»   »  Fosfor

Fosfor

český názevFosfor
latinský názevPhosphorum
anglický názevPhospohorus
chemická značkaP
protonové číslo15
relativní atomová hmotnost30,973762
perioda3
skupinaV.A
zařazenínekovy
rok objevu1669
objevitelH. Brandt
teplota tání [°C]44,1
teplota varu [°C]277
hustota [g cm-3]1,82
elektronegativita2,19
oxidační stavy-III, -I, III, V, VII
elektronová konfigurace[Ne]3s2 3p3
atomový poloměr [pm]98
kovalentní poloměr [pm]106
specifické teplo [J g-1K-1]0,77
slučovací teplo [kJ mol-1]0,657
tepelná vodivost [W m-1 K-1]0,236
elektrická vodivost [S m-1]1.107
1. ionizační potenciál [eV]10,4867
2. ionizační potenciál [eV]19,725
3. ionizační potenciál [eV]30,18
skupenství za norm. podmíneks

Chemické vlastnosti a reakce

Chemický prvek fosfor je znám v několika formách, mezi hlavní alotropické modifikace fosforu patří:

Bílý fosfor je neobyčejně chemicky reaktivní látka, na vzduchu snadno vzplane, ve tmě světélkuje. Je průsvitný, měkký a jedovatý, krystaluje v kubické soustavě, je tvořen čtyřatomovými molekulami P4. V alkalickém prostředí snadno podléhá hydrolýze za vzniku fosfanu PH3:

P4 + 2H2O + 4NaOH → 2PH3 + 2Na2HPO3

Červený fosfor vzniká z bílého fosforu zahříváním bez přístupu vzduchu na teplotu okolo 260°C. Skládá se z vysokomolekulárních řetězců a sítí. Červený fosfor byl poprvé připraven v roce 1857 (Dr. Schrötter). Krystaluje v trigonální soustavě, nebo bývá amorfní.

Červený fosfor je podstatně méně reaktivní než fosfor bílý, ale již za laboratorní teploty reaguje s fluorem za vzniku fluoridu fosforečného PF5, s chlorem, bromem a jodem se slučuje až za vyšších teplot na chlorid fosforitý PCl3, bromid fosforitý PBr3 a jodid forforitý PI3. Se sodíkem a draslíkem reaguje při teplotě 200°C za vzniku zelených, snadno hydrolyzujících fosfidů Na3P a K3P. Zapálen na vzduchu hoří na dimerní oxid fosforitý P4O6, zapálen v atmosféře kyslíku tvoří dimerní oxid fosforečný P4O10, se sírou se slučuje při teplotě nad 500°C na sulfidy P4S10, P4S9 a P4S7. Ochotně se přímo slučuje s kadmiem za vzniku fosfidů Cd3P2, CdP2 a CdP4. Fosfidy ostatních kovů se obvykle získávají nepřímo reakcí jejich halogenidů nebo sulfidů s fosfanem. S borem tvoří fosfid boritý BP až při teplotě nad 1200°C. S koncentrovanou kyselinou dusičnou reaguje za vzniku kyseliny trihydrogenfosforečné:

P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O

Při teplotách nad 700°C za katalytického účinku mědi, zirkonia nebo thallia reaguje s vodou za vzniku kyseliny trihydrogenfosforečné a vývoje vodíku:

2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2

Černý fosfor se připravuje zahříváním bílého fosforu za velmi vysokých tlaků nebo za přítomnosti rtuti jako katalyzátoru. Fyzikálními vlastnostmi se černý fosfor podobá kovům a je ze všech modifikací fosforu nejméně reaktivní. Krystaluje v kosočtverečné soustavě.

Fialový fosfor se připravuje zahříváním červeného fosforu na teplotu 530°C, nebo rozpouštěním bílého fosforu v roztaveném olovu za teploty 500°C, následným pomalým ochlazováním taveniny vykrystalizuje fialový fosfor. Fialový fosfor krystaluje v jednoklonné soustavě a je velice málo reaktivní. Difosfor je další alotropická modifikace fosforu, vyskytuje se pouze v plynném skupenství jako molekula P2 při velmi vysokých teplotách.

Výskyt v přírodě

V přírodě se fosfor vyskytuje pouze ve sloučeninách obvykle v doprovodu arsenu, nejrozšířenější jsou soli kyseliny fosforečné - fosforečnany. Průměrný obsah fosforu v zemské kůře je 0,12 %.

Nejdůležitější minerály fosforu jsou apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) a fosforit Ca3(PO4)2. Nejvyšší obsah fosforu (26.75%) ze všech minerálů má nerost lithiofosfát Li3PO4, celkem bylo popsáno přes 600 nerostů s obsahem fosforu, většinou se jedná o fosforečnany, např. berlinit AlPO4, farringtonit Mg3(PO4)2, nalipoit NaLi2PO4, olympit LiNa5(PO4)2, buchwaldit NaCaPO4, existují také minerály ve kterých se fosfor vyskytuje jako difosforečnan, např. pyrofosfit K2CaP2O7, pyrocoproit MgNa2P2O7 nebo amhemit (K,Na)2Mg2P2O7·5H2O, přírodní fosfidy jsou poměrně vzácné, např. florenskit (Fe,Ni)TiP, andreyivanovit FeCrP, barringerit (Fe,Ni)2P, monipit MoNiP nebo schreibersit (Fe,Ni)3P.

Ve formě hydroxilfosforečnanu vápenatého Ca5(PO4)3(OH) se fosfor vyskytuje v kostech obratlovců. Hmotnostní zlomek fosforu v těle průměrného člověka dosahuje relativně vysokých hodnot 0,0064-0,0096. Biologický význam fosforu pro lidský organismus je nezastupitelný.

