Kémia | Tanulmányok, esszék » Kadocsa Botond - A foszfor

A foszfor A foszfor a t iszta elemek közé tartozik, a t ermészetes foszfor valamennyi atomja azonos tömegszámú ( ). Ismeretesek azonban más tömegszámú, mesterségesen előállított radioaktív foszforizotópok is (30P, 32P), amelyek biológiai folyamatok tanulmányozásánál, vagy gyógyászati szempontból nagy jelentőségűek. Rendhagyó elektronszerkezete: A nitrogénnek az elektron szerkezete s2p3, mivel az 5. főcsoportban van. A foszfornak viszont 4 elektronja sp-hibrid pályán van, egy elektronja pedig d-pályán van, ezért 5 párosítatlan elektronja van, és tud 5 kovalens kötést (4 σ és 1 π) kialakítani ellentétben a nitrogénnal ami csak négyet (3 σ és 1 dativ). Molekulaszerkezet • A foszforatomok a foszforgőzökben 4-atomos molekulákat alkotnak (P 4 ). E molekulák tetraéderes szerkezetűek (mint például a gyémántban a szén atomok), stabilitásuk jelentékeny, csak 800°C felett kezdenek P 2 -molekulákra disszociálni. A P 2 molekulák

atomokra való bomlása pedig csak 2000°C körüli hőmérsékleten válik jelentősebbé. • A foszforgőzök lehűtésekor a foszfornak a fehér (sárga) módosulata keletkezik, melyben a P 4 -molekulák szabályos rendszerű molekularácsba rendeződnek. Ha a foszfort kikristályosítjuk, akkor ugyancsak a fehér módosulata kristályosodik ki színtelen, áttetsző tetraéderekben. • A színtelen foszfor azonban már szobahőmérsékleten állva is elveszíti áttetszőségét, lassan megsárgul majd fokozatosan a foszfor legstabilisabb módosulatává, vörösfoszforrá alakul át. A vörösfoszforban a P 4 -molekulák láncszerűen egymáshoz kapcsolódnak, egydimenziós, láncszerkezetű atomrácsot alkotva. • Magas hőmérsékleten (400-500°C) a vörösfoszfor szublimál. Termikus disszociációjakor molekulaláncolatokból álló rácsa monomer P 4 -molekulákra bomlik (így gőzének lecsapódásakor fehérfoszfor keletkezik). • Van a foszfornak egy harmadik,

csak különleges körülmények között (igen nagy nyomáson) keletkező és létező, labilis módosulata is, a fekete vagy fémes foszfor, melynek réteges atomrácsa van. A fekete foszfor • - különleges körülmények között előállítható - labilis módosulat - réteges atomrácsos szerkezetű Fizikai tulajdonságok A fehér- és a vörösfoszfor fizikai és kémiai tulajdonságai eltérő molekula- illetve atomrácsszerkezetük következtében igen jelentékenyen különböznek. Fehérfoszfor Sárgásfehér, kristályos anyag. Vörösfoszfor átlátszatlan Keletkezési körülményeitől függően színe világosabbsötétebb ibolyásvörös. Molekularácsos, ezért lágy, késsel Atomrácsos. vágható. Olvadáspontja alacsony (44°C), ezért víz alatt könnyen Sűrűsége a fehérfoszforénál nagyobb; olvadáspontja megolvasztható. (589,5°C) sokkal magasabb, de Kis mértékben már csak nagyobb nyomáson szobahőmérsékleten is párolog, olvasztható

meg, mert alacsony ennek következtében jellemző, nyomáson szublimál. kellemetlen szaga van. Vízben gyakorlatilag oldhatatlan, azt mégis jellemző „foszforszagúvá teszi”. Szervetlen Legjobb oldószere a szén- oldószerekben diszulfid (CS 2 ), valamint jól oldhatatlan. oldódik egyes szerves oldószerekben is: benzolban, éterben, zsírokban, olajokban stb. és szerves egyaránt Kémiai tulajdonságok Jelentős különbség van a két módosulat reakciókészségében is! Fehérfoszfor Vörösfoszfor Igen reakcióképes! Reakciókészsége lényegesen kisebb. Rendkívül gyúlékony! A darabos foszfor gyulladási hőmérséklete kb. 60°C, ezért enyhe melegítéskor, vagy dörzsölés, napsütés hatására is lángra lobban. Égéskor difoszfor-pentoxid keletkezik: Gyulladási hőmérséklete lényegesen magasabb (kb. 400°C), ezért levegőn, szobahőmérsékleten nem oxidálódik, s így szabadon is eltartható! 4 P + 5O 2 = 2 P 2 O 5 A levegővel

