Fosfor jest pierwiastkiem chemicznym o symbolu P, który zajmuje trzynaste miejsce pod względem rozpowszechnienia w skorupie ziemskiej. Jest również niemetalem, znajdującym się w trzecim okresie i w piętnastej grupie układu okresowego (azotowce). Fosfor odkrył w 1669 r. hamburski lekarz Henning Brand. Wydzielił go w postaci fosforu białego, z moczu, podczas długotrwałego prażenia. W przyrodzie fosfor nie występuje w stanie wolnym, lecz w postaci minerałów tj.: fosforyt - ${\mathrm{Ca}}_3\left({\mathrm{PO}}_4\right){}_2$, fluoroapatyt - $3{\mathrm{Ca}}_3\left({\mathrm{PO}}_4\right){}_2·{\mathrm{CaF}}_2$ oraz chloroapatyt - $3{\mathrm{Ca}}_3\left({\mathrm{PO}}_4\right){}_2·{\mathrm{CaCl}}_2$

RfAeOVnjikzyq

Zdjęcie przedstawia minerał fluoroapatyt. Ma niebieski kolor, jest przezroczysty i błyszczący. Kryształy są miejscami nieregularnie pozrastane, tworzą skupisko.

R5X5wtKCzgkOK

Ilustracja interaktywna. Zdjęcie przedstawiające bryłkę składającą się z trzech pozrastanych minerałów. W centralnej części znajduje się chloroapatyt w kształcie foremnego graniastosłupa. Ma barwę szarą, miejscami białawą. Umocowany jest w otoczeniu magnetytu i kalcytu. Magnetyt to minerał o zbitej, ziarnistej postaci koloru grafitowego, to jest ciemnoszarego. Na jego powierzchni można dostrzec krystaliczne formy kalcytu - przeźroczystego, tutaj grubokrystalicznego minerału. 1. chlorapatyt , 2. kalcyt , 3. magnetyt , 4.

Ilustracja interaktywna. Zdjęcie przedstawiające bryłkę składającą się z trzech pozrastanych minerałów. W centralnej części znajduje się chloroapatyt w kształcie foremnego graniastosłupa. Ma barwę szarą, miejscami białawą. Umocowany jest w otoczeniu magnetytu i kalcytu. Magnetyt to minerał o zbitej, ziarnistej postaci koloru grafitowego, to jest ciemnoszarego. Na jego powierzchni można dostrzec krystaliczne formy kalcytu - przeźroczystego, tutaj grubokrystalicznego minerału. 1. chlorapatyt , 2. kalcyt , 3. magnetyt , 4.

Fosfor w stanie stałym występuje w kilku odmianach alotropowychalotropiaalotropowych. Należą do nich: fosfor biały, fosfor czerwony, fosfor fioletowy i fosfor czarny.

Fosfor biały

R1dAGy0ausFny1

Zdjęcie przedstawiające fosfor biały uformowany w kostkę, której jedno z naroży zostało przycięte. Jego konsystencja jest woskowata.

Fosfor biały to woskowata substancja, która topi się w temperaturze 44,15°C (317,3 K). Ta odmiana fosforu nie rozpuszcza się w wodzie, lecz w benzynie i dwusiarczku węgla. Występuje w postaci czteroatomowych cząsteczek ${\text{P}}_4$, gdzie atomy ułożone są w czworościan foremny (tetraedr). Wiązania ϭ w miedzy atomami fosforu są utworzone w 98% z orbitali 3p i zaledwie w 2% z orbitali 3s i 3d.

R1QEJ9EX2kAy5

Struktura przestrzenna cząsteczek fosforu białego. Każda cząsteczka składa się z czterech atomów ułożonych w czworościan foremny (tetraedr). Cząsteczki tworzą układ regularny lub heksagonalny.

Fosfor biały jest bardzo toksyczny (dawka śmiertelna 0,1 g) i skrajnie łatwopalny, ulega samozapłonowisamozapłonsamozapłonowi na powietrzu, dlatego przechowywany jest pod wodą. Jest stosowany do produkcji materiałów wybuchowych (tj. granaty, napalm), flar ostrzegawczych i trutki na szczury. Przez długi czas służył do tworzenia świecących napisów. Zastosowanie to wynikało ze specyficznej zdolności do emitowania światła, czyli chemiluminescencjichemiluminescencjachemiluminescencji. Fosfor biały na powietrzu ulega reakcji utlenienia, czego efektem energetycznym jest świecenie w ciemnościach. W wyniku reakcji utlenienia z fosforu białego powstaje dekatlenek tetrafosforu - tlenek fosforu(V), powszechnie używany w chemii środek suszący.

R1Rvhf7NtPeW71

Na zdjęciu widoczne jest zjawisko chemiluminescencji fosforu białego. Na ciemnym tle zamieszczona została grudka fosforu, który emituje białe światło w ciemności.

Fosfor biały jest otrzymywany w postaci par, na skutek ogrzewania fosforanu(V) wapnia z piaskiem i z koksem w piecu (temperatura 1300‑1450°C), bez dostępu powietrza.

Podczas tej reakcji fosfor wydziela się w postaci stężonych par, które ulegają kondensacji w wyniku przepuszczenia ich przez warstwę wodną. Ta odmiana alotropowa fosforu jest najmniej trwała i można z niej otrzymać inne trwałe odmiany, które są produktami polimeryzacji cząsteczek ${\text{P}}_4$.

