Phosphor

Phosphor,15P
Formen von Phosphor
Wachsartig weiß
Hellrot
Dunkelrot und violett
Phosphor
Aussprache /ˈfɒsfərəs/ (Fos-fər-əs)
Allotrope Weiß, Rot, Violett, Schwarz und andere (siehe Phosphor -Allotrope)
Aussehen Weiß, Rot und Violett sind wachsartig, Schwarz sieht metallisch aus
Standard Atomgewicht Ar° (p)
  • 30.973761998±0,000000005
  • 30.974±0,001(gekürzt)[1]
Fülle
in demErdkruste 5.2 (Silizium = 100)
Phosphor in der Periodensystem
Wasserstoff Helium
Lithium Beryllium Bor Kohlenstoff Stickstoff Sauerstoff Fluor Neon
Natrium Magnesium Aluminium Silizium Phosphor Schwefel Chlor Argon
Kalium Kalzium Skandium Titan Vanadium Chrom Mangan Eisen Kobalt Nickel Kupfer Zink Gallium Germanium Arsen Selen Brom Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirkonium Niob Molybdän Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silber Cadmium Indium Zinn Antimon Tellur Jod Xenon
Cäsium Barium Lanthan Cer Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dyprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platin Gold Quecksilber (Element) Thallium Führen Wismut Polonium Astatine Radon
Frorgium Radium Aktinium Thorium Protaktinium Uran Neptunium Plutonium Amerika Kurium Berkelium Kalifornien Einsteinium Fermium Mendelevium Nobel Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seeborgium Bohrium Hsium Meitnerium Darmstadt Roentgenium Copernicium Nihonium Ferrovium Moscovium Lebermorium Tennessine Oganesson
N

P

Wie
SiliziumPhosphorSchwefel
Ordnungszahl (Z) 15
Gruppe Gruppe 15 (Pnictogene)
Zeitraum Periode 3
Block   P-Block
Elektronenkonfiguration [Ne] 3s2 3p3
Elektronen pro Schale 2, 8, 5
Physikalische Eigenschaften
Phase beiSTP fest
Schmelzpunkt Weiß: 317.3K (44,15 ° C, 111,5 ° F)
Rot: ~ 860 K (~ 590 ° C, ~ 1090 ° F)[2]
Siedepunkt Weiß: 553,7 K (280,5 ° C, 536,9 ° F)
Sublimationspunkt Rot: ~ 689,2–863 K (~ 416–590 ° C, ~ 780,8–1094 ° F)
Violett: 893 K (620 ° C, 1148 ° F)
Dichte (naheR.T.) Weiß: 1,823 g/cm3
Rot: ≈2.2–2.34 g/cm3
Violett: 2,36 g/cm3
Schwarz: 2,69 g/cm3
Schmelzwärme Weiß: 0,66KJ/Mol
Verdampfungswärme Weiß: 51,9 kJ/mol
Molarenwärmekapazität Weiß: 23.824 J/(mol · k)
Dampfdruck (Weiß)
P (PA) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
beiT (K) 279 307 342 388 453 549
Dampfdruck (Rot, B.P. 431 ° C)
P (PA) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
beiT (K) 455 489 529 576 635 704
Atomeigenschaften
Oxidationszustände –3, –2, –1, 0,,[3] +1,[4] +2, +3, +4, +5 (mild saur Oxid)
Elektronegativität Pauling Scale: 2.19
Ionisationsenergien
  • 1.: 1011.8 kJ/mol
  • 2.: 1907 kJ/mol
  • 3.: 2914.1 kJ/mol
  • (mehr)
Kovalenter Radius 107 ± 3PM
Van der Waals Radius 180 Uhr
Color lines in a spectral range
Spektrallinien von Phosphor
Andere Eigenschaften
Natürliches Ereignis ursprünglich
Kristallstruktur körperzentrierter Kubikum (BCC)
Bodycentredcubic crystal structure for phosphorus
Wärmeleitfähigkeit Weiß: 0,236 W/(Múk)
Schwarz: 12,1 W/(Múk)
Magnetische Ordnung weiß, rot, violett, schwarz: diamagnetisch[5]
Molare magnetische Anfälligkeit –20,8×10–6cm3/mol (293 k)[6]
Massenmodul Weiß: 5 GPA
Rot: 11 GPA
CAS-Nummer 7723-14-0 (rot)
12185-10-3 (weiß)
Geschichte
Entdeckung Hennig Marke (1669)
Als Element anerkannt von Antoine Lavoissier[7] (1777)
Hauptsächlich Phosphorisotope
Isotop Fülle Halbwertszeit (t1/2) Verfallmodus Produkt
31P 100% stabil
32P verfolgen 14.28 d β 32S
33P verfolgen 25.3 d β 33S
Kategorie: Phosphor
| Verweise

Phosphor ist ein Chemisches Element mit dem Symbol P und Ordnungszahl 15. Elementarer Phosphor existiert in zwei Hauptformen, Weißer Phosphor und roter Phosphoraber weil es hoch ist reaktiv, Phosphor wird nie als freies Element auf der Erde gefunden. Es hat eine Konzentration in der Erdkruste von etwa einem Gramm pro Kilogramm (vergleichen Kupfer bei etwa 0,06 Gramm). In Mineralien tritt Phosphor im Allgemeinen als Phosphat auf.

Elementarer Phosphor wurde 1669 zuerst als weißer Phosphor isoliert Sauerstoff - Daher der Name, entnommen aus der griechischen Mythologie, Φωσφόρος bedeutet "Leuchten" (lateinisch Luzifer), in Bezug auf "Morgen Stern", der Planet Venus. Der Begriff Phosphoreszenz, was bedeutet, nach Beleuchtung zu leuchten, leitet sich aus dieser Eigenschaft von Phosphor ab, obwohl das Wort seitdem für einen anderen physischen Prozess verwendet wurde, der ein Glühen erzeugt. Das Phosphorleuchten wird durch verursacht durch Oxidation des weißen (aber nicht roten) Phosphors - ein jetzt genannter Prozess genannt Chemilumineszenz. Zusammen mit Stickstoff, Arsen, Antimon und Wismut wird Phosphor als ein klassifiziert Pnictogen.