Celkové zásoby fosfátů se odhadují na 71 miliard tun, z toho připadá 50 miliard tun na Maroko a Západní Saharu. V roce 2011 se nejvíce fosfátů vytěžilo v Číně (72 Mt), USA (28,4 Mt), Maroku (27 Mt), Rusku (11 Mt) a Brazílii (6,2 Mt).

Objev fosforu

Podle nepodložených zdrojů znali fosfor pod názvem escarbuel již alchymisté ve 12. století. Autorem názvu escarbuel je údajně arabský alchymista Alchid Bechil. Podle ověřených zdrojů objevil fosfor ve vlastní moči německý alchymista Henning Brandt roku 1669 v Hamburku. Izolaci fosforu provedl destilací moči zahuštěné pískem, páry nechal kondenzovat pod vodní hladinou. Produktem byla nažloutlá voskovitá látka, která na vzduchu ve tmě světélkovala, od této vlastnosti je odvozen latinský název fosforu, který v překladu znamená světlonoš.

Výroba fosforu

Elektrotermická výroba

Průmyslová výroba fosforu se provádí v třífázových elektrických obloukových pecích elektrotermickou redukcí fosforečnanu vápenatého uhlím za přítomnosti křemenného písku (Wöhlerova metoda). Redukce fosforečnanu probíhá při teplotě okolo 1300°C podle následující rovnice:

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

Surový fosfor z pece vychází ve formě par a vstupuje do kondenzátoru, po kondenzaci se rafinuje sedimentací.

Pelletierův postup

Před nástupem elektrotermické výroby fosforu se používal Pelletierův způsob výroby, který spočíval v rozkladu kostního popela zředěnou kyselinou sírovou s následnou redukcí vzniklého dihydrofosforečnanu vápenatého koksem při teplotě okolo 1000°C:

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

Výroba kyseliny fosforečné

Termická kyselina fosforečná

Fosfor je základní surovinou pro výrobu termické kyseliny fosforečné, která se vyrábí spalováním fosforových par s následnou absorpcí ve vodě. Výrobu termické kyseliny fosforečné popisují následující rovnice:

P4 + 5O2 → P4O10
P4O10 + 2H2O → 4HPO3
HPO3 + H2O → H3PO4

Pokud se oba stupně výroby, tj. spalování fosforu i absorpce provádí v jednom zařízení, jedná se o tzv. postup IG, pokud je absorpce prováděna v samostné absorpční koloně, jedná se o proces TVA. Termická kyselina je velice čistá a nemusí se provádět její rafinace.

Extrakční kyselina fosforečná

Výroba kyseliny fosforečné se častěji provádí rozkladem apatitu kyselinou sírovou, vzniká kyselina fosforečná a dihydrát síranu vápenatého, rozklad při dihydrátovém postupu se provádí při teplotě 70-80°C:

Ca5(PO4)3F + 5H2SO4 + 10H2O → 3H3PO4 + 5CaSO4·2H2O + HF

Při teplotě 90-110°C vzniká hemihydrát, při teplotě nad 110°C vzniká bezvodý síran. Hemihydrátový a anhydritový postup výroby kyseliny fosforečné není v praxi příliš rozšířen.

Rafinace kyseliny fosforečné

Surová extrakční kyselina fosforečná obsahuje značná množství arsenu, který se odstraňuje vysrážením přídavkem roztoku sulfidu sodného Na2S. Vzniklý špatně rozpustný sulfid arsenitý As2S3 se separuje filtrací. Další možností rafinace kyseliny fosforečné je extrakce do vyšších alkoholů (amylalkohol, izopropylalkohol, butanol), znečišťující ionty kovů zůstávají ve vodném roztoku, organické rozpouštědlo se poté oddestiluje.

Praktické využití

Bílý fosfor se využívá zejména ve farmacii a pro výrobu zápalné munice. Červený fosfor k výrobě zápalek, v pyrotechnice a k výrobě celé řady sloučenin fosforu. Černý fosfor slouží k výrobě polovodičů. Fosfor je důležitým legujícím prvkem při výrobě řady slitin.

Kyselina fosforečná se používá k výrobě dalších sloučenin fosforu a slouží jako elektrolyt v kyslíko-uhlovodíkových palivových článcích PAFC (Phosphoric Acid Fuel Cell). Chlorid fosforitý PCl3 a chlorid fosforečný PCl5 jsou chloračními činidly v organické chemii (příprava chloridů karboxylových kyselin). Oxid fosforečný P4O10 se používá jako velice silné dehydratační činidlo. Fosfid vápenatý Ca3P2 po styku s vodou uvolňuje samozápalný difosfan P2H4 a používá se jako náplň signalizačních prostředků pro námořnictvo. Prudce jedovatý fosfid zinečnatý Zn3P2 se používá jako deratizační prostředek. Fosforečnan železitý FePO4 je účinnou složkou přípravků pro hubení slimáků. Trifenylfosfin (C6H5)3P je součástí katalyzátoru při přípravě řady aromatických látek (výroba benzenu z acetylenu). Nejpoužívanější sloučeninou fosforu je trifosforečnan pentasodný Na5P3O10, který nalézá široké uplatnění při úpravě vody, při výrobě detergentů a barviv a jako stabilizátor E 451 v potravinářství.

Zastaralý název fosforu byl podle Presla i Jungmanna kostjk, Amerling v roce 1852 používal pro fosfor název kostík, od roku 1863 se používá Riegrův název fosfor. Fosfor byl společně se strabíkem a otrušíkem řazen do čeledě prvků jedovatých, otravujících aneb otrušivých. Další historické názvy chemických prvků.

Zdroje

křemík ← fosfor → síra

TOPlist