Fosfor

Fosfor is 'n multivalente, nie-metaal van die stikstofgroep en word dikwels gevind in anorganiese fosfaatrotse asook in alle lewende selle. Vanweë sy hoë reaktiwiteit, word dit nooit in die vrye onverbonde vorm in die natuur gevind nie. Dit straal 'n effense gloed uit wanneer dit aan suurstof blootgestel word en kom in verskillende allotropiese vorms voor. Fosfor is 'n noodsaaklike element vir alle lewende organismes. Die belangrikste kommersiële gebruik van fosfor is vir die vervaardiging van kunsmis. Dit word ook gebruik in die maak van plofstowwe, vuurhoutjies, vuurwerke, insekdoders, tandepasta en skoonmaakmiddels.

Kenmerkende eienskappe

Fosfor vorm normaalweg 'n wasagtige wit vaste stof wat met 'n kenmerkende slegte reuk. Suiwer vorms van die element is kleurloos en deursigtig. Hierdie nie-metaal is nie oplosbaar in water nie, maar is wel oplosbaar in koolstofdisulfied. Suiwer fosfor ontbrand spontaan in lug en vorm fosforpentoksied na ontbranding.

Vorms

Fosfor kom voor in vier allotropiese vorms: wit (of geel), rooi en swart (of donkerpers). Ander allotropiese vorme mag dalk ook bestaan. Die mees algemene vorms van fosfor is rooi- en wit fosfor, waarvan beide bestaan uit netwerke van tetrahedraal gerangskikte groepe van vier fosfor atome. Die tetrahedra van wit fosfor vorm afsonderlike groepe; terwyl die tetrahdra van rooi fosfor verbind is in kettings. Wit fosfor brand in kontak met lug en met blootstelling aan hitte of lig word dit omgeskakel na rooi fosfor.

Fosfor bestaan ook in kineties en termodinamies stabiele vorms. Hulle word geskei deur 'n oorgangstemperatuur van -3.8 °C. Een staan bekend as die alfa vorm en die ander as beta. Rooi fosfor is relatief gesproke stabiel en sublimeer teen 'n dampdruk van 1 atm teen 170 °C maar brand wanneer dit aan skok of wrywing blootgestel word. 'n Swart fosfor allotroop bestaan wat 'n struktuur het soortgelyk aan die van grafiet – die atome word gerangskik in heksagonale lae en gelei elektrisiteit.

Wit fosfor is oplosbaar in koolstofdisulfied, diswaweldichloried, vloeibare ammoniak, etanol, tionielchloried en tolueen. Die ander vorms is onoplosbaar.[1]

Chemiese eienskappe

Fosfor van uit die mineraal fosforiet of die as van dierlike bene, wat albei uit kalsiumfosfaat Ca₃(PO₄)₂ bestaan, vervaardig word deur dit te reduseer met koolstof. Meestal word eers met silikondioksied fosforoksied uit die fosfaat vrygestel. Die oksied en die fosfate is voorbeelde van verbindings met fosfor in sy +5 oksidasietoestand

Ca_{3}(PO_{4})_{2}(s)+3SiO_{2}(s)\xrightarrow {hitte} 3CaSiO_{3}+P_{2}O_{5}

Dan volg die reduksie:

2P_{2}O_{5}+10C\xrightarrow {hitte} P_{4}\uparrow +10CO\uparrow

Deur afkoeling van die damp word wit fosfor verkry, wat deur onsuiwerhede dikwels gelerig van kleur is. Hierdie vorm is baie toksies, vlugtig en uiters reaktief. Dit ontbrand spontaan aan die lug. Deur verhitting ontstaan die rooi modifikasie wat minder gevaarlik is.

Fosfor kan met metale as kalsium reageer deur dit saam te smelt:

2P+3Ca\rightarrow Ca_{3}P_{2}

Dit is 'n voorbeeld van 'n fosfied met fosfor in sy -3 oksidasietoestand. Daar is ander oksidasietoestande as -3 of +5, soos +3 in die fosfiete.