Phosphor ist ein Element, das für die Aufrechterhaltung unerlässlich ist Leben weitgehend durch Phosphate, Verbindungen, die das Phosphation enthalten, PO43–. Phosphate sind eine Komponente von DNA, RNA, ATP, und Phospholipide, komplexe Verbindungen grundlegend für Zellen. Elementarer Phosphor wurde zuerst vom Menschen isoliert Urin, und Knochenasche war eine wichtige frühe Phosphatquelle. Phosphatminen enthalten Fossilien, weil Phosphat in den fossilen Ablagerungen von Tierresten und in Exkreta vorhanden ist. Niedrige Phosphatspiegel sind eine wichtige Grenze für das Wachstum in einigen aquatischen Systemen. Die überwiegende Mehrheit der abgebauten Phosphorverbindungen wird als verbraucht als Düngemittel. Phosphat wird benötigt, um den Phosphor zu ersetzen, den Pflanzen aus dem Boden entfernen, und die jährliche Nachfrage steigt fast doppelt so schnell wie das Wachstum der menschlichen Bevölkerung. Andere Anwendungen umfassen Organophosphorverbindungen in Waschmittel, Pestizide, und Nervenagenten.

Eigenschaften

Allotrope

Phosphor hat mehrere Allotrope Diese zeigt auffallend unterschiedliche Eigenschaften.[8] Die beiden häufigsten Allotrope sind weißer Phosphor und roter Phosphor.[9]

Aus Sicht der Anwendungen und der chemischen Literatur ist die wichtigste Form des elementaren Phosphors Weißer Phosphor, oft als WP abgekürzt. Es ist ein weicher, wachsartiger Feststoff, der aus tetraedrischer Tetraden besteht P
4
Moleküle, bei denen jedes Atom durch eine formale Einzelbindung an die anderen drei Atome gebunden ist. Dies P
4
Tetraeder ist auch in flüssigem und gasförmigem Phosphor bis zur Temperatur von 800 ° C (1.470 ° F) vorhanden P
2
Moleküle.[10] Das P
4
Molekül in der Gasphase hat eine P-P-Bindungslänge von von rg = 2,1994 (3) Å, wie durch bestimmt wurde durch Gaselektronenbeugung.[11] Die Natur der Bindung daran P
4
Tetraeder kann durch beschrieben werden sphärische Aromatizität oder Clusterbindung, das sind die Elektronen hoch delokalisiert. Dies wurde durch Berechnungen der magnetisch induzierten Ströme veranschaulicht, die bis zu 29 Na/T summieren, viel mehr als im archetypischen aromatisch Molekül Benzol (11 Na/T).[11]

Kristalline Strukturen einiger Phosphor -Allotrope
Weiß
Rot
Violett
Schwarz

Weißer Phosphor existiert in zwei kristallinen Formen: α (Alpha) und β (Beta). Bei Raumtemperatur ist die α-Form stabil. Es ist häufiger, hat eine kubische Kristallstruktur und bei 195,2 K (–78,0 ° C) verwandelt es sich in β-Form, das eine hexagonale Kristallstruktur aufweist. Diese Formen unterscheiden sich in Bezug auf die relativen Orientierungen des Bestandteils p4 Tetraeder.[12][13] Die β -Form von weißem Phosphor enthält drei leicht unterschiedliche P
4
Moleküle, d. H. 18 verschiedene P-P-Bindungslängen zwischen 2,1768 (5) und 2,1920 (5) Å. Die durchschnittliche P-P-Bindungslänge beträgt 2,183 (5) Å.[14]

Weißer Phosphor ist das am wenigsten stabile, reaktivste, am meisten, am meisten flüchtig, das Mindeste dicht und das giftigste der Allotröpe. Weißer Phosphor ändert sich allmählich zu rotem Phosphor. Diese Transformation wird durch Licht und Wärme beschleunigt, und Proben von weißem Phosphor enthalten fast immer ein rotes Phosphor und erscheinen dementsprechend gelb. Aus diesem Grund wird auch weißer Phosphor, der gealtert oder auf andere Weise unrein ist (z. B. Waffenqualität, nicht Laborgrad-WP), auch gelb Phosphor bezeichnet. Wenn der weiße Phosphor Sauerstoff ausgesetzt ist, leuchtet er im Dunkeln mit einem sehr schwachen Hauch von Grün und Blau. Es ist sehr brennbar und pyrophorisch (Selbstentzündung) nach Kontakt mit Luft. Aufgrund seiner Pyrophorizität wird weißer Phosphor als Additiv in verwendet Napalm. Der Geruch der Verbrennung dieser Form hat einen charakteristischen Knoblauchgeruch, und die Proben werden üblicherweise mit Weiß beschichtet. "Phosphorpentoxid", was aus ... besteht P
4
O
10
Tetraeder mit Sauerstoff zwischen den Phosphoratomen und an ihren Eckpunkten. Weißer Phosphor ist in Wasser unlöslich, aber in Kohlenstoffdisulfid löslich.[15]

Thermalzersetzung von p4 bei 1100 K gibt Diphosphor, P2. Diese Art ist nicht als Feststoff oder Flüssigkeit stabil. Die dimere Einheit enthält eine dreifache Bindung und ist analog zu n2. Es kann auch als transientes Intermediat in Lösung durch Thermolyse von Organophosphor -Vorläuferreagenzien erzeugt werden.[16] Bei noch höheren Temperaturen, p2 Dissoziiert in Atomic P.[15]

Eigenschaften einiger Phosphor -Allotrope[8][17]
Bilden weiß (α) weiß (β) rot violett Schwarz
Symmetrie Körperzentriert
kubisch
Triklin Amorph Monoklin Orthorhombisch
Pearson -Symbol AP24 MP84 OS8
Raumgruppe I43m P1 Nr. 2 P2/C Nr. 13 CMCA Nr. 64
Dichte (g/cm3)) 1,828 1,88 ~ 2.2 2.36 2.69
Bandabstand (ev) 2.1 1.8 1.5 0,34
Brechungsindex 1.8244 2.6 2.4

Roter Phosphor ist polymer in der Struktur. Es kann als Derivat von p angesehen werden4 wobei eine P-P-Bindung gebrochen wird und eine zusätzliche Bindung mit dem benachbarten Tetraeder gebildet wird, was zu Ketten von P führt21 Moleküle verbunden von Van der Waals kräftig.[18] Der rote Phosphor kann gebildet werden, indem weißer Phosphor auf 250 ° C (482 ° F) oder durch die Belichtung des weißen Phosphors dem Sonnenlicht ausgesetzt wird.[19] Phosphor nach dieser Behandlung ist amorph. Nach weiteren Erhitzen kristallisiert dieses Material. In diesem Sinne ist roter Phosphor kein Allotrop, sondern eine Zwischenphase zwischen dem weißen und dem violetten Phosphor, und die meisten seiner Eigenschaften haben einen Wertebereich. Zum Beispiel ist frisch zubereitetes, leuchtend roter Phosphor hochreaktiv und entzündet sich bei etwa 300 ° C (572 ° F).[20] Obwohl es stabiler ist als weißer Phosphor, das sich bei etwa 30 ° C (86 ° F) entzündet.[21] Nach längerer Erwärmung oder Lagerung verdunkelt sich die Farbe (siehe Infobox -Bilder); Das resultierende Produkt ist stabiler und entzündet sich nicht spontan in der Luft.[22]