érintkező foszfor felülete és a belőle elillanó gőzök a foszfor gyulladási hőmérséklete alatt, szobahőmérsékleten is lassan oxidálódnak. Vízgőz jelenlétében a foszfor lassú oxidációját sötétben is jól látható foszforeszcencia kíséri (innen a név is). A lassú oxidációval difoszfortrioxid keletkezik: P 4 + 3O 2 = P 4 O 6 Gyúlékonysága és metastabilis volta miatt csak víz alatt, sötétben tartható el! Reakciók Számos fémmel, félfémmel és Reakciói eredményeként nemfémes elemmel reagál (alkálifémek, ugyanazok a ve gyületek antimon, kén). keletkeznek, mint a fehérfoszfor esetén! Halogénekkel tűztünemény közben egyesül: P 4 + 6 Cl 2 = 4 PCl 3 P 4 + 10 Cl 2 = 4 PCl 5 Hidrogénnel foszfinná egyesül: P 4 + 6 H 2 = 4 PH 3 magasabb hőmérsékleten a vízgőzt is redukálja: P 4 + 16 H 2 O = 4 H 3 PO 4 + 10 H 2 Fémekkel és félfémekkel foszfidokká vegyül. Oxigénnel szembeni nagy reakciókészsége miatt erősen redukáló

hatású. Erős lúgokban foszfor-hidrogén és hipofoszfit képződése közben oldódik, diszproporcionálódik: P4 + 3 KOH + 3 H2O = PH 3 + 3 KH 2 PO 2 Erős méreg! A bőr zsírrétegében is oldódik. Ugyancsak mérgezőek a foszfor gőzei, valamint a lassú oxidációkor keletkező átmeneti termékek és általában a 3 -as oxidációfokú vegyületei! Gyakorlatilag nem mérgező, mert nem oldható (nem szívódik fel) és mert közönséges hőfokon nem oxidálódik. Nem mérgezőek általában a +5 oxidációfokú vegyületek, sőt az életfolyamatokban nagy szerepet játszanak Oxidációfok A foszfor elektronegativitása közepes értékű (2,1), ezért fémekkel és nemfémekkel egyaránt kovalens kötésekkel vegyül, ami fémekkel alkotott vegyületei (foszfidok) esetében atomrácsot, nemfémekkel (halogének, oxigén) molekulavegyületeket eredményez. Oxidációfoka -3 és +5 között változik, többnyire -3 vagy +3 és +5. Vegyületei közül a +5

oxidációfokúak a legállandóbbak. Előfordulás • • • • Nagy reakciókészsége miatt elemi állapotban a természetben nem fordul elő. Nem fordulnak elő a +3-as oxidációfokú foszforvegyületek sem nagy oxidációs hajlamuk következtében. Elterjedtek viszont a +5-ös oxidációfokú foszforvegyületek, az ásványvilágban ilyenek a foszfátok. Ásványaik: apatit [Ca 5 (PO 4 ) 3 F]; foszforit [Ca 3 (PO 4 ) 2 ] Biológiai jelentősége a foszfornak igen nagy (csont, energiatermelés: ATP, fehérjék, nukleinsavak stb)! Ipari alkalmazás • • • Elemi állapotban: - A vörösfoszfort gyufagyártásra használják (biztonsági gyufa, ahol a foszfor és a KClO 3 reakciója indítja meg az égést). - A hadiiparban Foszforsavban: A vegyipar és az élelmiszeriparban Foszfátokban: A műtrágyagyártásban és a mosószeriparban Előállítása • Ca 3 (PO 4 ) 2 homokkal és faszénnel keverve hevítik 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6 SiO 2 = P 4 O 10 + 6 CaSiO 3 P 4 O 10

+ 10 C = P 4 + 10 CO Irinyi János, a zajtalan és robbanásmentes gyufa feltalálója Kémiai ismereteit a bécsi Politechnikumban szerezte. Egyik professzorának (Meissner Pálnak) sikertelen kísérlete kapcsán jött rá a zajtalan gyufa megoldásának gondolatára. Hosszú kísérletsorozat után, 1836-ban szabadalmaztatta a zajtalan és robbanásmentes gyufát. (A gyufa fejében a foszfort nem kálium-kloráttal, hanem ólomdioxiddal keverte.) Találmányát eladta egy gyufagyárosnak, a kapott összegből külföldre ment tanulmányútra, s ebből fedezte későbbi berlini egyetemi, majd hohenheimi gazdasági akadémiai tanulmányait. Ő alapította az első magyar gyufagyárat (Gyújtófák Gyára néven) 1840-ben Pesten. Difoszfor-pentoxid (P 2 O 5 ) A foszfornak 3 ox idja van: a difiszfor-trioxid (P 2 O 3 ), a difoszfor-tetraoxid (P 2 O 4 ) és a difoszfor-pentoxid (P 2 O 5 ). Ezek közül a difoszfor-pentoxid a legfontosabb A P 2 O 5 képlet csak az arányokat fejezi

ki, a p ontos képlet P 4 O 10 . a molekulában 4 a foszforatom egy képzeletbeli tetraéder 4 c súcsa. Ezekhez kapcsolódnak az oxigénatomok Mindegyik 3 foszforatom 5 párosítatlan elektronjából 4 db sp -hibrid pályán és egy pedig d-pályán van. A hibrid állapotú elektronokkal σ-kötést, a d-elektronnal pedig π-kötést alakít ki. A viszonylag nagy moláris tömege miatt a P 4 O 10 (vagy egyszerűbben P 2 O 5 ) szilárd. Tulajdonságai: • Fehér, pelyhes, könnyen szublimáló vegyület • A foszforsavak valódi savanhidridje • A leghatásosabb szárítószer • Erősen higroszkópos, ami azt jelenti, hogy nagy a vízfelvevőképessége, ezért laboratóriumokban vízelvonásra használják A foszfor-pentoxid molakulája: Reakciója vízzel exoterm folyamat, foszforsav (H 3 PO 4 ) keletkezik, amely egy színtelen 42 °C -on olvadó kristályos vegyület, vizes oldata közepesen erős sav. P 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4