Struktura

Fosfor

Fosfor, phosphorus, 15P

Fosfor se v přírodě vyskytuje pouze ve sloučeninách. Nejznámější jsou minerály apatit Ca3(PO4)2 ∙ CaX2 ( X = Cl, F) a fosforit Ca3(PO4)2 ∙ Ca(OH)2. Je součástí bílkovin, nukleových kyselin, ATP, ve formě Ca3(PO4)2 se podílí na stavbě kostí a zubů.

Vyrábí se tavením směsi fosfátů, křemenného písku a koksu:

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

Fosfor je pevná látka, tvoří 3 alotropické modifikace: bílý fosfor P4, červený fosfor Pn a černý fosfor (kovový).

Bílý fosfor je prudce jedovatý, velmi reaktivní, na vzduchu je samozápalný, proto se uchovává pod vodou. Hoří na oxid fosforečný:

P4 + 5 O2 → P4O10

Při omezeném přístupu kyslíku hoří na oxid fosforitý:

P+ 3 O2 → P4O6

Jeho páry fosforeskují (světélkují). Je měkký, dá se krájet nožem. Je rozpustný v nepolárních rozpouštědlech (CS2), po odpaření rozpouštědla se samovznítí. Používá se k výrobě zápalných bomb, na hubení krys.

Obr. 1: Bílý fosfor

Červený fosfor je tvrdý, málo reaktivní. Není jedovatý. Nerozpouští se ve vodě ani v nepolárních rozpouštědlech. Vzniká zahříváním bílého fosforu bez přístupu vzduchu. Používá se k výrobě zápalek a sloučenin fosforu.

Obr. 2: Červený fosfor

Černý fosfor je nejméně reaktivní, není jedovatý. Nerozpouští se ve vodě ani v nepolárních rozpouštědlech. Vede teplo a elektrický proud.

 

Sloučeniny fosforu

Fosfan PH3 je jedovatý plyn. Podobně jako amoniak je velmi slabá zásada, se silnými kyselinami tvoří fosfoniový kation PH4+, který je velmi nestálý a ve vodném prostředí se rozkládá:

PH3 + H+ → PH4+

PH4+ + H2O → PH3 + H3O+

Má silné redukční účinky.

Oxid fosforitý P2O3 (stechiometricky), P4O6 (správně) vzniká spalováním fosforu za nedokonalého přístupu vzduchu:

P4 + 3 O2 → P4O6

Je to bílá krystalická látka, anhydrid kyseliny trihydrogenfosforité:

P4O6 + 6 H2O → 4 H3PO3

Oxid fosforečný P2O5 (stechiometricky), P4O10 (správně) vzniká spalováním fosforu za dostatečného přístupu vzduchu:

P4 + 5 O2 → P4O10

Tato bílá krystalická látka váže vodu (je hygroskopická), proto se používá k sušení plynů. Reaguje s vodou:

P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4

Kyselina trihydrogenfosforitá H3PO3 je dvojsytná kyselina:

H3PO3 + H2O ⇆ H3O+ + H2PO3

H2PO3 + H2O ⇆ H3O+ + HPO32–

Tvoří jen dvě řady solí – dihydrogenfosforitany a hydrogenfosforitany.

Kyselina trihydrogenfosforečná H3PO4

Vyrábí se  buď technická:

Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 → 2 H3PO4 + 3 CaSO4

nebo čistá:

P4 + 5 O2 → P4O10

P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4

Je to trojsytná kyselina – tvoří 3 řady solí:

H3PO4 + H2O ⇆ H3O+ + H2PO4

H2PO4 + H2O ⇆ H3O+ + HPO42–

HPO42– + H2O ⇆ H3O+ + PO43–

Do prvního stupně disociuje jako silná kyselina, do druhého jako středně silná a do třetího jako slabá kyselina. Bezvodá tvoří bezbarvé krystalky, používá se její 85 % vodný roztok. Je velmi stálá, nemá oxidační účinky, s většinou kovů nereaguje, protože se na jejich povrchu vytvoří vrstvička nerozpustných fosforečnanů. Teplem se rozkládá:

2 H3PO4 → H4P2O7 + H2O

Při vysoké teplotě probíhá reakce:

n H3PO4 → (HPO3)n + n H2O , n = 3 až 4

Používá se do sycených nápojů, ve kterých udržuje kyselost a výraznější chuť. Další využití má při výrobě CaHPO4 (brusná a lešticí složka zubních past) a při výrobě Ca(H2PO4)2 (složka prášků do pečiva).

