Fosfor

iso: izotop
NA: abundență în natură
TD: timpul de înjumătățire
DM: modul de descompunere
DE: energia de descompunere în MeV
DP: produs de descompunere

Fosforul este un element chimic al tabelului periodic al elementelor care are un număr atomic de 15 și un simbol P. Este un nemetal al grupei azotate .

La temperatura camerei este solid , dar peste 44,15 ° C devine imediat lichid .

Fosforul nu se găsește în natură în stare elementară, dar sub formă de fosfat ( sare a acidului fosforic ), este abundent în unele roci și în celulele ființelor vii, al căror metabolism este o componentă esențială. Fosforul elementar este extrem de reactiv și, atunci când este combinat cu oxigenul, emite o lumină slabă (de unde și numele său, φωσφόρος, phosphóros , care în greacă înseamnă „purtător de lumină”). Principala utilizare industrială a fosforului este în producția de îngrășăminte . Este, de asemenea, utilizat la producerea de explozivi , chibrituri , artificii , pesticide , paste de dinți , detergenți și LED-uri albe .

Fosforul apare ca un solid alb ceros, cu un miros neplăcut caracteristic de usturoi; atunci când este foarte pur, este transparent. Este insolubil în apă și solubil în solvenți organici și în special în sulfură de carbon . Încălzit în aer, arde ușor, formând anhidridă fosforică P ₄ O ₁₀ (decaoxid de tetrafosfor), scris adesea cu formula brută P ₂ O ₅ .

Istorie

Fosforul a fost izolat pentru prima dată de chimistul german Hennig Brand în 1669 . În încercarea de a distila sărurile reziduale ale evaporării urinei , Brand a produs un material alb, luminescent în întuneric, care a ars cu o flacără strălucitoare. De atunci, cuvântul fosforescent a fost folosit pentru a descrie acele materiale care strălucesc în întuneric fără a arde.

Discuțiile alchimiștilor au fost reînviate și nume mari în știința vremii, precum Robert Boyle , au participat la dezbaterea privind proprietățile noului material luminescent.

Orașul Bologna își leagă numele de material: la 12 decembrie 1711 a fost fondat Institutul de Științe , opera lui Luigi Ferdinando Marsili , unde a continuat studiul fenomenului fosforilor, în special de către chimistul și medicul Jacopo Bartolomeo Beccari . Beccari a fost inițial profesor de fizică (din 4 decembrie 1711 ), apoi a devenit profesor de chimie la institut. Catedra, fondată la 16 noiembrie 1737, a fost strâns legată de facultatea de medicină și a fost prima din Italia care a instituit predarea chimiei experimentale.

Ca parte a muncii sale, Beccari și câțiva colaboratori au creat câteva mașini și dispozitive experimentale pentru studiul fosforilor și al compușilor organici. Rezultatele lucrării au fost colectate de Francesco Maria Zanotti , secretar academic, în De Bononiensis scientiarum et Artium Instituto atque Accademiae. Comentarii . Marsigli însuși a fost, de asemenea, angajat în cercetări pe această temă, prezentând rezultatele obținute la Academia de Științe din Paris .

La sfârșitul secolului al XVIII-lea și începutul secolului al XIX-lea , utilizarea fosforului a început să fie înțeleasă corect. În Cours de physique experimental și de chimie; la l'usage des Ecole centrales, specialment de l'Ecole centrale de la Côte d'Or din 1801, există o explicație detaliată a modului de utilizare a pietrei pentru a obține obiecte fosforescente.

Primele chibrituri au fost făcute cu fosfor alb, dar a fost periculos și toxic la manipulare. Expunerea la vapori i-a determinat pe muncitori să necroze oasele maxilarului.
Odată cu adoptarea fosforului roșu mai puțin volatil și mai stabil, riscurile au fost reduse.

Fosforul alb a fost folosit în mai multe războaie ca armă incendiară.

Izotopi

Cei mai comuni izotopi ai fosforului sunt:

³¹ P: singurul izotop stabil prezent în natură.
³² P ( radioactiv ). Se supune decăderii beta ( 1,71 MeV ) cu un timp de înjumătățire de 14,3 zile. Se folosește în cercetarea biochimică ca trasor pentru ADN și ARN.
³³ P (radioactiv). Se supune descompunerii beta (0,25 MeV) cu un timp de înjumătățire de 25,4 zile. Este utilizat în cercetarea biochimică ca emițător de raze beta cu energie redusă.