Violettes Phosphor ist eine Form von Phosphor, die durch ein tagelanges Glühen von rotem Phosphor über 550 ° C hergestellt werden kann. Im Jahr 1865, Hittorf entdeckte, dass Phosphor aus geschmolzenem Molten umkristallisiert wurde führenEine rote/lila Form wird erhalten. Daher wird diese Form manchmal als "Hittorf-Phosphor" (oder violett oder α-metallisches Phosphor) bezeichnet.[17]

Schwarzer Phosphor ist das am wenigsten reaktive Allotrop und die thermodynamisch stabile Form unter 550 ° C (1.022 ° F). Es ist auch als β-metallisches Phosphor bekannt und hat eine Struktur, die dem von etwas ähnelt Graphit.[23][24] Es wird durch Erhitzen weißer Phosphor unter hohen Drücken (etwa 12.000 Standardatmosphären oder 1,2 Gigapascals) erhalten. Es kann auch unter Umgebungsbedingungen unter Verwendung von Metallsalzen hergestellt werden, z. Quecksilber als Katalysatoren.[25] In Aussehen, Eigenschaften und Struktur ähnelt es Graphit, schwarz und schuppig, ein Dirigent von Elektrizität, und hat Blätter mit verbundenen Atomen gepueckt.[26]

Eine andere Form, scharlachrote Phosphor, wird erhalten, indem eine Lösung von weißem Phosphor in ermöglicht wird Kohlenstoffdisulfid zu verdampfen Sonnenlicht.[17]

Chemilumineszenz

Weißer Phosphor, der Luft ausgesetzt ist, leuchtet im Dunkeln

Bei der ersten Isolation wurde beobachtet, dass das grüne Leuchten, das von weißem Phosphor ausgeht, eine Zeit lang in einem abgeschalteten Glas bestehen, aber dann eingestellt wurde. Robert Boyle In den 1680er Jahren haben es "Schwächung" der Luft zugeschrieben. Eigentlich wird Sauerstoff verzehrt. Bis zum 18. Jahrhundert war bekannt, dass Phosphor in reinem Sauerstoff überhaupt nicht leuchtet;[27] Es gibt nur eine Reihe von Teildruck auf was es tut. Wärme kann angewendet werden, um die Reaktion bei höheren Drücken zu steuern.[28]

1974 wurde das Leuchten von R. J. Van Zee und A. U. Khan erklärt.[29][30] Eine Reaktion mit Sauerstoff findet an der Oberfläche des festen (oder flüssigen) Phosphors statt, wodurch die kurzlebigen Moleküle HPO und bildet P
2
O
2
Das emittieren beide sichtbares Licht. Die Reaktion ist langsam und nur sehr wenig der Zwischenprodukte sind erforderlich, um die Lumineszenz zu erzeugen, weshalb die längere Zeit in einem abgeschalteten Glas verlängert wird.

Seit seiner Entdeckung, Phosphoren und Phosphoreszenz wurden lose verwendet, um Substanzen zu beschreiben, die im Dunkeln ohne Brennen leuchten. Obwohl der Begriff Phosphoreszenz wird von Phosphor abgeleitet, die Reaktion, die Phosphor verleiht, ist richtig genannt Chemilumineszenz (leuchtet aufgrund einer kalten chemischen Reaktion), nicht der Phosphoreszenz (wieder emittierendes Licht, das zuvor auf eine Substanz fiel und sie erregte).[31]

Isotope

Es sind 23 bekannt Isotope von Phosphor,,[32] von 25
P
zu 47
P
.[33] Nur 31
P
ist stabil und ist daher bei 100% Häufigkeit vorhanden. Der Halbintereiger Atomspin und hohe Fülle von 31P machen Phosphor-31 nmr Spektroskopie Ein sehr nützliches analytisches Instrument in Studien von Phosphor-haltigen Proben.

Zwei Radioaktive Isotope von Phosphor haben Halbwertszeiten, die für biologische wissenschaftliche Experimente geeignet sind. Diese sind:

  • 32
    P
    , a Beta-Emitter (1.71 mev) mit a Halbwertszeit von 14,3 Tagen, die routinemäßig in Laboratorien für Lebenswissenschaften eingesetzt werden, hauptsächlich zur Produktion radioaktiv markiert DNA und RNA Sonden, z.B. zur Verwendung in Northern Blots oder Southern Blots.
  • 33
    P
    , ein Beta-Emitter (0,25 MeV) mit einer Halbwertszeit von 25,4 Tagen. Es wird in Laboratorien für Lebenswissenschaften in Anwendungen verwendet, bei denen die Beta-Emissionen niedrigerer Energie vorteilhaft sind DNA Sequenzierung.

Die hochen Energiebeta -Partikel von 32
P
durch die Haut eindringen und Hornhaut und alle 32
P
aufgenommen, inhaliert oder absorbiert wird leicht in Knochen und in den Knochen eingebaut und Nukleinsäuren. Aus diesen Gründen, Arbeitssicherheit-und Gesundheitsbehörde in den Vereinigten Staaten und ähnliche Institutionen in anderen Industrieländern erfordern Personal, die mit dem Arbeiten arbeiten 32
P
Zum Tragen von Labormänteln, Einweghandschuhen und Sicherheitsbrillen oder Schutzbrillen, um die Augen zu schützen, und nicht direkt über offene Behälter zu arbeiten. Überwachung Persönliche Kleidung und Oberflächenverschmutzung sind ebenfalls erforderlich. Abschirmung erfordert besondere Überlegungen. Die hohe Energie der Beta -Partikel führt zu einer sekundären Emission von Röntgenaufnahmen über Bremsstrahlung (Bremsstrahlung) in dichten Abschirmmaterialien wie Blei. Daher muss die Strahlung mit Materialien mit niedriger Dichte wie Acryl oder anderem Kunststoff, Wasser oder (wenn keine Transparenz erforderlich ist), sogar Holz abgeschirmt werden.[34]

Auftreten

Universum

Im Jahr 2013 erkannten Astronomen Phosphor in Cassiopeia a, was bestätigte, dass dieses Element in erzeugt wird in Supernovae als Nebenprodukt von Supernova Nucleosynthese. Das Phosphor-zu-zu-Eisen Verhältnis im Material aus dem Supernova -Rest Könnte bis zu 100 -mal höher sein als in der Milchstraße Im Algemeinen.[35]

