołów glonów i makrofitów (często zwiększeniem udziału sinic). Ponieważ fosfor jest wchłaniany przez organizmy, jego zawartość w wodzie może nadal być stosunkowo niska. W środowiskach lądowych w pewnych warunkach fosfor również może być czynnikiem limitującym produkcję pierwotną[19]. Powolna eutrofizacja jest procesem naturalnym, ale jest przyspieszana przez zanieczyszczenia antropogeniczne, głównie ścieki komunalne z detergentami zawierającymi fosforany i spływy z nawożonych pól[20].

Zastosowanie[edytuj | edytuj kod]

Tlenki fosforu używane są jako reduktory (P
4O
6) lub środki suszące (P
4O
10). Kwas fosforowy (H
3PO
4) jest dodatkiem do napojów gazowanych typu cola. Związki tego pierwiastka wykorzystywane są również w przemyśle chemicznym jako katalizatory. Fosforan sodu stosuje się do proszków do prania. Coraz powszechniejsze używanie detergentów powoduje zwiększanie stężenia związków fosforu w wodach rzek i jezior, prowadząc do eutrofizacji. Fosfor jest również składnikiem lutu twardego (np. L-CuP6) stosowanego do lutowania rur miedzianych w instalacjach wodnych, gazowych lub freonowych.

Z izotopów nietrwałych najczęściej stosowany jest fosfor-32 – w rolnictwie, biologii i medycynie. Odkłada się w kościach (skażenie dopuszczalne 220 kBq)[21].

Występowanie w przyrodzie[edytuj | edytuj kod]

W przyrodzie występuje w ilości ok. 0,12% wagowo, jedynie w postaci izotopu o liczbie masowej 31[21].

Ważne minerały fosforu to apatyt i fosforyty. Fosfor tworzy szereg kwasów, z czego najważniejszym jest kwas fosforowy H
3PO
4. Związki fosforu są stosowane jako nawozy sztuczne.

Postać związków fosforu w wodach zależy od jej odczynu. W wodach o pH < 6 przeważają jony H
2PO−
4, a w wodach o pH > 7 HPO2−
4. Jony PO3−
4 występują w małych ilościach jedynie w wodach zasadowych (pH > 8,5), a kwas H
3PO
4 w wodach kwaśnych (pH < 6)[18].

Zawartość fosforu w wodach gruntowych wynosi od 24,10 μg/l w strefie tropikalnej do 80,00 μg/l na obszarach górskich (średnio w strefie ługowania skał 61,00 μg/l). Fosfor w wodach podziemnych pochodzi głównie z wietrzenia apatytów, a także z zanieczyszczeń kopalnianych. Niewielka ruchliwość związków fosforu sprawia, że w wodach podziemnych mało jest fosforu pochodzącego z zanieczyszczeń komunalnych, w przeciwieństwie do wód powierzchniowych[18]. W glebie fosfor w większości występuje nie w formie rozpuszczonej, lecz stałej. W warunkach środkowoeuropejskich wśród gleb najbogatsze w fosfor są czarnoziemy, a najuboższe bielice i piaski. Fosfor w glebach silnie kwaśnych (pH < 5,5) występuje głównie w postaci fosforanów żelaza, glinu i manganu, a w pozostałych – fosforanów wapnia i magnezu (hydroksyapatyt, fluoroapatyt). Od kilku do ¾ fosforu glebowego jest w związkach organicznych (głównie fityna i fityniany) pochodzący z rozkładu szczątków organizmów[14].

Historia[edytuj | edytuj kod]

Fosfor został odkryty przez niemieckiego alchemika Henniga Branda w Hamburgu w 1669 roku. Odparowywał on mocz zwierzęcy, a pozostałość prażył z piaskiem bez dostępu powietrza. W wyniku na wewnętrznych ściankach retorty osadzała się biała, woskowata substancja, jarząca się niebieskozielonym światłem (fosfor biały)[22]. W pierwszej komercyjnej metodzie otrzymywania fosforu (koniecznego do produkcji zapałek) substancją wyjściową były kości zwierzęce[23], co znalazło odbicie w proponowanej polskiej nazwie fosforu koścień[24].