Kalsiumfosfied reageer met water en stel fosfien vry:

Ca_{3}P_{2}+6H_{2}O\rightarrow 3Ca^{2+}+6OH^{-}+2PH_{3}

Fosfien is analoog aan ammoniak en kan soute vorm soos PH₄I maar hulle is baie minder stabiel as die ammoniumsoute.[2]

Aanwendings

Gekonsentreerde fosforsure wat soveel as 70% tot 75% P₂O₅ kan bevat is baie belangrike grondstowwe vir die landboubedryf in die vorm van misstowwe. Die wêreldwye vraag na misstowwe het gelei tot grootskaalse produksie van fosfate (P O₄^3-) in die tweede helfte van die 20ste eeu. Ander gebruike sluit in;

Fosfate word gebruik vir die maak van spesiale glassoorte wat gebruik word vir natriumlampe.
Been-as, kalsiumfosfaat, word gebruik in die vervaardiging van porselein en om mono-kalsiumfosfaat te maak wat as bakpoeier ingespan word.
Hierdie element is ook 'n belangrke komponent in die vervaardiging van staal, vir die maak van fosforbrons en vele verwante produkte.
Trinatriumfosfaat word ook dikwels gebruik in skoonmaakmiddels om water te versag en om pyp-/ketelbuiskorrosie te bekamp.
Wit fosfor word gebruik vir militêre toepassings soos brandbomme, rookpotte en -bomme en in ligspoorkoeëls.
Rooi fosfor is noodsaaklik vir die vervaardiging van vuurhoutjies, fakkels en die berugte dwelm, metamfetamien (ook bekend as speed of ice).
Fosfor is ook gebruik by die vervaardiging van spesiale soorte brons, wat fosforbrons genoem word. Hierdie fosforbrons is hoofsaaklik gebruik vir rollaers in masjinerie, vir die vervaardiging van verrtjies, en in die bereiding van verskeie tipe insektedoders.
Miljoene ton fosfaat word elke jaar as bemestingstof gebruik

Biologiese rol

Fosfor speel 'n sleutelrol in die lewensprosesse van die meeste lewensvorme. Anorganiese fosfate PO₄^3- speel 'n groot rol in biologiese molekules soos DNS en RNS waar dit deel vorm van die strukturele fondament van hierdie molekules. Lewende selle gebruik ook fosfaat om sellulêre energie te vervoer via adenosientrifosfaat (ATP). Byna elke sellulêre proses wat energie gebruik verkry dit vanaf ATP. Fosfolipiede vorm die hoof strukturele komponent van alle selmembrane. Kalsiumfosfaatsoute word deur diere gebruik om hulle bene te versterk.

Geskiedenis

Fosfor (Grieks phosphoros beteken draer van lig wat dan ook die antieke naam vir die planeet Venus was) is deur die Duitse alchemis Hennig Brand in 1669 in urine ontdek. Brand het gepoog om soute te verkry deur urine te verdamp en in die proses het hy 'n wit materiaal verkry wat in die donker gegloei het en helder gebrand het. Sedertdien word die term fosforessensie gebruik om alle stowwe wat in die donker gloei, sonder om te brand, te beskryf.

Vroeëre vuurhoutjies het wit fosfor gebruik in hulle samestelling, wat gevaarlik was vanweë die giftigheid daarvan. Moorde, selfmoorde en vergiftigings was dikwels die gevolg van die gebruik daarvan ('n Apokriewe verhaaltjie vertel van 'n vrou wat haar man wou vergiftig deur wit fosfor in sy kos te gooi maar is toe uitgevang toe die stoom in die donker gloei!). Verder het die blootstelling aan die dampe werkers by vuurhoutjiefabrieke nekrose van die gebeentes in die kaak gegee. Toe rooi fosfor ontdek is met sy baie laer vlambaarheid en giftigheid, is dit ingespan as 'n veiliger alternatief vir vuurhoutjievervaardiging.

