Chemische analyses geven aan dat fosfor verschillende chemische verbindingen kan bevatten, evenals koolstof, waarvan de meest basische fosfaten zijn. Bovendien is de rol ervan erg belangrijk in alle vormen van leven; ongeveer 60% van de botten bevat bijvoorbeeld calciumfosfaat. Ontdek alles over dit element, zijn functies, kenmerken en eigenschappen.
Wat is fosfor?
Het element fosfor is een essentieel niet-metaal, kleurloos in zijn zuivere staat. Het maakt deel uit van groep 15 of stikstofatomen van het periodiek systeem, het heeft meerdere valenties en een grote reactiviteit. Bovendien oxideert het bij contact met zuurstof uit de lucht gemakkelijk tot het punt waarop het licht uitstraalt. Aan de andere kant wordt het niet puur in de natuur aangetroffen, maar wordt het aangetroffen in levende organismen en in anorganische fosfaten.
Fosfor symbool
P De letter die als symbool wordt gebruikt om het element te identificeren, komt van het Latijnse woord fosfor . Dit komt op zijn beurt van het Griekse fosfor , waarbij phos licht betekent en phoros drager, dat wil zeggen drager van licht. Het ontvangt deze naam ter ere van de oude naam van de planeet Venus, omdat beide licht uitstralen of gloeien in het donker.
Kenmerken van fosfor
Een van de bijzondere kenmerken is de gemakkelijke ontvlambaarheid. Bovendien kan het licht uitstralen dankzij het fenomeen dat fosforescentie wordt genoemd. Aan de andere kant is dit element over het algemeen onoplosbaar in water. Kijk naar andere gegevens die dit vertegenwoordigen:
- Chemische reactiviteit : Reageert met bijna alle elementen, zowel elektronegatief als elektropositief, bijvoorbeeld in combinatie met halogenen om halogeniden te vormen.
- Kleur : Het kan kleurloos, helderwit of rood zijn, afhankelijk van chemische veranderingen.
- Smelten : Het smeltpunt is laag.
- Conditie : De natuurlijke vorm is vast en wasachtig, hoewel het in gas en vloeistof kan veranderen.
- Wijzigingen : De oxidatie vindt plaats wanneer atmosferische lucht aanwezig is.
- Geur : Heeft een onaangename gelegeerde geur.
- Magnetische orde : Het is een diamagnetisch element.
- Elektrische en thermische geleider : het heeft deze kenmerken niet.
- Toxiciteitsniveau : Afhankelijk van de allotrope variëteiten kan het al dan niet erg giftig zijn.
- Breekbaarheid : Het kan niet tot draden worden opgerold, platgedrukt of uitgerekt.
Chemische en fysische eigenschappen van fosfor
- Atoomnummer : 15
- Dichtheid : 1823 kg/ m3
- Soortelijke warmte : 769 J/ (K-kg)
- Covalente straal (Å) : 226 uur
- Elektronische configuratie : [Ne]3s 2 3p 3
- Eerste ionisatiepotentiaal (eV) : 1011,8 kJ/mol
- Atoommassa (g/mol) : 30,9737620
- Verdampingsenthalpie : 12.129 kJ/mol
- Kookpunt : 277°C (550K)
- Smeltenthalpie : 0,657 kJ/mol
- Atoomstraal (Å): 98 pm (Bohr-straal)
- Smeltpunt : 44°C (317,3K)
- Gewone toestand : Vast
- Roest : Enigszins zuur
- Elektronen per niveau : 2, 8, 5
- Oxidatietoestanden : +3,5
- Dampspanning : 20,8 Pa bij 294 K
- Elektronegativiteit : 2,19 (Pauling-schaal)
Herkomst van fosfor
De persoon die fosfor ontdekte was koopman-alchemist Hennig Brand in 1669, een ontdekking die hij deed toen hij probeerde de steen der wijzen te vinden. Tijdens zijn expeditie destilleerde hij het mengsel van verdampte urine met zand. Zo verkreeg hij een materiaal dat brandde en gloeide in het donker.
Deze stof werd pas uit ureum gewonnen totdat de chemicus Carl Wilhelm Scheele het een eeuw later produceerde en isoleerde uit gecalcineerde botten. Het zou later de naam fosfor krijgen nadat Antoine Lavoisier had kunnen aantonen dat het een element was. Blijkbaar heeft Robert Boyle het ook ontdekt en contact opgenomen met een Duitse industrieel, die het in Londen begon in te kopen.
Waar wordt fosfor voor gebruikt?
Een toepassing van geconcentreerd fosforzuur is bedoeld voor de landbouw als meststof, omdat het de ontwikkeling, vroege rijping en productie van planten stimuleert. Andere toepassingen van fosfor zijn onder meer:
- Brons en staal produceren.
- Het wordt gebruikt als bakpoeder in de monocalciumfosfaatvorm.
- Bij het maken van speciale kristallen.
- Op de binnenbekleding van fluorescentielampen.
- Trinatriumfosfaat als reinigingsmiddel om corrosie te voorkomen en water te verzachten
- Witte fosfor wordt vaak gebruikt in rookbommen, brandbommen en lichtspoorkogels.
- Het is gebruikelijk voor vuurwerk, veiligheidslucifers, tandpasta, wasmiddelen, medicijnen en levensmiddelenadditieven.
3 belangrijke allotropen van fosfor
Het is een chemisch element dat in zijn vaste en elementaire toestand verschillende allotrope vormen bevat. De bekendste zijn wit, rood en zwart, maar er zijn ook paars en blauw. Elk van hen heeft verschillende chemische en fysische eigenschappen.
- Witte fosfor: Het heeft een tetraëdrische structuur, het is zeer giftig, brandbaar, metastabiel en verandert bij contact met de hitte van de zon in rode fosfor.
- Rode fosfor: Samengesteld uit lineaire tetraëdrische ketens, is het minder reactief, vluchtig en stabieler. Wordt gebruikt om wrijvingslucifers te maken.
- Zwarte fosfor: Het wordt verkregen door de witte allotroop bij hoge temperaturen te verwarmen en kwik als katalysator. Het ontbrandt niet, is compact en geleidt elektriciteit.
Samenvattend is fosfor een niet-metaalachtig chemisch element met goede reactiviteit. Bovendien is het in zijn gewone staat meestal kleurloos, hoewel het een helderwitte of paarsrode tint kan hebben. Het is zeer brandbaar en wordt daarom gebruikt voor wrijvingslucifers en pyrotechniek. Bovendien bevat het verschillende allotrope vormen.