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 P_n 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⁺ + HPO₃^2–

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⁺ + HPO₄^2–

HPO₄^2– + H₂O ⇆ H₃O⁺ + PO₄^3–

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.

Zdroje

• BÁRTA, Milan. Chemické prvky kolem nás. 1. vydání. Brno: Edika, 2012. 112s. ISBN 978-80-266-0097-8.
• BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRANOVÁ. Odmaturuj z chemie. 1.vydání. Brno: Didaktis, 2002. 208 s. ISBN 80-86285-56-1.
• DVOŘÁČKOVÁ, Svatava. Rychlokurz chemie. 1. vydání. Olomouc: Rubico, 2000. 238 s. ISBN 80-85839-42-3.
• FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I/Obecná a anorganická. 1. vydání. Praha: SPN, 2001. 120 s. ISBN 80-7235-147-8.
• KOTLÍK, Bohumír a Květoslava RŮŽIČKOVÁ. Chemie I v kostce. 1. vydání. Havlíčkův Brod: Fragment, 1996. 120 stran. ISBN 80-7200-056-X.
• ŠRÁMEK, Vratislav a Ludvík KOSINA. Obecná a anorganická chemie. 1. vydání. Olomouc: FIN, 1996. 262 stran. ISBN 80-7182-003-2.

Obrázky

• Obr. 1: Aatze78. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-5-10]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Phosphorus_white.jpg?uselang=cs.
• Obr. 2: Mangel, Ondřej. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-10-23]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:%C4%8Cerven%C3%BD_fosfor.png?uselang=cs.
• Obr. 3: Contrast, High. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-11-18]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Museum_Reich_der_Kristalle_-_Apatit_%28Sljudjanka,_Baikalsee,_Russland%29.JPG?uselang=cs.
• Obr. 4: Neurotiker. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-10-23]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/Category:Adenosine_triphosphate?uselang=cs#mediaviewer/File:Adenosintriphosphat_protoniert.svg.
• Obr. 5: Archív autora.