Kwasy zawierające fosfor[edytuj | edytuj kod]

Znanych jest wiele kwasów tlenowych zawierających fosfor (w niektórych przypadkach znane tylko jako sole lub estry), np.:

Znane są też liczne analogi powyższych kwasów, w których jeden lub więcej atomów tlenu zostało zastąpionych przez atomy innych tlenowców (S, Se, Te), azotu lub boru[potrzebny przypis], np.:

  • kwas tiofosfonowy H
    3    PO
    2    S
  • kwas selenofosforowy H
    3    PO
    3    Se
  • kwas tellurofosforowy H
    3    PO
    3    Te
  • kwas amidofosforowy H
    3    PO
    3    NH
    2
  • kwas boranofosforowy H
    3    PO
    3    BH
    3

Ponadto otrzymano szereg mieszanych polikwasów zawierających jako atomy centralne fosfor i metale przejściowe, np. kwasy molibdenowanadofosforowe H
4[PMo
11VO
40]·34H
2O, H
5[PMo
10V
2O
40]·32H
2O i H
6[PMo
9V
3O
40]·34H
2O występujące w postaci pomarańczowych kryształów[25].

W kwasach fosforu zawierających wiązanie P−H (np. w kwasie fosfonowym) atomy wodoru mogą zostać zastąpione resztami organicznymi, tworząc liczną grupę kwasów alkilo- i arylofosfonowych i fosfinowych oraz ich analogów zawierających inne heteroatomy[26], np. kwas dodecylofosfonowy.

Częściowo zestryfikowane kwasy fosforu zawierające labilne atomy wodoru, mają także charakter kwasowy, np. kwas rybonukleinowy (RNA) i kwas deoksyrybonukleinowy (DNA).

Zobacz też[edytuj | edytuj kod]

Uwagi[edytuj | edytuj kod]

  1. ↑ Podana wartość stanowi przybliżoną standardową względną masę atomową (ang. abridged standard atomic weight) publikowaną wraz ze standardową względną masą atomową, która wynosi 30,973761998 ± 0,000000005.

Przypisy[edytuj | edytuj kod]