Fosfor czerwony

R9uiszh2aziJo1

Zdjęcie przedstawia fosfor czerwony w postaci nieco zbrylonego proszku. Ma brunatną barwę.

W XIX w. szwedzki naukowiec Jacob von Berzelius odkrył, że fosfor biały pod wpływem światła słonecznego przybiera czerwoną barwę i traci zdolność do emitowania światła w ciemności. W taki sposób został odkryty fosfor czerwony, czyli kolejna odmiana alotropowa fosforu. Fosfor czerwony, jak sama nazwa wskazuje, to substancja koloru ciemnoczerwonego, nietoksyczna i mniej reaktywna niż fosfor biały. Na powietrzu zapala się w temperaturze 396,85°C (670 K) i, w przeciwieństwie do fosforu białego, jest nierozpuszczalny. Fosfor czerwony posiada łańcuchową strukturę, przypuszczalnie tworzącą się na skutek pękania niektórych wiązań w cząsteczkach ${\text{P}}_4$.

R1MPZb3Pnnzv7

Na zdjęciu struktura przestrzenna fosforu czerwonego. Fosfor czerwony ma strukturę łańcucha. Tworzą go połączone ze sobą tetraedry.

Fosfor czerwony można otrzymać w wyniku ogrzewania fosforu białego z jodem (katalizator) w temperaturze ok 176,85°C (450 K) bez dostępu powietrza.

Ciekawostka

RznZdPy3PiICH1

Fotografia przedstawia pudełko z zapałkami i zapaloną zapałkę trzymane w dłoniach.

Fosfor czerwony jest powszechnie stosowany do produkcji drasek w opakowaniu zapałek. Draska znajdująca się na boku pudełka zapałek zawiera: fosfor czerwony, spoiwo oraz zmielone szkło. Na skutek potarcia główką zapałki o draskę następuje wzrost temperatury do około 200°C i zapalenie się zapałki. Jest to efekt zachodzący na skutek reakcji chemicznej między fosforem czerwonym i chloranem potasu (znajdującym się w główce zapałki). Dawniej (XIX w.) przez długi czas stosowane były zapałki fosforowe, zawierające fosfor biały, które zapalały się przy energicznym potarciu, o dowolną suchą i szorstką powierzchnię.

Fosfor fioletowy

R1WnjMJ4kvQu71

Zdjęcie przedstawiające połyskujące bryłki fosforu fioletowego zatopionego w szklanej ampułce. Ma on ciemnofioletowe zabarwienie.

Fosfor fioletowy został odkryty w 1865 r. przez niemieckiego chemika i fizyka J. W. Hitorffa. Topi się w temperaturze 593°C (866,15 K). Jest krystaliczną odmianą fosforu o skomplikowanej strukturze. Krystalizuje w układzie jednoskośnym.

Fosfor fioletowy jest mało reaktywny i nie rozpuszcza się w żadnej substancji. Otrzymuje się go na skutek długotrwałego ogrzewania fosforu czerwonego w temperaturze ok 526°C (800 K) oraz w wyniku krystalizacji roztworu fosforu białego w stopionym ołowiu lub bizmucie.

RrjPLUYJwiXmD

Na zdjęciu jest struktura przestrzenna fosforu fioletowego. Atomy fosforu tworzą rurki o przekroju pięciokątnym.

Fosfor czarny

Rvoc1VheRDQAQ1

Zdjęcie przedstawiające kryształy fosforu czarnego zatopione w szklanej ampułce. Mają one czarną barwę i wyraźnie metaliczny połysk.

Fosfor czarny został odkryty w XX w. przez amerykańskiego fizyka P. W. Bridgmana. Ma on szarą barwę i metaliczny połysk. Tym samym przypomina on grafit i podobnie jak on przewodzi prąd. Z tego względu jest badany pod kątem zastosowań w elektronice. Fosfor czarny topi się w temperaturze ok. 610°C (883,15 K). Jest najbardziej trwałą odmianą fosforu. Posiada strukturę warstwową, w której każdy atom fosforu powiązany jest z trzema sąsiednimi atomami, kąty między wiązaniami wynoszą 100°. Fosfor czarny, w porównaniu do pozostałych odmian alotropowych, posiada najgęstsze rozmieszczenie atomów w sieci przestrzennej.

R1IodCGItA5Ba

Na ilustracji jest struktura przestrzenna fosforu czarnego. Przypomina warstwę siatki, w których każdy atom fosforu ma trzy wiązania z atomami sąsiednimi.

Fosfor czarny można otrzymać z fosforu czerwonego i białego w wyniku ogrzewania. Stosując fosfor biały, należy wygrzewać go w temperaturze 216,85°C (490 K) pod ciśnieniem 1,2 GPa.

Słownik

Bibliografia

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 1994.

Chmielewski H., Bańkowski Z., Gajewski W., Kowalski H., Encyklopedia techniki chemia, Warszawa 1965.

Encyklopedia PWN

Hejwowska S., Marcinkowski R., Chemia ogólna i nieorganiczna, Gdynia 2005.

Lindqvist S., A history of bombing, London 2001, s. 105.