Fòsfor

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Per a altres significats vegeu «Fòsfor (desambiguació)».
Fòsfor
15P
SiliciFòsforSofre
N

P

As
Aspecte
Incolor, blanc cera, groc, escarlata, vermell, violat, negre

Sofre de color blanc cera, vermell (en forma granulada i compacta) i violat
Propietats generals
Nom, símbol, nombre Fòsfor, P, 15
Categoria d'elements No metalls
Grup, període, bloc 153, p
Pes atòmic estàndard 30,973762(2)
Configuració electrònica [Ne] 3s2 3p3
2, 8, 5
Configuració electrònica de Fòsfor
Propietats físiques
Fase Sòlid
Densitat
(prop de la t. a.)
(blanc) 1,823. (vermell) ≈ 2,2 – 2,34. (violat) 2,36. (negre) 2,69 g·cm−3
Punt de fusió (blanc) 44,2 °C. (negre) 610 °C
Punt de sublimació (vermell) ≈ 416 – 590  °C. (violat) 620 °C
Punt d'ebullició (blanc) 280,5 °C
Entalpia de fusió (blanc) 0,66 kJ·mol−1
Entalpia de vaporització (blanc) 12,4 kJ·mol−1
Capacitat calorífica molar (blanc)
23,824 J·mol−1·K−1
Pressió de vapor (blanc)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
a T (K) 279 307 342 388 453 549
Pressió de vapor (red, p.e. 431 °C)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
a T (K) 455 489 529 576 635 704
Propietats atòmiques
Estats d'oxidació 5, 4, 3, 2[1], 1 [2], −1, −2, −3
(òxid àcid suau)
Electronegativitat 2,19 (escala de Pauling)
Energies d'ionització
(més)
1a: 1.011,8 kJ·mol−1
2a: 1.907 kJ·mol−1
3a: 2.914,1 kJ·mol−1
Radi covalent 107±3 pm
Radi de Van der Waals 180 pm
Miscel·lània
Estructura cristal·lina Triclínica
Fòsfor té una estructura cristal·lina triclínica
Ordenació magnètica (blanc, vermell, violat, negre) diamagnètic[3]
Conductivitat tèrmica (blanc) 0,236. (negre) 12,1 W·m−1·K−1
Mòdul de compressibilitat (blanc) 5. (vermell) 11 GPa
Nombre CAS 7723-14-0
Isòtops més estables
Article principal: Isòtops del fòsfor
Iso AN Semivida MD ED (MeV) PD
31P 100% 31P és estable amb 16 neutrons
32P sin 14,28 d β 1,709 32S
33P sin 25,3 d β 0,249 33S

El fòsfor és un element químic de nombre atòmic 15 i símbol P. És un no metall multivalent pertanyent al grup del nitrogen (grup 15) que es troba en la natura combinat en fosfats inorgànics i en organismes vius però mai en estat natiu. És molt reactiu i s'oxida espontàniament en contacte amb l'oxigen atmosfèric emetent llum, donant nom al fenomen de la fosforescència.

Característiques principals[modifica | modifica el codi]

El fòsfor comú és un sòlid cerós de color blanc amb un característica olor desagradable. En estat pur és incolor. Aquest no metall és insoluble en aigua, i s'oxida espontàniament en presència d'oxigen formant pentòxid de fòsfor (P2O5), per la qual cosa s'emmagatzema submergit en aigua.

Hi ha diverses formes al·lotròpiques del fòsfor sent les més comunes el fòsfor blanc i el roig; ambdós formant estructures tetraèdriques de quatre àtoms. El fòsfor blanc, extremadament tòxic i inflamable presenta dos formes, alfa i beta, amb una temperatura de transició de -3,8 °C; exposat a la llum solar o a la calor (300 °C) es transforma en fòsfor roig en reacció exotèrmica. Aquest és més estable i menys volàtil i tòxic que el blanc i és el que es troba normalment en els laboratoris i amb el que es fabriquen els llumins. El fòsfor negre presenta una estructura semblant al grafit i condueix l'electricitat, és el més dens dels tres estats i no s'inflama.

