Fosfor, phosphorus, 15P
Fosfor se v přírodě 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)2 se podílí na stavbě kostí a zubů.
Vyrábí se tavením směsi fosfátů, křemenného písku a koksu:
2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C → 6 CaSiO3 + P4 + 10 CO
Fosfor je pevná látka, tvoří 3 alotropické modifikace: bílý fosfor P4, červený fosfor Pn a černý fosfor (kovový).
Bílý fosfor je 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 k výrobě zápalných bomb, na hubení krys.
Obr. 1: Bílý 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.
Obr. 2: Červený fosfor
Černý fosfor je nejméně reaktivní, není jedovatý. Nerozpouští se ve vodě ani v nepolárních rozpouštědlech. Vede teplo a elektrický proud.
Sloučeniny fosforu
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
Kyselina trihydrogenfosforitá H3PO3 je dvojsytná kyselina:
H3PO3 + H2O ⇆ H3O+ + H2PO3–
H2PO3– + H2O ⇆ H3O+ + HPO32–
Tvoří jen dvě řady solí – dihydrogenfosforitany a hydrogenfosforitany.
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–
Do prvního stupně disociuje jako silná kyselina, do druhého jako středně silná a do třetího jako slabá kyselina. Bezvodá tvoří bezbarvé krystalky, používá se její 85 % vodný roztok. 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
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).
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
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
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 PCl5 se získá reakcí chloridu fosforitého s chlorem:
PCl3 + Cl2 → PCl5
Používá se k chloraci organických látek.