  1. ↑ a b c d e f g Lide 2009 ↓, s. 4-80.
  2. ↑ Lide 2009 ↓, s. 6-53.
  3. ↑ phosphorus, [w:] Classification and Labelling Inventory, Europejska Agencja Chemikaliów [dostęp 2015-04-10] (ang.).
  4. ↑ Phosphorus (nr 343242) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) na obszar Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2011-10-01]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
  5. ↑ Lide 2009 ↓, s. 16-13.
  6. ↑ Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 483, 511, ISBN 0-7506-3365-4 (ang.).
  7. ↑ Thomas Prohaska i inni, Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report), „Pure and Applied Chemistry”, 94 (5), 2021, s. 573–600, DOI: 10.1515/pac-2019-0603 (ang.).
  8. ↑ Fosfor (nr 343242) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) na obszar Polski. [dostęp 2011-10-01]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
  9. ↑ Michael M. Rauhut, Chemiluminescence, [w:] Kirk i inni, Kirk-Othmer Concise encyclopedia of chemical technology., Nowy Jork: Wiley, 1985, ISBN 0-471-86977-5, OCLC 11371221 [dostęp 2018-11-19].
  10. ↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide (red.), wyd. 83, Boca Raton: CRC Press, 2002, s. 4-48, ISBN 978-0-8493-1556-5 (ang.).
  11. ↑ Marek Ples: Chemiluminescencja fosforu. Weird science. [dostęp 2014-10-20].
  12. ↑ Adam Bielański, Chemia ogólna i nieorganiczna, Warszawa: PWN, 1975.
  13. ↑ Adam Bielański: Podstawy chemii nieorganicznej. Wyd. 5. Warszawa: PWN, 2002, s. 644. ISBN 83-01-13654-5.
  14. ↑ a b c d e f Tadeusz Lityński, Halina Jurkowska: Żyzność gleby i odżywianie się roślin. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1982, s. 169–191. ISBN 83-01-02887-4.
  15. ↑ Józef Szmeja: Przewodnik do badań roślinności wodnej. Gdańsk: Wydawnictwo Uniwersytetu Gdańskiego, 2006. ISBN 83-7326-366-7.
  16. ↑ Jan Květ, Derek Francis Keeney, Dagmar Dykyjová, E.J.P. Marshall, J.P. Ondok: Primary production in wetlands. W: The production ecology of wetlands: The IBP synthesis. Derek Francis Westlake, Jan Květ, Andrzej Szczepański (red.). Cambridge: Cambridge University Press, 1998, s. 107. ISBN 978-0-521-22822-0.
  17. ↑ G.R. Shaver, F. Stuart Chapin, Long-term responses to factorial, NPK fertilizer treatment by Alaskan wet and moist tundra sedge species, „Ecography”, 18 (3), 1995, s. 259–275, DOI: 10.1111/j.1600-0587.1995.tb00129.x (ang.).
  18. ↑ a b c Aleksandra Macioszczyk: Hydrogeochemia. Warszawa: Wydawnictwa Geologiczne, 1987, s. 97–99, 184–185, 237–240. ISBN 83-220-0298-X.
  19. ↑ Metabolizm biocenozy I: Produkcja pierwotna. W: Charles J. Krebs: Ekologia. Eksperymentalna analiza rozmieszczeń i liczebności. Warszawa: PWN, 1997, s. 550–574. ISBN 83-01-12041-X.
  20. ↑ Antropogeniczne zaburzenia funkcjonowania ekosystemów. W: Winfried Lampert, Ulrich Sommer: Ekologia wód śródlądowych. tłum. Joanna Pijanowska. Warszawa: PWN, 2001, s. 354–363. ISBN 83-01-13387-2.
  21. ↑ a b Ryszard Szepke: 1000 słów o atomie i technice jądrowej. Wydawnictwo Ministerstwa Obrony Narodowej, 1982. ISBN 83-11-06723-6. (pol.).
  22. ↑ Ignacy Eichstaedt: Księga pierwiastków. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1973, s. 161. OCLC 839118859.
  23. ↑ Threlfall, R.E., (1951). 100 years of Phosphorus Making: 1851 – 1951. Oldbury: Albright and Wilson Ltd (ang.).
  24. ↑ Obcy język polski.
  25. ↑ George A. Tsigdinos, Calvin J. Hallada, Molybdovanadophosphoric acids and their salts. I. Investigation of methods of preparation and characterization, „Inorganic Chemistry”, 7 (3), 1968, s. 437–441, DOI: 10.1021/ic50061a009 (ang.).
  26. ↑ Baza danych Scirus (ang.).

Bibliografia[edytuj | edytuj kod]

p • d • e
Układ okresowy pierwiastków
1 2   3[i] 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H   He
2 Li Be   B C N O F Ne
3 Na Mg   Al Si P S Cl Ar
4 K Ca   Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr   Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra   Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
8 Uue Ubn ✱  
  ✱ Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs ...[ii]  
Metale alkaliczne Metale ziem
alkalicznych 		Lantanowce Aktynowce Metale przejściowe Metale Półmetale Niemetale Halogeny Gazy szlachetne Właściwości
nieznane
  1. ↑ Alternatywnie do skandowców zalicza się często nie lutet i lorens, lecz lantan, aktyn oraz hipotetyczny unbiun.
  2. ↑ Budowa 8. okresu jest przedmiotem badań teoretycznych i dokładne umiejscowienie pierwiastków tego okresu w ramach układu okresowego jest niepewne.
Źródło: „https://pl.wikipedia.org/w/index.php?title=Fosfor&oldid=71823715”