Im Jahr 2020 analysierten Astronomen Alma und Rosina Daten aus dem massiven Sternbildungsregion AFGL 5142, um Phosphor-tragende Moleküle zu erfassen und wie sie in Kometen zur frühen Erde getragen werden.[36][37]

Kruste und organische Quellen

Phosphor hat eine Konzentration in der Erdkruste von etwa einem Gramm pro Kilogramm (vergleichen Kupfer bei etwa 0,06 Gramm). Es wird nicht frei von Natur aus gefunden, sondern in vielen weit verbreitet Mineralien, normalerweise als Phosphate.[9] Anorganisch Phosphatstein, was teilweise gemacht ist aus Apatit (Eine Gruppe von Mineralien ist im Allgemeinen Pentacalcium -Triothophosphat -Fluorid (Hydroxid)), ist heute die wichtigste kommerzielle Quelle dieses Elements. Laut dem US Geological Survey (USGS)Etwa 50 Prozent der globalen Phosphorreserven befinden sich in den arabischen Nationen.[38] 85% der bekannten Reserven der Erde sind in Marokko mit kleineren Einlagen in China, Russland,[39] Florida, Idaho, Tennessee, Utah, und anderswo.[40] Albright und Wilson in Großbritannien und ihrem Niagarafälle Plant zum Beispiel verwendeten Phosphatgestein in den 1890er und 1900er Jahren aus Tennessee, Florida und der Îles du connétable (Guano Inselquellen von Phosphat); Bis 1950 verwendeten sie Phosphatgestein hauptsächlich aus Tennessee und Nordafrika.[41]

Organische Quellen, nämlich Urin, Knochenasche und (im letzten 19. Jahrhundert) Guano, waren historisch von Bedeutung, hatten aber nur einen begrenzten kommerziellen Erfolg.[42] Da der Urin Phosphor enthält, düngt er Düngemittelqualitäten, die bis heute in einigen Ländern, einschließlich der Schwedenmit Methoden für Wiederverwendung von Exkreta. Zu diesem Zweck kann Urin als Dünger in seiner reinen Form oder als Teil des Mischens mit Wasser in Form von verwendet werden Abwasser oder Abwasserschlamm.

Verbindungen

Phosphor (v)

Die tetraedrische Struktur von p4O10 und P4S10.

Die am häufigsten vorkommenden Phosphorverbindungen sind Derivate von Phosphat (PO)43–) ein tetraedrisches Anion.[43] Phosphat ist die konjugierte Base von Phosphorsäure, die in massivem Maßstab zur Verwendung bei Düngemitteln erzeugt wird. Triprotisch ist Phosphorsäure konvertiert schrittweise in drei konjugierte Basen:

H3Po4 + H2O ⇌ h3O+ + H2Po4       KA1= 7,25 × 10–3
H2Po4 + H2O ⇌ h3O+ + HPO42–       KA2= 6,31 × 10–8
HPO42– + H2O ⇌ h3O+ + Po43–        KA3= 3,98 × 10–13

Phosphat zeigt eine Tendenz, Ketten und Ringe zu bilden, die P-O-P-Bindungen enthalten. Viele Polyphosphate sind bekannt, einschließlich ATP. Polyphosphate entstehen durch Dehydratisierung von Wasserstoffphosphaten wie HPO42– und h2Po4. Zum Beispiel das industriell wichtige Pentasodiumtriphosphat (auch bekannt als Natriumtripolyphosphat, STPP) wird von der Megatonne industriell produziert Kondensationsreaktion:

2 Na2[(Ho) po3] + Na [(ho)2Po2] → na53P-O-P (O)2-O-po3] + 2 h2O

Phosphorpentoxid (P4O10) ist der Säureanhydrid von Phosphorsäure, aber mehrere Zwischenprodukte zwischen beiden sind bekannt. Dieser wachsartige weiße Feststoff reagiert energisch mit Wasser.

Mit Metall Kationen, Phosphat bildet eine Vielzahl von Salzen. Diese Feststoffe sind polymer und enthalten P-O-M-Verknüpfungen. Wenn das Metallkation eine Ladung von 2+ oder 3+ hat, sind die Salze im Allgemeinen unlöslich, daher existieren sie als gemeinsame Mineralien. Viele Phosphatsalze stammen aus Wasserstoffphosphat (HPO42–).

Pcl5 und Pf5 sind gemeinsame Verbindungen. Pf5 ist ein farbloses Gas und die Moleküle haben Trigonales Bipyramiden Geometrie. Pcl5 ist ein farbloser Feststoff, der eine ionische Formulierung von PCL hat4+ Pcl6, aber adoptiert das Trigonales Bipyramiden Geometrie beim Schmolzen oder in der Dampfphase.[15] Pbr5 ist ein instabiler Feststoff, der als PBR formuliert wurde4+Brund PI5 ist nicht bekannt.[15] Das Pentachlorid und Pentafluorid sind Lewis -Säuren. Mit Fluorid, pF5 Formen PF6, ein Anion das ist isoelektronisch mit sf6. Das wichtigste Oxyhalid ist Phosphoroxychlorid, (Pocl3), was ungefähr tetraedrisch ist.

Bevor umfangreiche Computerberechnungen möglich waren d Orbitale. Computermodellierung von Molekulare Orbitalentheorie zeigt an, dass diese Bindung nur S- und P-Orbitale umfasst.[44]

Phosphor (III)

Alle vier symmetrischen Trihalides sind bekannt: gasförmig Pf3, die gelblichen Flüssigkeiten Pcl3 und Pbr3und der feste PI3. Diese Materialien sind feuchtigkeitsempfindlich und hydrolysing zu geben Phosphorsäure. Das Trichlorid, ein gemeinsames Reagenz, wird durch Chlorierung des weißen Phosphors erzeugt:

P4 + 6 Cl2 → 4 Pcl3

Das Trifluorid wird durch Halogenidaustausch aus dem Trichlorid hergestellt. Pf3 ist giftig, weil es an bindet an Hämoglobin.

Phosphor (III) Oxid, P4O6 (Auch Tetraphosphor -Hexoxid genannt) ist das Anhydrid von P (OH)3, das kleine Tautomer der Phosphorsäure. Die Struktur von p4O6 ist wie das von p4O10 ohne die terminalen Oxidgruppen.

Phosphor (I) und Phosphor (II)

Ein Stall Diphosphhen, ein Derivat von Phosphor (i).