Aplicacions[modifica | modifica el codi]

L'àcid fosfòric (H3PO4) concentrat, que pot contindre entre 70 i 75% de pentòxid de fòsfor (P2O5) és important per a l'agricultura, ja que forma els fosfats emprats en la producció de fertilitzants.

Rol biològic[modifica | modifica el codi]

Els compostos de fòsfor intervenen en funcions vitals per als éssers vius, per la qual cosa està considerat com un element químic essencial. El fòsfor inorgànic, per exemple, forma part de les molècules d'ADN i ARN, les cèl·lules l'utilitzen per a emmagatzemar i transportar l'energia per mitjà del trifosfat d'adenosina (ATP), i a més és un element important en el protoplasma cel·lular i el teixit nerviós.

El fòsfor en les plantes[modifica | modifica el codi]

Article principal: Fòsfor en les plantes

El fòsfor, junt amb el nitrogen i el potassi, és un dels principals macronutrients per a les plantes. El fòsfor que hi ha en els sòls habitualment no està majoritàriament en una forma que sigui dírectament disponible per les plantes. Les plantes han de capturar el fòsfor en la forma inorgànica i transportar-lo dins de les plantes. Els fongs micoriza ajuden al 90% de les espècies de plantes terrestres a absorbir el fòsfor que necessiten. En les plantes conreades l'adobat amb fòsfor, sovint amb l'anomenat superfosfat, és molt habitual.

Història[modifica | modifica el codi]

El fòsfor —del llatí phosphorus, i este del grec φωσφóρος, portador de llum— antic nom del planeta Venus, fou descobert per l'alquimista alemany Hennig Brand al 1669 a Hamburg al destil·lar una mescla d'orina i arena (en va utilitzar 50 galledes), mentre buscava la pedra filosofal; a l'evaporar la urea va obtenir un material blanc que brillava en la foscor i cremava amb una flama brillant; des de llavors, les substàncies que brillen en la foscor sense cremar se les anomena fosforescents. Brand, la primera persona coneguda que ha descobert un element químic, va mantenir el seu descobriment en secret però un altre alquimista alemany, Kunckel, el va redescobrir al 1677 i va ensenyar a Boyle la forma d'obtenir-lo.

Abundància i obtenció[modifica | modifica el codi]

A causa de la seva reactivitat, el fòsfor no es troba natiu en la naturalesa, però forma part de nombrosos minerals. L'apatita és una important font de fòsfor, existint importants jaciments a El Marroc, Rússia, Estats Units i altres països.

La forma al·lotròpica blanca es pot obtenir per distints procediments; en un d'ells, el fosfat tricàlcic, obtingut de les roques, s'escalfa en un forn a 1450 °C en presència de sílice i carboni reduint el fòsfor que s'allibera en forma de vapor.

2Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 +10 C → 6CaSiO3 + 10 CO + P4 - 3084 kJ

Precaucions[modifica | modifica el codi]

El fòsfor blanc és extremadament verinós —una dosi de 50 mg pot ser letal— molt inflamable pel que s'ha d'emmagatzemar submergit en aigua, i en contacte amb la pell provoca cremades. L'exposició contínua al fòsfor provoca la necrosi de la mandíbula.

El fòsfor roig no s'inflama espontàniament en presència d'aire i no és tòxic, però ha de manejar-se amb precaució, ja que pot produir-se la transformació en fòsfor blanc i l'emissió de vapors tòxics en escalfar-se.

Referències[modifica | modifica el codi]

  1. webelements
  2. Ellis, Bobby D.; MacDonald, Charles L. B.. «Phosphorus(I) Iodide:  A Versatile Metathesis Reagent for the Synthesis of Low Oxidation State Phosphorus Compounds». Inorganic Chemistry, vol. 45, 17, 2006, pàg. 6864–74. DOI: 10.1021/ic060186o. PMID: 16903744.
  3. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds

Enllaços externs[modifica | modifica el codi]

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Fòsfor