Verspreiding

Vanweë sy reaktiwiteit tot lug en vele ander suurstofbevattende stowwe word fosfor nie in vrye vorm in die natuur gevind nie, maar kom dit wyd verspreid in baie minerale voor. Fosfaatrots, 'n onsuiwer trikalsiumfosfaat-mineraal, wat deels uit apatiet betaan is 'n belangrike kommersiële bron van hierdie element. Groot neerslae kan gevind word in Rusland, Morokko, Florida, Idaho, Tennessee, Utah en elders.

Die wit allotroop kan vervaardig word deur verskeie metodes. In een proses word trikalsiumfosfaat, wat uit fosfaatrots verkry word, verhit in 'n elektriese- of brandstofoond in die teenwoordigheid van koolstof en silika. Elementêre fosfor word dan vrygestel in dampvorm en word dan onder fosforsuur gekondenseer.

Voorsorgmaatreëls

Hierdie is 'n buitengewoon giftige element met 'n gemiddelde dodelike dosis van 50 mg (wit fosfor word algemeen as die dodelike vorm beskou terwyl fosfaat en ortofosfaat noodsaaklike voedingstowwe is). Die wit fosfor allotroop moet te alle tye onder water geberg word vanweë sy uiters hoë reaktiwiteit tot suurstof in die atmosfeer. Dit moet slegs met tange hanteer word aangesien kontak met die vel kan lei tot ernstige brande. Kroniese wit fosfor vergiftiging van onbeskermde werkers lei tot nekrose van die kaak bekend as phossy-jaw. Inname van wit fosfor kan lei tot 'n mediese toestand wat bekend staan as rokende stoelgangsindroom. Fluorofosfaatesters is van die dodelikste neurotoksiene bekend maar andersins is die meeste anorganiese fosfate relatief skadeloos. Fosfaat besoedeling vind plaas waar misstowwe of skoonmaakmiddels in die grond in dreineer.

Wanneer die wit vorm aan sonlig blootgestel word of in sy eie damp tot 250 °C verhit word, word dit omgeskakel na die rooi vorm, wat nie in lug fosforesseer nie. Die rooi allotroop ontbrand nie spontaan in lug nie en is nie so gevaarlik soos die wit vorm nie. Dit moet egter steeds versigtig hanteer word aangesien dit na wit fosfor kan omskakel onder sekere temperatuurtoestande en gee ook hoogs toksiese dampe af wat fosforoksiede bevat wanneer dit verhit word.

Isotope

Sommige algemene isotope van fosfor sluit in:

³²P (radio-aktief). Fosfor-32 is 'n betastraler (1.71 MeV) met 'n halfleeftyd van 14.3 dae. Dit word gereeld in biologiese laboratoriums gebruik, hoofsaaklik vir radio-etiket sporings.
³³P (radio-aktief). Fosfor-33 is 'n betastraler (0.25 MeV) met 'n halfleeftyd van 25.4 dae. Dit word gebruik in biologiese laboratoriums vir toepassings waar 'n laer beta-uitstraling voordelig is, soos byvoorbeeld, DNS-ontleding.

Verwysings

Los Alamos National Laboratory – Phosphorus

Brondverwysing

**Kennis, Volume 1, 1980, bl.56, ISBN 0-7981-0823-1

Eksterne skakels

Chemie onbekend

"Phosphorus". Sciencemadness.
A.E. van Arkel, H.G.S. Snijder (1937). Leerboek der scheikunde gegrond op atoommodel en periodiek systeem. Noorhoff.{{cite book}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.

[1] "Phosphorus". Sciencemadness.

[2] A.E. van Arkel, H.G.S. Snijder (1937). Leerboek der scheikunde gegrond op atoommodel en periodiek systeem. Noorhoff.{{cite book}}: AS1-onderhoud: gebruik authors-parameter (link)