Fosfor
Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Fosfor is een scheikundig element met symbool P en atoomnummer 15. Het is een niet-metaal dat in verschillende kleuren kan voorkomen waarvan rode fosfor en witte fosfor het bekendst zijn.
Inhoud |
[bewerken] Ontdekking
Fosfor is in 1669 ontdekt door de Duitse alchemist Hennig Brand toen hij urine onderzocht. In een poging de zouten in te dampen, viel het Brand op dat er een wittige stof achterbleef die oplichtte in het donker en zeer brandbaar was. De naam heeft fosfor te danken aan het Griekse woord phosphoros, dat (net als het Latijnse woord lucifer) te vertalen is met "lichtdrager". Phosphoros was in de Griekse mythologie een van de personificaties van de planeet Venus.
[bewerken] Toepassingen
Vroeger werd het giftige witte fosfor gebruikt voor lucifers. In het verleden is fosfor ook veelvuldig gebruikt om mensen te vermoorden. Later werd het minder giftige en brandbare rode fosfor gebruikt voor lucifers.
Tegenwoordig is fosfor vooral van belang in de landbouw voor de productie van kunstmest. Hiervoor worden geconcentreerde P4O10 oplossingen als basis gebruikt. Andere gebieden waarin fosfor wordt gebruikt zijn:
- Fosfaten dienen als grondstof voor speciaal glas dat wordt gebruikt voor natrium lampen
- Calciumfosfaat wordt in China veel gebruikt voor de productie van vuurwerk
- Net als silicium wordt fosfor soms toegevoegd aan staal
- In de vorm van trinatriumfosfaat wordt het gebruikt om de hardheid van water te verlagen
- Voor militaire doeleinden wordt fosfor gebruikt bij de productie van onder andere rookbommen
- Fosfor is van belang voor de ontwikkeling van wortels, voor de bloei en voor het rijpen van vruchten en zaden
- Met zwavel reageert het tot fosforpentasulfide dat een belangrijk industrieel chemisch tussenproduct is
En verder wordt fosfor toegepast bij het maken van bijvoorbeeld veiligheidslucifers, pesticiden en tandpasta.
In de biologie speelt fosfor een belangrijke rol. DNA en RNA bestaan voor een deel uit anorganisch fosfor en in de vorm van adenosine trifosfaat (ATP) is fosfor belangrijk voor de opslag en transport van energie. Ook botten bestaan voor een groot deel uit calciumfosfaat.
[bewerken] Vormen van fosfor
In de gasfase bestaat fosfor uit tetraedrische P4 moleculen. Bij hoge temperaturen (>800 oC) vallen deze moleculen uiteen tot P2 moleculen te vergelijken met distikstof. Bij kamertemperatuur levert een damp van P4 na condensatie een vaste stof op, die witte fosfor heet. De P4 tetraëders zijn dan allemaal nog intact en in die vorm is het goed oplosbaar in bijvoorbeeld zwavelkoolstof CS2. De P4 tetraëders maken dat witte fosfor chemisch reactief is. Het kan spontaan ontbranden en ook reageren met bijvoorbeeld een hete NaOH oplossing en vormt dan onderfosforigzuur. De reactiviteit komt door de instabiliteit van de P4 tetraëder en ook door de "spanning" erin aanwezig.
De witte vorm is een metastabiele fase die bij kamertemperatuur een lichaamsgecentreerd kubische kristalstructuur heeft. Bij 195.2 K gaat deze reversibel over in een andere, waarschijnlijk hexagonale structuur
Onder invloed van daglicht of verhitting gaan de tetraëders openklappen en ontstaat langzaam de stabielere rode fosfor. Die is veel minder reactief en ontbrandt niet meer spontaan aan de lucht. Bij kamertemperatuur vormt zich onder invloed van licht in eerste instantie een amorfe vaste stof die maar zeer langzaam uitkristalliseert. Bij hogere temperaturen >200oC vindt dit proces veel sneller plaats en vormt zich de stabiele kristallijne rode fase.
Het voorkomen in meerdere verschijningsvormen van fosfor wordt allotropie genoemd. Naast de witte en rode vorm zijn er nog een aantal andere modificaties bekend zoals de zwarte en de scharlakenrode en de vezelachtige fase, ieder met hun eigen kristalstructuren.