Diese Verbindungen haben im Allgemeinen P -P -Bindungen.[15] Beispiele sind catenierte Derivate von Phosphin und Organophosphen. Es wurden auch Verbindungen beobachtet, die P = P -Doppelbindungen enthalten, obwohl sie selten sind.

Phosphide und Phosphinen

Phosphide entstehen durch Reaktion von Metallen mit rotem Phosphor. Die Alkali -Metalle (Gruppe 1) und alkalische Erdmetalle können ionische Verbindungen bilden, die die enthalten Phosphid Ion, p3–. Diese Verbindungen reagieren mit Wasser, um zu bilden Phosphin. Sonstiges Phosphidezum Beispiel na3P7, sind bekannt für diese reaktiven Metalle. Bei den Übergangsmetallen sowie den Monophosphiden gibt es metallreiche Phosphide, die im Allgemeinen harte refraktäre Verbindungen mit einem metallischen Glanz und phosphorreichen Phosphiden sind, die weniger stabil sind und Halbleiter.[15] Schreibersit ist eine natürlich vorkommende metallreiche Phosphid, die in Meteoriten vorkommt. Die Strukturen der metallreichen und phosphorreichen Phosphide können komplex sein.

Phosphin (Ph3) und seine organischen Derivate (PR3) sind strukturelle Analoga von Ammoniak (NH3), aber die Bindungswinkel am Phosphor sind für Phosphin und seine organischen Derivate näher bei 90 °. Es ist eine schlecht riechende, giftige Verbindung. Phosphor hat eine Oxidationszahl von -3 in Phosphin. Phosphin wird durch Hydrolyse von produziert Calciumphosphid, Ca3P2. Im Gegensatz zu Ammoniak wird Phosphin durch Luft oxidiert. Phosphin ist auch weit weniger grundlegend als Ammoniak. Andere Phosphinen sind bekannt, die Ketten von bis zu neun Phosphoratomen enthalten und die Formel P habennHn+2.[15] Das hoch entflammbare Gas Diphosphin (P2H4) ist ein Analogon von Hydrazin.

Oxoaziden

Phosphoroxoäure sind umfangreich, oft kommerziell wichtig und manchmal strukturell kompliziert. Sie alle haben saure Protonen, die an Sauerstoffatome gebunden sind, einige nicht sacidische Protonen, die direkt an Phosphor gebunden sind, und einige enthalten Phosphor -Phosphorbindungen.[15] Obwohl viele Oxoäakideen von Phosphor gebildet werden, sind nur neun kommerziell wichtig, und drei von ihnen. Hypophosphorsäure, Phosphorsäureund Phosphorsäure sind besonders wichtig.

Oxidationszustand Formel Name Saure Protonen Verbindungen
+1 HH2Po2 Hypophosphorsäure 1 Säure, Salze
+3 H2HPO3 Phosphorsäure 2 Säure, Salze
+3 HPO2 Metaphosphorsäure 1 Salze
+3 H3Po3 (Ortho)Phosphorsäure 3 Säure, Salze
+4 H4P2O6 Hypophosphorsäure 4 Säure, Salze
+5 (HPO3)n Metaphosphorsäuren n Salze (n= 3,4,6)
+5 H (HPO3)nOH Polyphosphorsäuren n+2 Säuren, Salze (n= 1-6)
+5 H5P3O10 Tripolyphosphorsäure 3 Salze
+5 H4P2O7 Pyrophosphorsäure 4 Säure, Salze
+5 H3Po4 (Ortho)Phosphorsäure 3 Säure, Salze

Nitriden

Das PN -Molekül wird als instabil angesehen, ist jedoch ein Produkt von Kristalline Phosphornitrid Zersetzung bei 1100 K. In ähnlicher Weise h2PN gilt als instabil und Phosphornitridhals wie f2Pn, cl2PN, Br2PN und ich2PN -Oligomerise in cyclisch Polyphosphazene. Zum Beispiel Verbindungen der Formel (PNCL2)n existieren hauptsächlich als Ringe wie die Trimer Hexachlorophosphazen. Die Phosphazene ergeben sich durch Behandlung von Phosphorpentachlorid mit Ammoniumchlorid:

Pcl5 + Nh4Cl → 1//n (NPCL2)n + 4 HCl

Wenn die Chloridgruppen durch ersetzt werden durch Alkoxid (Ro) Eine Familie von Polymeren wird mit potenziell nützlichen Eigenschaften hergestellt.[45]

Sulfide

Phosphor bildet einen weiten Bereich von Sulfiden, wobei der Phosphor in P (V), P (III) oder anderen Oxidationszuständen sein kann. Das dreifache symmetrische p4S3 wird in Streik-Anywhere-Spielen verwendet. P4S10 und P4O10 analogen Strukturen haben.[46] Gemischte Oxyhalide und Oxyhydride von Phosphor (III) sind fast unbekannt.

Organophosphorverbindungen

Verbindungen mit P-C- und P-O-C-Bindungen werden häufig als Organophosphorverbindungen klassifiziert. Sie werden kommerziell weit verbreitet. Die PCL3 dient als Quelle von p3+ In Routen zu Organophosphor (III) Verbindungen. Zum Beispiel ist es der Vorläufer zu Triphenylphosphin:

Pcl3 + 6 na + 3 c6H5Cl → P (c6H5)3 + 6 NaCl

Behandlung von Phosphor -Trihalides mit Alkoholen und Phenole gibt Phosphite, z. Triphenylphosphit:

Pcl3 + 3 c6H5OH → P (OC6H5)3 + 3 HCl

Ähnliche Reaktionen treten auf Phosphoroxychlorid, sich leisten Triphenylphosphat:

Opcl3 + 3 c6H5OH → OP (OC6H5)3 + 3 HCl

Geschichte

Etymologie

Der Name Phosphor Im alten Griechenland war der Name für den Planeten Venus und wird aus dem abgeleitet griechisch Wörter (φῶς = Licht, φέρω = tragen), die grob als Lichtbringer oder Lichtträger übersetzt werden.[19] (Im griechische Mythologie und Tradition, Aumerinus (αυ2 ) sind enge Homologe und auch verbunden mit Phosphor-the-Morgen-Star).

Nach dem Oxford English Dictionary ist die richtige Schreibweise des Elements Phosphor. Das Wort Phosphor ist die Adjektivform des p3+ Valenz: Also genau wie Schwefel Formen schwefel und Schwefel Verbindungen, Phosphor bildet Phosphorverbindungen (z. B.,,, Phosphorsäure) und P5+ Valenzphosphorverbindungen (z. B.,,, Phosphorsäuren und Phosphate).

