Fosfor

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Jump to navigation Jump to search
Fosfor, 15P
PhosphComby.jpg
limonsko rumen, rdeč in vijolični fosfor
Fosfor
IzgovarjavaIPA: [ˈfoːsfɔr]
Videzvoskasto bel, rumen, rdeč, vijoličen, kovinsko črn
Standardna atomska teža Ar, std(P)30,973761998(5)[1]
Pogostost
zemeljski skorji5,2 (silcij = 100)
Fosfor v periodnem sistemu
Vodik Helij
Litij Berilij Bor (element) Ogljik Dušik Kisik Fluor Neon
Natrij Magnezij Aluminij Silicij Fosfor Žveplo Klor Argon
Kalij Kalcij Skandij Titan (element) Vanadij Krom Mangan Železo Kobalt Nikelj Baker Cink Galij Germanij Arzen Selen Brom Kripton
Rubidij Stroncij Itrij Cirkonij Niobij Molibden Tehnecij Rutenij Rodij Paladij Srebro Kadmij indij Kositer Antimon Telur Jod Ksenon
Cezij Barij Lantan Cerij Prazeodim Neodim Prometij Samarij Evropij Gadolinij Terbij Disprozij Holmij Erbij Tulij Iterbij Lutecij Hafnij Tantal (element) Volfram Renij Osmij Iridij Platina Zlato Živo srebro Talij Svinec Bizmut Polonij Astat Radon
Francij Radij Aktinij Torij Protaktinij Uran (element) Neptunij Plutonij Americij Kirij Berkelij Kalifornij Ajnštajnij Fermij Mendelevij Nobelij Lavrencij Raderfordij Dubnij Siborgij Borij Hasij Majtnerij Darmštatij Rentgenij Kopernicij Nihonij Flerovij Moskovij Livermorij Tenes Oganeson
N

P

As
silicijfosforžveplo
Vrstno število (Z)15
Skupinaskupina 15 (pniktogeni)
Periodaperioda 3
Blok  blok p
Razporeditev elektronov[Ne] 3s2 3p3
Razporeditev elektronov po lupini2, 8, 5
Fizikalne lastnosti
Faza snovi pri STPtrdnina
Tališče44,15 °C
rdeč: ∼590 °C[2]
Vrelišče280,5 °C
Sublimišče≈416–590 °C
vijoličen: 620 °C
Gostota (blizu s.t.)bel: 1,823 g/cm3
rdeč: ≈2,2–2,34 g/cm3
vijoličen: 2,36 g/cm3
črn: 2,69 g/cm3
Talilna toplotabel: 0,66 kJ/mol
Izparilna toplotabel: 51,9 kJ/mol
Toplotna kapacitetabel: 23,824 J/(mol·K)
Parni tlak (bel)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
pri T (°C) 6 34 69 115 180 276
Parni tlak (rdeč, b.p. 431 °C)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
pri T (°C) 182 216 256 303 362 431
Lastnosti atoma
Oksidacijska stanja−3, −2, −1, 0,[3] +1,[4] +2, +3, +4, +5 (rahlo kisel oksid)
ElektronegativnostPaulingova lestvica: 2,19
Ionizacijske energije
  • 1.: 1011,8 kJ/mol
  • 2.: 1907 kJ/mol
  • 3.: 2914,1 kJ/mol
  • (več)
Kovalentni polmer107±3 pm
Van der Waalsov polmer180 pm
Barvne črte v spektralnem obsegu
Spektralne črte fosforja
Druge lastnosti
Pojavljanje v naraviprvobitno
Kristalna strukturatelesno centrirana kubična (tck)
Bodycentredcubic kristalna struktura za fosfor
Toplotna prevodnostbel: 0,236 W/(m·K)
črn: 12,1 W/(m·K)
Magnetna ureditevbel, rdeč, vijoličen, črn: diamagnetik[5]
Magnetna susceptibilnost−20,8·10−6 cm3/mol (293 K)[6]
Stisljivostni modulbel: 5 GPa
rdeč: 11 GPa
Številka CAS7723-14-0 (rdeč)
12185-10-3 (bel)
Zgodovina
OdkritjeHennig Brand (1669)
Prepoznal kot elementAntoine Lavoisier[7] (1777)
Najpomembnejši izotopi fosforja
Izo­top Pogos­tost Razpolovni čas (t1/2) Razpadni način Pro­dukt
31P 100% stabilen
32P sled 14,28 d β 32S
33P sled 25,3 d β 33S
Kategorija Kategorija: Fosfor
prikaži · pogovor · uredi · zgodovina | reference