De giftigheid van de witte fosfor komt ook door de reactieve P4 tetraëders. De stabiele rode fosfor op het strijkvlak van een luciferdoosje is niet meer gevaarlijk.
[bewerken] Opmerkelijke eigenschappen
Fosfor komt het meest voor als een witte vaste stof met een karakteristieke geur. Het is niet oplosbaar in water maar wel in koolstofdisulfide. Zuivere fosfor ontbrandt spontaan bij aanwezigheid van lucht tot (di)fosforpentoxide (P4O10, vaak foutief aangeduid als P2O5). Fosfor wordt daarom doorgaans onder water of olie bewaard.
Fosfor kan onder water branden. Brandende fosfor kan niet met water worden gedoofd. Om de brandende fosfor te doven is bordelese pap nodig, een oplossing van 2 gewichtsdelen koper(II)sulfaat en 1 deel kalk in 100 delen water. Brandend fosfor wordt ook wel Grieks vuur genoemd, omdat een soortgelijk wapen door de Oude Grieken gebruikt werd om vijandelijke schepen tot zinken te brengen.
[bewerken] Verschijning
Omdat het zo makkelijk reageert met andere materialen komt fosfor niet in ongebonden toestand voor in de natuur. Het heeft echter een grote verschijningsvorm als fosfor mineralen en is in die vorm een belangrijke bron voor de industrie. Deze mineralen worden in grote hoeveelheden gewonnen in onder andere Rusland, Marokko en de Verenigde Staten. Zuivere fosfor wordt uit mineralen gewonnen door verhitting in aanwezigheid van koolstof of silicium.
[bewerken] Fosforchemie
[bewerken] Fosforzuren en afgeleide zouten
Er is een vrij groot aantal op de oxiden van fosfor gebaseerde zuren en zouten bekend:
| formule | oxidatiegetal | naam | bekend als | naam zout |
|---|---|---|---|---|
| H3PO2 | +1 | onderfosforigzuur | zuur / zout | hypofosfiet |
| HPO2 | +3 | metafosforigzuur | zuur / zout | metafosfiet |
| H4P2O5 | +3 | pyrofosforigzuur | zuur / zout | pyrofosfiet |
| H3PO3 | +3 | orthofosforigzuur | zuur / zout | orthofosfiet |
| H4P2O6 | +4 | onderfosforzuur | zuur / zout | hypofosfaat |
| HPO3 | +5 | metafosforzuur | zout | metafosfaat |
| H5P3O10 | +5 | trifosforzuur | zout | trifosfaat |
| H4P2O7 | +5 | pyrofosforzuur | zuur / zout | pyrofosfaat |
| H3PO4 | +5 | orthofosforzuur | zuur/zout | orthofosfaat |
| H3PO5 | +5 | peroximonofosforzuur | zout | peroximonofosfaat |
| H4P2O8 | +5 | peroxidifosforzuur | zout | peroxidifosfaat |
[bewerken] Isotopen
| Meest stabiele isotopen | |||||
|---|---|---|---|---|---|
| Iso | RA (%) | Halveringstijd | VV | VE (MeV) | VP |
| 31P | 100 | stabiel met 16 neutronen | |||
| 32P | syn | 14,262 d | β | 1,711 | 32S |
| 33P | syn | 25,34 d | β | 5845 | 33S |
Naast het stabiele 31P kunnen de radioactieve isotopen 32P en 33P worden verkregen.
[bewerken] Toxicologie en veiligheid
Voor mensen is fosfor giftig en de LD50 waarde ligt rond 50 mg/kg lichaamsgewicht. Witte fosfor moet onder water worden bewaard om te voorkomen dat het ontbrandt aan de lucht. Rode fosfor is minder gevaarlijk dan de witte variant. Toch moet fosfor ook in deze vorm voorzichtig worden behandeld omdat het bij sommige temperaturen zeer giftige dampen kan afgeven.
[bewerken] Externe links
- PeriodiekSysteem.com over: Fosfor
- Lenntech over: Fosfor
- (en) EnvironmentalChemistry.com over: Fosfor
- (en) WebElements.com over: Fosfor
| Chemische elementen en isotopen |
|---|
|
Periodiek systeem: Standaard · Alternatief · Elektronenconfiguratie |
 |
Voor meer mediabestanden zie de categorie Phosphorus van Wikimedia Commons. |