Entdeckung

Die Entdeckung von Phosphor, das erste Element, das entdeckt wurde, das seit der Antike nicht bekannt war, nicht bekannt.[47] wird dem deutschen Alchemisten gutgeschrieben Hennig Marke 1669, obwohl andere ungefähr zur gleichen Zeit Phosphor entdeckt haben.[48] Marke experimentiert mit Urin, die beträchtliche Mengen an gelösten Phosphaten aus dem normalen Stoffwechsel enthält.[19] Arbeiten in HamburgBrand versuchte, die sagenumwobene Erstellung zu erstellen Stein der Weisen durch die Destillation von einigen Salze Durch Verdunstung von Urin und dabei ein weißes Material produzierte, das im Dunkeln leuchtete und brillant verbrannte. Es wurde benannt Phosphor Mirabilis ("Wunderhafter Träger des Lichts").[49]

Der Prozess der Brand bot ursprünglich darin, Urin tagelang zu lassen, bis er einen schrecklichen Geruch abgab. Dann kochte er es zu einer Paste, erhitzte diese Paste auf eine hohe Temperatur und führte die Dämpfe durch Wasser, wo er hoffte, dass sie bis Gold kondensieren würden. Stattdessen erhielt er eine weiße, wachsartige Substanz, die im Dunkeln leuchtete. Marke hatte Phosphor entdeckt. Insbesondere produzierte die Marke ammonium natriumwasserstoffphosphat, (NH
4
) NaHpo
4
. Während die Mengen im Wesentlichen korrekt waren (es dauerte ungefähr 1.100 Liter [290 US -Mädchen] Urin, um ungefähr 60 g Phosphor herzustellen), war es unnötig, dass der Urin zuerst verrottete. Spätere Wissenschaftler entdeckten, dass frischer Urin die gleiche Menge an Phosphor ergab.[31]

Marke wurde zunächst versucht, die Methode geheim zu halten,[50] aber später verkaufte das Rezept für 200 Thaler von Dresden an D. Krafft.[19] Krafft tourte damit einen Großteil Europas, einschließlich England, wo er sich traf Robert Boyle. Das Geheimnis - dass die Substanz aus dem Urin hergestellt wurde - und ausgelöst wurde, und JOHANN Kunckel (1630–1703) konnte es in Schweden reproduzieren (1678). Später gelang es Boyle in London (1680) auch, Phosphor zu machen, möglicherweise mit Hilfe seines Assistenten. Ambrose Godfrey-Hanckwitz. Godfrey machte später die Herstellung von Phosphor.

Boyle gibt an, dass Krafft ihm keine Informationen über die Vorbereitung von Phosphor gegeben hat, außer dass es von "etwas, das dem Körper des Menschen gehörte" abgeleitet wurde. Dies gab Boyle einen wertvollen Hinweis, so dass auch er es schaffte, Phosphor herzustellen und die Methode seiner Herstellung zu veröffentlichen.[19] Später verbesserte er den Prozess der Marke, indem er Sand in der Reaktion benutzte (immer noch Urin als Basismaterial).

4 Napo
3
+ 2 Siio
2
+ 10 c → 2 N / A
2
Siio
3
+ 10 co + P
4

Robert Boyle war der erste, der Phosphor verwendet hatte, um die schwefelspitzen Holzschienen zu entzünden, Vorläufer unserer modernen Spiele, 1680.[51]

Phosphor war das 13. Element, das entdeckt wurde. Aufgrund seiner Tendenz, spontan zu brennen, wenn sie in der Luft allein gelassen wird, wird es manchmal als "das Element des Teufels" bezeichnet.[52]

Knochenasche und Guano

Guano Bergbau im Zentrum Chincha -Inseln, ca. 1860.

Antoine Lavoissier erkannte Phosphor als Element 1777 nach Johan Gottlieb Gahn und Carl Wilhelm Scheele1769 zeigten sich das Kalziumphosphat (Ca.
3
(Po
4
)
2
) wird in Knochen vorhanden, indem elementarer Phosphor von erhalten wird Knochenasche.[53]

Knochenasche war bis in die 1840er Jahre die Hauptquelle für Phosphor. Die Methode, die mit dem Braten von Knochen begann und dann die Verwendung von verwendet wurde Schamotte Retorten In einem sehr heißen Backsteinofen eingeschlossen, um das hochgiftige Elementarphosphorprodukt auszudehnen.[54] Alternativ konnten ausgefällte Phosphate aus mundgerechten Knochen hergestellt werden, die entkleidet und mit starken Säuren behandelt wurden. Weißer Phosphor könnte dann durch Erhitzen der ausgefällten Phosphate hergestellt werden, gemischt mit gemahlener Kohle oder Holzkohle in einem Eisentopf und von Phosphordampf in a Retorte.[55] Kohlenmonoxid und andere brennbare Gase, die während des Reduktionsprozesses erzeugt wurden, wurden in a abgebrannt Flare Stack.

In den 1840er Jahren wandte sich die Weltphosphatproduktion dem Bergbau tropischer Inselablagerungen aus Vogel und Fledermaus Guano (siehe auch Guano Islands Act). Diese wurden zu einer wichtigen Phosphatquelle für Dünger in der zweiten Hälfte des 19. Jahrhunderts.[56]

Phosphatstein

Phosphatstein, das normalerweise Calciumphosphat enthält, wurde erstmals 1850 verwendet, um Phosphor herzustellen, und nach Einführung des elektrischen Bogenofens von James Burgess Readman 1888[57] (patentiert 1889),[58] Die elementare Phosphorproduktion wurde von der Knochenheizung auf die elektrische Lichtbogenproduktion von Phosphatgestein umgestellt. Nach der Erschöpfung der Weltquellen von Guano ungefähr zur gleichen Zeit wurde Mineralphosphate zur Hauptquelle für die Produktion von Phosphatdünger. Die Phosphatgesteinproduktion nahm nach dem Zweiten Weltkrieg stark zu und bleibt heute die primäre globale Quelle für Phosphor- und Phosphorchemikalien. Siehe den Artikel über Peakphosphor Weitere Informationen zur Geschichte und den gegenwärtigen Zustand des Phosphatabbaus. Phosphatgestein bleibt in der Düngemittelindustrie ein Ausgangsmaterial, wo es mit Schwefelsäure behandelt wird, um verschiedene zu produzieren. "Superphosphat"Düngerprodukte.