Mezi soli kyseliny fosforečné patří ve vodě rozpustné dihydrogenfosforečnany s1 a s2 prvků, hydrogenfosforečnany a fosforečnany s1 prvků. Ve vodě nerozpustné fosforečnany je možné působením H2SO4 převést na rozpustné:

Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + 2 CaSO4

Největší praktický význam mají fosforečná hnojiva přírodní (kostní moučka, rozemletý fosforit a apatit, struska) i průmyslová (superfosfát Ca(H2PO4)2 ∙ H2O + CaSO4, dvojitý superfosfát Ca(H2PO4)2 ∙ H2O). Vyrábí se odstraněním fluoru nebo chloru z fosforitu a apatitu a následně reakcí:

Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 → Ca(H2PO4)+ 2 CaSO4

Z halogenidů má největší praktické využití chlorid fosforitý PCl3, který se vyrábí přímou syntézou:

P4 + 6 Cl2 → 4 PCl3

Používá se k výrobě organických sloučenin.

Chlorid fosforečný PCl5 se získá reakcí chloridu fosforitého s chlorem:

PCl3 + Cl2 → PCl5

Používá se k chloraci organických látek.

Zdroje

  • BÁRTA, Milan. Chemické prvky kolem nás. 1. vydání. Brno: Edika, 2012. 112s. ISBN 978-80-266-0097-8.
  • BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRANOVÁ. Odmaturuj z chemie. 1.vydání. Brno: Didaktis, 2002. 208 s. ISBN 80-86285-56-1.
  • DVOŘÁČKOVÁ, Svatava. Rychlokurz chemie. 1. vydání. Olomouc: Rubico, 2000. 238 s. ISBN 80-85839-42-3.
  • FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I/Obecná a anorganická. 1. vydání. Praha: SPN, 2001. 120 s. ISBN 80-7235-147-8.
  • KOTLÍK, Bohumír a Květoslava RŮŽIČKOVÁ. Chemie I v kostce. 1. vydání. Havlíčkův Brod: Fragment, 1996. 120 stran. ISBN 80-7200-056-X.
  • ŠRÁMEK, Vratislav a Ludvík KOSINA. Obecná a anorganická chemie. 1. vydání. Olomouc: FIN, 1996. 262 stran. ISBN 80-7182-003-2.

Obrázky

Obrázek

Content 800px apatit2

Obr. 3: Apatit

Komentář

ATP neboli adenosintrifosfát je energeticky bohatá sloučenina vyskytující se ve všech buňkách. Obsahuje dvě makroergické vazby, jejichž štěpením se uvolňuje energie.

Obr. 4: ATP

Doplňující učivo

Fosfor není součástí aminokyselin, ze kterých jsou bílkoviny tvořeny, ale bílkoviny bývají v buňkách fosforylovány, a tak obsahují fosfor. Fosforylace je navázání fosfátových skupin (PO42-).

Obrázek

Content fosfor

Obr. 5: Molekula fosforu P4

Čti také

Lidé jsou již takoví, že dokázali nejprve využít negativních vlastností fosforu. O fosforové munici se hovoří takřka po každé válce už od 19. stol.  Naposledy novináři doložili použití této velmi nehumánní zbraně v operaci Lité olovo, při které izraelská armáda odstřelovala obydlené oblasti palestinské Gazy na rozhraní let 2008 a 2009. Po zásahu fosforem člověk buď rovnou uhoří, nebo mu na těle vzniknou mokvající špatně se hojící puchýře, do kterých se velmi snadno dostává infekce.

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Hoření fosforu

Logolink