Forme cristaline

Fosforul există în diferite forme alotrope identificate prin culoarea lor: alb (sau galben), roșu și negru (sau violet). Cele două cele mai frecvente sunt fosforul roșu , de fapt violet, și fosforul alb , ambele formate din grupuri tetraedrice de câte patru atomi fiecare. Fosforul alb arde spontan cu oxigen în aer peste 40 ° C; poate fi transformat în forma roșie prin încălzire în absența aerului. Fosforul roșu este relativ stabil și, prin urmare, nu prea reactiv; se sublimează la 170 ° C și se aprinde prin impact sau frecare.

Fosforul negru are o structură similară cu cea a grafitului și este un semiconductor : atomii sunt dispuși în foi paralele de inele hexagonale condensate.

Disponibilitate

Datorită reactivității sale, fosforul nu există în stare nativă în natură. Cu toate acestea, este prezent pe scară largă în numeroase minerale. Rocile fosfatice, constând în principal din apatit (un fosfat de calciu impur având următoarea formulă moleculară: 3 Ca ₃ (PO ₄ ) ₂ CaX ₂ unde X poate fi ion fluor, clorură, hidroxid sau ½ carbonat) sunt o sursă comercială importantă a acestui element. Au fost găsite depozite mari de apatită în China , Rusia , Maroc și Statele Unite .

Fosforul alb este extras din apatită prin prăjire în cuptor în prezența cărbunelui și a siliceului . Fosforul elementar este eliberat ca vapori care sunt colectați și depozitați sub acid fosforic .

Producție

Producția de fosfor constă într-o reducere a mineralelor fosforice (fluoroapatite, hidroxiapatite, carbonatoapatite etc.) numite minerale fosfatice. Acestea sunt reacționate cu cuarțit și cocs . Odată ce componentele sunt amestecate și măcinate, acestea sunt încărcate în cuptoare cu arc electric, aceste cuptoare asigură căldura necesară reacției care este puternic endotermă (ΔH _{298 K} = 1 695 kJ / mol ).

{\ce {Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5C -> 3CaSiO3 + 1/2 P4 + 5CO}}

{\ displaystyle {\ ce {Ca3 (PO4) 2 + 3 SiO2 + 5C -> 3CaSiO3 + 1/2 P4 + 5CO}}}

{\ displaystyle {\ ce {Ca3 (PO4) 2 + 3 SiO2 + 5C -> 3CaSiO3 + 1/2 P4 + 5CO}}}

Fumul care iese se purifică din mineral și din alți reactivi fini trasi la o temperatură astfel încât fosforul, prin condensare, să nu fie, de asemenea, redus. Aeriform rămas este alcătuit din vapori ai fosforului, CO și SiF4 și este trimis la un turn în care se pulverizează apă (asigurându - vă că temperatura nu scade sub 60 ° C). Fosforul se condensează astfel, dar nu se solidifică și se adună sub apă. Acestea din urmă, prin reacția cu SiF4, se transformă într - o soluție de metasilicic și fluorosilicic acidă . CO, complet defosforat și defluorurat, este de asemenea dezumidificat prin răcire și apoi utilizat ca combustibil. Zgura produsă de cuptor, constând în mod esențial din casio _3, sunt aditivi bune pentru cimenturi și conglomerate bituminoase. Aliajul fier-fosfor, utilizat în industria siderurgică, este, de asemenea, descărcat din fundul cuptorului. Fosforul lichid, tratat cu decolorare, este apoi pompat la filtrare și ulterior solidificat într-o formă „albă” și turnat în dimensiuni comerciale sub apă sau într-un mediu cu dioxid de carbon. Întotdeauna păstrat în apă, fosforul alb este eliberat pentru consum.

Aplicații

Acidul fosforic concentrat (H ₃ PO ₄ ) este utilizat pe scară largă pentru producerea de îngrășăminte. In plus

fosfații sunt utilizați în pahare speciale pentru lămpi de sodiu ;
fosfatul de calciu este utilizat pentru producția de porțelan și pentru producția de mono-fosfat de calciu, utilizat ca agent de dospire;
este utilizat la producerea oțelurilor și bronzurilor speciale;
fosfatul trisodic este utilizat pentru a înmuia apa și pentru a preveni înfundarea calcarului ;
fosforul alb este utilizat în industria de război pentru producerea de dispozitive incendiare, bombe de fum și gloanțe de urmărire.
mai mulți compuși ai fosforului sunt folosiți la producerea chibriturilor .
fosforul este utilizat în dopajul semiconductorilor pentru a le crește conductivitatea.

Funcția biologică

Compușii fosforului sunt implicați în funcțiile vitale ale tuturor formelor de viață cunoscute. Grupările fosfat fac parte din moleculele ADN , ARN , ATP și fosfolipide. Fosfatul de calciu este o componentă esențială a oaselor.