Brauch

Weißer Phosphor wurde erstmals im 19. Jahrhundert für die kommerziell hergestellt passen Industrie. Dies verwendete Knochenasche für eine Phosphatquelle, wie oben beschrieben. Der Knochen-Ash-Prozess wurde veraltet, wenn der Eintaucherbogenofen für die Phosphorproduktion wurde eingeführt, um Phosphatgestein zu reduzieren.[59][60] Die elektrische Ofenmethode ermöglichte die Produktion bis zu dem Punkt, an dem Phosphor in Kriegswaffen eingesetzt werden konnte.[29][61] Im Erster Weltkrieg, es wurde in Zellern verwendet, Rauchbildschirme und Tracer -Kugeln.[61] Eine spezielle Brandkugel wurde entwickelt, um zu schießen Wasserstoff-gefüllt Zeppelins über Großbritannien (Wasserstoff ist hoch sein brennbar).[61] Während Zweiter Weltkrieg, Molotow-Cocktails aus Phosphor gelöst in Benzin wurden in Großbritannien an speziell ausgewählte Zivilisten innerhalb der britischen Widerstandsoperation zur Verteidigung verteilt; und Phosphor -Brandbomben wurden im Krieg in großem Maßstab verwendet. Das Brennen von Phosphor ist schwer zu löschen und wenn es auf die menschliche Haut spritzt, hat es schreckliche Auswirkungen.[15]

Frühe Übereinstimmungen verwendeten weiße Phosphor in ihrer Zusammensetzung, was aufgrund seiner Toxizität gefährlich war. Morde, Selbstmorde und versehentlich Vergiftungen resultierte aus seiner Verwendung. (Eine apokryphe Geschichte erzählt von einer Frau, die versucht, ihren Ehemann mit weißem Phosphor in seinem Essen zu ermorden, das durch das Given des Eintopfs des Eintopfs entdeckt wurde).[29] Darüber hinaus gab die Exposition gegenüber den Dämpfen den Match -Arbeitern eine schwere Nekrose der Knochen des Kiefers, bekannt als "Phossy Jaw". Wenn ein sicherer Prozess zur Herstellung rot Bern Convention (1906), die seine Einführung als sicherere Alternative für die Übereinstimmung herstellen.[62] Die Toxizität von weißem Phosphor führte zum Absetzen ihrer Verwendung in Übereinstimmungen.[63] Die Verbündeten verwendeten Phosphor Brandbomben in Zweiter Weltkrieg Hamburg zu zerstören, der Ort, an dem zum ersten Mal der "wundersame Lichtträger" entdeckt wurde.[49]

Produktion

Abbau von Phosphatgestein in Nauru

Im Jahr 2017 schätzten die USGS 68 Milliarden Tonnen Weltreserven, wobei die Reservezahlen auf den Betrag verweisen, der zu den aktuellen Marktpreisen erholbar war. 0,261 Milliarden Tonnen wurden 2016 abgebaut.[64] Für die zeitgenössische Landwirtschaft steigt die jährliche Nachfrage fast doppelt so schnell wie das Wachstum der menschlichen Bevölkerung.[39] Die Produktion von Phosphor könnte vor 2011 ihren Höhepunkt erreicht haben, und einige Wissenschaftler sagen voraus, dass Reserven vor dem Ende des 21. Jahrhunderts erschöpft werden. "[65][39][66] Phosphor umfasst etwa 0,1% durch die Masse des durchschnittlichen Gesteins, und folglich ist die Erdversorgung groß, wenn auch verdünnt.[15]

Nassprozess

Das meiste Phosphor-tragende Material ist für Landwirtschaftsdünger. In diesem Fall, in dem die Reinheitsstandards bescheiden sind, wird Phosphor aus Phosphatgestein durch sogenannte "Nassprozess" erhalten. Die Mineralien werden mit Schwefelsäure behandelt, um zu geben Phosphorsäure. Phosphorsäure wird dann neutralisiert, um verschiedene Phosphatsalze zu ergeben, die Düngemittel umfassen. Im Nassprozess wird Phosphor kein Redox unterzogen.[67] Ungefähr fünf Tonnen von Phosphogypsum Abfall werden pro Tonne Phosphorsäureproduktion erzeugt. Jährlich beträgt die geschätzte Erzeugung von Phosphogypsum weltweit 100 bis 280 mt.[68]

Thermalprozess

Für die Verwendung von Phosphor in Arzneimitteln, Reinigungsmitteln und Lebensmitteln sind die Reinheitsstandards hoch, was zur Entwicklung des thermischen Prozesses führte. In diesem Prozess werden Phosphatmineralien in weißes Phosphor umgewandelt, was durch Destillation gereinigt werden kann. Der weiße Phosphor wird dann zu Phosphorsäure oxidiert und anschließend mit einer Base neutralisiert, um Phosphatsalze zu ergeben. Der thermische Prozess ist energieintensiv.[67] Gegenwärtig etwa 1.000.000 kurze Tonnen (910.000t) des elementaren Phosphors wird jährlich produziert. Calciumphosphat (Phosphatgestein), meist in Florida und Nordafrika abgebaut, kann auf 1.200–1.500 ° C mit Sand erhitzt werden, was hauptsächlich ist Siio
2
, und Koks produzieren P
4
. Das P
4
Produkt, volatil, ist leicht isoliert:[69]

4 ca5(Po4)3F + 18 Siio2 + 30 c → 3 p4 + 30 co + 18 Casio3 + 2 CAF2
2 ca3(Po4)2 + 6 SiO2 + 10 c → 6 Casio3 + 10 co + p4

Seitenprodukte aus dem thermischen Prozess umfassen Ferrophosphor, eine grobe Form von Fe2P, resultiert aus Eisenverunreinigungen in den Mineralvorläufern. Das Silikat Schlacke ist ein nützliches Baumaterial. Das Fluorid wird manchmal für den Einsatz in der Verwendung gewonnen Wasserfluoridierung. Problematischer ist ein "Schlamm", das erhebliche Mengen an weißem Phosphor enthält. Die Produktion von weißem Phosphor wird zum Teil in großen Einrichtungen durchgeführt, weil es energieintensiv ist. Der weiße Phosphor wird in geschmolzener Form transportiert. Während des Transports sind einige große Unfälle aufgetreten.[70]

Historische Routen

In der Vergangenheit wurde weißer Phosphor vor der Entwicklung mineralbasierter Extraktionen im industriellen Maßstab aus Knochenasche isoliert.[71] In diesem Prozess die Tricalcium -Phosphat in Knochenasche wird in umgewandelt zu Monocalcium -Phosphat mit Schwefelsäure:

