Fosfor Flashcards
Fosfor. Obecná charakteristika
Fosfor se vpřírodě 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)2se podílí na stavbě kostí a zubů.
Jak se vyrábí?.
Vyrábí se tavením směsi fosfátů, křemenného písku a koksu:
2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C → 6 CaSiO3 + P4 + 10 CO
kolik modifikaci tvoří?
Fosfor je pevná látka, tvoří 3 alotropické modifikace: bílý fosfor P4, červený fosfor Pn a černý fosfor (kovový).
Bilý fosfor
Bílý fosforje 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:
P4+ 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 kvýrobě zápalných bomb, na hubení krys.
Červený 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.
Černý fosfor
Černý fosfor je nejméně reaktivní, není jedovatý. Nerozpouští se ve vodě ani v nepolárních rozpouštědlech. Vede teplo a elektrický proud.
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
Hnojiva přírodní
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 + 2 CaSO4
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–
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
Jak se H3PO4 používá?
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).
Soli kyseliny fosforečné
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
Kyselina trihydrogenfosforitá
H3PO3 je dvojsytná kyselina:
H3PO3 + H2O ⇆ H3O+ + H2PO3–
H2PO3– + H2O ⇆ H3O+ + HPO32–
Tvoří jen dvě řady solí – dihydrogenfosforitany a hydrogenfosforitany.
Chlorid fosforitý
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
Chlorid fosforečný PCl5 se získá reakcí chloridu fosforitého s chlorem:
PCl3 + Cl2 → PCl5
Používá se k chloraci organických látek
