Fosfor
Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Fosfor is een scheikundig element met symbool P en atoomnummer 15. Het is een niet-metaal dat in verschillende kleuren kan voorkomen waarvan rood en wit het bekendst zijn.
Inhoud |
[bewerk] Ontdekking
Fosfor is in 1669 ontdekt door de Duitse alchemist Hennig Brand toen hij urine onderzocht. In een poging de zouten in te dampen, viel het Brand op dat er een wittige stof achterbleef die oplichtte in het donker en zeer brandbaar was. De naam heeft fosfor te danken aan het Griekse woord phosphoros, dat (net als het Latijnse woord lucifer) te vertalen is met "lichtdrager". Phosphoros was vroeger de naam van de planeet Venus.
[bewerk] Toepassingen
Vroeger werd het giftige witte fosfor gebruikt voor lucifers. In het verleden is fosfor ook veelvuldig gebruikt om mensen te vermoorden. Later werd het minder giftige en brandbare rode fosfor gebruikt voor lucifers.
Tegenwoordig is fosfor vooral van belang in de landbouw voor de productie van kunstmest. Hiervoor worden geconcentreerde P4O10 oplossingen als basis gebruikt. Andere gebieden waarin fosfor wordt gebruikt zijn:
- Fosfaten dienen als grondstof voor speciaal glas dat wordt gebruikt voor natrium lampen
- Calciumfosfaat wordt in China veel gebruikt voor de productie van vuurwerk
- Net als silicium wordt fosfor soms toegevoegd aan staal
- In de vorm van trinatriumfosfaat wordt het gebruikt om de hardheid van water te verlagen
- Voor militaire doeleinden wordt fosfor gebruikt bij de productie van onder andere rookbommen
En verder wordt fosfor toegepast bij het maken van bijvoorbeeld veiligheidslucifers, pesticiden en tandpasta.
In de biologie speelt fosfor een belangrijke rol. DNA en RNA bestaan voor een deel uit anorganisch fosfor en in de vorm van adenosine trifosfaat (ATP) is fosfor belangrijk voor de opslag en transport van energie. Ook botten bestaan voor een groot deel uit calciumfosfaat.
[bewerk] Rode en witte fosfor
De stabiele vaste vorm van fosfor is de rode fosfor. In de gasfase bestaat fosfor uit tetraedrische P4 moleculen die, na condensatie tot een vaste stof aanvankelijk witte fosfor opleveren. De P4 tetraëders zijn dan allemaal nog intact en in die vorm is het goed oplosbaar in bijvoorbeeld zwavelkoolstof CS2. De P4 tetraëders maken dat witte fosfor chemisch reactief is. Het kan spontaan ontbranden en ook reageren met bijvoorbeeld een hete NaOH oplossing. Dat komt allemaal door de instabiliteit van de amorfe vaste fase en ook door de "spanning" binnen de tetraëders. Onder invloed van daglicht gaan de tetraëders openklappen en ontstaat langzaam de stabiele kristallijne rode fosfor. Die is veel minder reactief en ontbrandt niet meer spontaan aan de lucht. Men noemt het voorkomen in twee verschijningsvormen van fosfor wel eens allotropie. Maar dat is eigenlijk onjuist. Want er is niet, zoals bij tin en zwavel, een overgangstemperatuur waarbij de ene stabiele vaste fase in de andere overgaat. De giftigheid van de witte fosfor komt ook door de reactieve P tetraëders. De stabiele rode fosfor op het strijkvlak van een luciferdoosje is niet meer gevaarlijk.
[bewerk] Opmerkelijke eigenschappen
Fosfor komt het meest voor als een witte vaste stof met een karakteristieke geur. Het is niet oplosbaar in water maar wel in koolstofdisulfide. Zuivere fosfor ontbrandt spontaan bij aanwezigheid van lucht tot (di)fosforpentoxide (P4O10, vaak foutief aangeduid als P2O5). Fosfor wordt daarom doorgaans onder water of olie bewaard.
Fosfor kan onder water branden. Brandende fosfor kan niet met water worden gedoofd. Om de brandende fosfor te doven is bordelese pap nodig, een oplossing van 2 gewichtsdelen koper(II)sulfaat en 1 deel kalk in 100 delen water. Brandend fosfor wordt ook wel Grieks vuur genoemd, omdat een soortgelijk wapen door de Oude Grieken gebruikt werd om vijandelijke schepen tot zinken te brengen.
Fosfor kan in meerdere allotrope vormen voorkomen. Naast witte en rode fosfor verschijnt het ook wel als zwart (of donkerpaars). Deze vormen onderscheiden zich door de verschillende manieren waarop de atomen aan elkaar gebonden zijn.
[bewerk] Verschijning
Omdat het zo makkelijk reageert met andere materialen komt fosfor niet in ongebonden toestand voor in de natuur. Het heeft echter een grote verschijningsvorm als fosfor mineralen en is in die vorm een belangrijke bron voor de industrie. Deze mineralen worden in grote hoeveelheden gewonnen in onder andere Rusland, Marokko en de Verenigde Staten. Zuivere fosfor wordt uit mineralen gewonnen door verhitting in aanwezigheid van koolstof of silicium.
[bewerk] Isotopen
| Meest stabiele isotopen | |||||
|---|---|---|---|---|---|
| Iso | RA (%) | Halveringstijd | VV | VE (MeV) | VP |
| 31P | 100 | stabiel met 16 neutronen | |||
| 32P | syn | 14,262 d | β | 1,711 | 32S |
| 33P | syn | 25,34 d | β | 5845 | 33S |
Naast het stabiele 31P kunnen de radioactieve isotopen 32P en 33P worden verkregen.
[bewerk] Toxicologie en veiligheid
Voor mensen is fosfor giftig en de LD50 waarde ligt rond 50 mg/kg lichaamsgewicht. Witte fosfor moet worden bewaard onder water om te voorkomen dat het ontbrandt aan de lucht. Rode fosfor is minder gevaarlijk dan de witte variant. Toch moet fosfor ook in deze vorm voorzichtig worden behandeld omdat het bij sommige temperaturen zeer giftige dampen kan afgeven.
[bewerk] Externe links
- PeriodiekSysteem.com over: Fosfor
- Lenntech over: Fosfor
- (en) EnvironmentalChemistry.com over: Fosfor
- (en) WebElements.com over: Fosfor
| Chemische elementen en isotopen |
|---|
|
Periodiek systeem: Standaard · Alternatief · Elektronenconfiguratie |