Element structural al dinților , oaselor și celulelor , fosforul este un mineral care reprezintă mai mult de 1% din greutatea corporală . Fosforul este esențial în diferite procese de producere a energiei ( metabolismul grăsimilor , carbohidraților și proteinelor ) și stimulează contracțiile musculare; fosforul este necesar și în medierea intracelulară, asigură funcția renală și transmiterea impulsurilor nervoase.

Sursele alimentare de fosfor sunt cerealele , legumele , laptele , carnea de vită , peștele , păsările de curte și leguminoasele . Începând cu vârsta de 25 de ani doza recomandată de fosfor este 800 mg / zi .

Sugarii de până la 6 luni au o necesitate de 300 mg / zi, în timp ce de la 6 luni la 1 an doza recomandată este de 600 mg / zi. Copiii de la 1 la 10 ani au o cerință de 800 mg / zi; de la 11 la 24 de ani cerința este egală cu 1200 mg / zi. Deși deficiența de fosfor este rară, deoarece mineralul este prezent într-o mare varietate de alimente, aportul insuficient poate duce la dificultăți de creștere, tulburări osoase, cum ar fi osteoporoza , tulburări ale conducerii nervoase, oboseală mentală și fizică.

Un efect pozitiv asupra inteligenței și memoriei a fost atribuit consumului de fosfor și pește. Studiile au constatat că, de fapt, consumul de pește facilitează inteligența verbală și visospaziale ^[1], dar acest lucru nu se datorează fosforului, ci probabil funcției anumitor acizi grași găsiți la pești, în special omega-3 și omega 6 . ^[1]

O cantitate adecvată de fosfor este necesară pentru asimilarea calciului. Fitina este necesară pentru metabolismul fosforului.

Precauții

Simboluri de pericol chimic
Pericol
fraze H	228 - 412 ^[2]
Expresii R.	R 11-16-50
sfat P	210 - 273 ^[3]
Fraze S.	S 7-43-61
Produsele chimice trebuie manipulat cu precauție
Avertizări

Fosforul este foarte otrăvitor, doza medie letală este 1 mg . Alotropul alb trebuie depozitat sub apă și manipulat numai cu o pensă, deoarece contactul cu pielea poate provoca arsuri. Intoxicația cronică determină necroza țesutului osos. Esterii fosforici sunt otrăvitori pentru sistemul nervos , în timp ce fosfații anorganici sunt în esență netoxici.

Vărsarea unor cantități mari de îngrășăminte sau detergenți pe bază de fosfor provoacă poluarea solului și eutrofizarea apei.

Citate literare

Una dintre poveștile din „ Sistemul periodic ” al lui Primo Levi este dedicată fosforului.

Notă

^ ^a ^b Corriere della Sera - „Dacă mănânci pește devii mai inteligent”
^ foaie de informații despre fosfor roșu pe IFA-GESTIS , pe gestis-en.itrust.de . Adus la 30 iunie 2021 (Arhivat din original la 16 octombrie 2019) .
^ Sigma Aldrich; rev. din 23 februarie 2011

Bibliografie

Francesco Borgese, Elementele tabelului periodic. Descoperire, proprietăți, utilizări. Manual chimic, fizic, geologic , Roma, CISU, 1993, ISBN 88-7975-077-1 .
R. Barbucci, A. Sabatini, P. Dapporto, Tabel periodic și proprietăți ale elementelor , Florența, Edizioni V. Morelli, 1998 (arhivat din original la 22 octombrie 2010) .

Elemente conexe

Alte proiecte

Wikicitată conține citate din sau despre fosfor
Wikționarul conține dicționarul lema « fosfor »
Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere pe fosfor

linkuri externe

Fosfor , pe Treccani.it - Enciclopedii online , Institutul Enciclopediei Italiene .
( EN ) Fosfor / Fosfor (altă versiune) , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.
La Pietra di Bologna , pe itineraribologna.it . Adus la 12 iunie 2007 (arhivat din original la 15 august 2007) .

Controlul autorității	Thesaurus BNCF 21980 · LCCN (RO) sh85101119 · GND (DE) 4045855-6 · BNF (FR) cb119329562 (data) · BNE (ES) XX534851 (data) · NDL (RO, JA) 00569477

Portalul chimiei : portalul științei compoziției, proprietăților și transformărilor materiei

[corr-1] Corriere della Sera - „Dacă mănânci pește devii mai inteligent”

[2] rmații despre fosfor roșu pe IFA-GESTIS , pe gestis-en.itrust.de . Adus la 30 iunie 2021 (Arhivat din original la 16 octombrie 2019) .

[3] Sigma Aldrich; rev. din 23 februarie 2011

[1],

[2]

[3]