Fósfor (latinsko phosphorus) je kemični element, ki ima v periodnem sistemu simbol P in atomsko število 15. To multivalentno nekovino v dušikovi skupini je moč pogosto najti v neorganskih fosfatnih skalah in v vseh živih celicah, a je nikjer v naravi ne najdemo samorodno. Fosfor je izjemno reaktiven, ob spajanju s kisikom oddaja bled lesk (odtod njegovo ime, ki v latinščini pomeni jutranja zvezda, iz grških besed za svetlobo in prinašanje), pojavlja se v mnogih oblikah in je nujno potreben element za življenje organizmov. Najpomembnejša človeška raba fosforja je v izdelavi gnojil, na široko pa se tudi uporablja za izdelavo eksplozivov, vžigalic, ognjemetov, pesticidov, zobne paste in detergentov. Odkril ga je nemški alkimist Hening Brand leta 1669 pri močnem segrevanju uparjene sečnine.

Pomembne lastnosti[uredi | uredi kodo]

Beli fosfor tvori voskasto belo trdnino, ki ima značilen zoprn vonj, a ko je čist, je brezbarven in prozoren. Ta nekovina ni topna v vodi, je pa topna v ogljikovem disulfidu. Čisti beli fosfor se na zraku spontano vžge in zgori v fosforjev pentaoksid.

Oblike[uredi | uredi kodo]

Fosfor obstaja v najmanj štirih alotropnih oblikah: v beli (ali rumeni), rdeči, in črni (ali vijolični). Najpogostejša sta rdeči in beli fosfor; oba sta tetraederski skupini štirih atomov. Beli fosfor gori na zraku in se ob izpostavljanju toploti ali svetlobi lahko pretvori v rdeči fosfor. Obstaja v dveh različicah, alfa in beta, ki se razločita ob prehodni temperaturi −3.8 °C. Rdeči fosfor je relativno stabilen in sublimira pri plinskem tlaku ene atmosfere pri 170 °C, a gori ob udarcu ali gretju zaradi trenja. Obstaja črni fosforjev alotrop, ki ima podobno strukturo kot grafit - atomi so urejeni v heksagonalnih ravninah - in prevaja elektriko.

Uporaba[uredi | uredi kodo]

Koncentrirane fosforne kisline, ki lahko vsebujejo od 70 % do 75 % P2O5, so v obliki gnojil zelo pomembne za poljedelstvo in živinorejo. V drugi polovici 20. stoletja je globalno povpraševanje za gnojili vodilo v veliko povečanje izdelave fosfatov. Druge rabe:

Glej tudi[uredi | uredi kodo]

Sklici[uredi | uredi kodo]

  1. Meija, Juris; et al. (2016). "Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)". Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265–91. doi:10.1515/pac-2015-0305.
  2. "Phosphorus: Chemical Element". Encyclopædia Britannica.
  3. Wang, Yuzhong; Xie, Yaoming; Wei, Pingrong; King, R. Bruce; Schaefer, Iii; Schleyer, Paul v. R.; Robinson, Gregory H. (2008). "Carbene-Stabilized Diphosphorus". Journal of the American Chemical Society. 130 (45): 14970–1. doi:10.1021/ja807828t. PMID 18937460.
  4. Ellis, Bobby D.; MacDonald, Charles L. B. (2006). "Phosphorus(I) Iodide: A Versatile Metathesis Reagent for the Synthesis of Low Oxidation State Phosphorus Compounds". Inorganic Chemistry. 45 (17): 6864–74. doi:10.1021/ic060186o. PMID 16903744.
  5. Lide, D. R., ur. (2005). "Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds". CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th izd.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
  6. Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. str. E110. ISBN 0-8493-0464-4.
  7. cf. "Memoir on Combustion in General" Mémoires de l'Académie Royale des Sciences 1777, 592–600. from Henry Marshall Leicester and Herbert S. Klickstein, A Source Book in Chemistry 1400–1900 (New York: McGraw Hill, 1952)