Ca.3(Po4)2 + 2 h2ALSO4 → CA (h2Po4)2 + 2 Caso4

Monocalcium -Phosphat wird dann zum entsprechenden Metaphosphat dehydriert:

Ca (h2Po4)2 → CA (po3)2 + 2 h2O

Wenn auf eine weiße Hitze (~ 1300 ° C) mit entzündet HolzkohleCalciummetaphosphat liefert zwei Drittel seines Gewichts des weißen Phosphors, während ein Drittel des Phosphors im Rest als Calciumorthophosphat bleibt:

3 ca (po3)2 + 10 c → ca.3(Po4)2 + 10 co + p4

Anwendungen

Dünger

Phosphor ist ein wesentlicher Pflanzennährstoff (der am häufigsten begrenzte Nährstoff danach Stickstoff-),[72] und der Großteil der gesamten Phosphorproduktion ist in konzentrierten Phosphorsäuren für Landwirtschaft Düngemittel, mit bis zu 70% bis 75% p enthalten2O5. Das führte zu einem großen Anstieg der Phosphat (Po43–) Produktion in der zweiten Hälfte des 20. Jahrhunderts.[39] Die künstliche Phosphat -Fertilisation ist notwendig, da Phosphor für alle lebenden Organismen von wesentlicher Bedeutung ist. Es ist an Energietransfers, Stärke von Wurzel und Stämmen beteiligt, Photosynthesedie Erweiterung von Pflanzenwurzeln, Bildung von Samen und Blüten sowie andere wichtige Faktoren, die die Gesundheit und Genetik der Pflanzen beeinflussen.[72]

Natürliche Phosphor-tragende Verbindungen sind aufgrund der geringen Löslichkeit und Mobilität im Boden für Pflanzen meist unzugänglich.[73] Der größte Teil von Phosphor ist in den Bodenmineralien oder in organischer Substanz des Bodens sehr stabil. Selbst wenn Phosphor in Dung oder Dünger hinzugefügt wird, kann es im Boden fixiert werden. Daher ist der natürliche Zyklus von Phosphor sehr langsam. Ein Teil des festen Phosphors wird im Laufe der Zeit erneut freigesetzt, wobei das Wachstum von Wildpflanzen jedoch mehr benötigt wird, um den intensiven Anbau von Pflanzen aufrechtzuerhalten.[74] Dünger erfolgt häufig in Form von Superphosphat von Kalk, einer Mischung aus Calciumdihydrogenphosphat (C.2Po4)2) und Calciumsulfatdihydrat (Caso4· 2H2O) produzierte reagierte Schwefelsäure und Wasser mit Calciumphosphat.

Die Verarbeitung von Phosphatmineralien mit Schwefelsäure zum Erhalten von Dünger ist für die Weltwirtschaft so wichtig, dass dies der primäre Industriemarkt für den industriellen Markt ist Schwefelsäure und die größte industrielle Verwendung von Elementar Schwefel.[75]

Weit verbreitete Verbindungen Verwenden
Ca (h2Po4)2·H2O Backpulver und Dünger
Cahpo4· 2H2O Tierfutter -Additiv, Zahnpulver
H3Po4 Herstellung von Phosphatdüngeren
Pcl3 Herstellung von PoCl3 und Pestizide
Pocl3 Herstellung von Wastrichisator
P4S10 Herstellung von Zusatzstoffen und Pestiziden
N / A5P3O10 Waschmittel

Organophosphor

Weißer Phosphor wird häufig verwendet, um zu machen Organophosphorverbindungen durch Zwischenprodukt Phosphorchloride und zwei Phosphorsulfide, Phosphor Pentasulfid und Phosphor -Sesquisulfid.[76] Organophosphorverbindungen haben viele Anwendungen, einschließlich in Plastiker, Flammschutzmittel, Pestizide, Extraktionsmittel, Nervenmittel und Wasserversorgung.[15][77]

Metallurgische Aspekte

Phosphor ist auch eine wichtige Komponente in Stahl Produktion bei der Herstellung von Phosphorbronzeund in vielen anderen verwandten Produkten.[78][79] Phosphor wird während seines Schmelzprozesses zu metallischem Kupfer zugesetzt, um mit Sauerstoff zu reagieren, die als Unreinheit im Kupfer vorhanden sind und Phosphor-haltiges Kupfer produzieren (Kupfer (Cuofp) Legierungen mit einem höheren Wasserstoffversprödung Widerstand als normales Kupfer.[80]

Streichhölzer

Übereinstimmung mit einer Mischung aus rotem Phosphor, Kleber und gemahlenem Glas. Das Glaspulver wird verwendet, um die Reibung zu erhöhen.

Das erste Schlagspiel mit einem Phosphorkopf wurde von erfunden Charles Sauria 1830. Diese Übereinstimmungen (und nachfolgende Modifikationen) wurden mit Köpfen von weißem Phosphor, einer sauerstofffreien Verbindung (mit weißem Phosphor (Kaliumchlorat, Dioxid führen, oder manchmal Nitrat) und ein Ordner. Sie waren giftig gegenüber den Arbeitern in der Herstellung,[81] empfindlich gegenüber Lagerbedingungen, giftig, wenn sie aufgenommen und gefährlich, wenn sie versehentlich auf einer rauen Oberfläche entzündet werden.[82][83] Die Produktion in mehreren Ländern wurde zwischen 1872 und 1925 verboten.[84] Der internationale Berne Convention, ratifiziert 1906, untersagte die Verwendung von weißem Phosphor in Spielen.

Infolgedessen wurden die Phosphorübereinstimmungen allmählich durch sicherere Alternativen ersetzt. Rund 1900 französische Chemiker Henri Sévène und Emile David Cahen erfanden das moderne Streik-Anywhere-Match, in dem der weiße Phosphor durch ersetzt wurde durch Phosphor -Sesquisulfid (P4S3), eine ungiftige und nicht pyrophorische Verbindung, die sich unter Reibung entzündet. Für eine Zeit waren diese sichereren Streiks-irgendwelche Spiele, die sehr beliebt waren, aber auf lange Sicht wurden sie durch das moderne Sicherheitsspiel ersetzt.

Sicherheitsübereinstimmungen sind sehr schwer auf einer anderen Oberfläche als einem speziellen Stürmerstreifen zu entzünden. Der Streifen enthält ungiftiges roter Phosphor und den Match-Kopf Kaliumchlorat, eine sauerstofffreie Verbindung. Wenn er geschlagen wird, kleine Mengen von Abrieb Von Match Head und Striker Streifen sind eng gemischt, um eine kleine Menge von zu machen Armstrongs Mischung, eine sehr berührungsempfindliche Komposition. Das feine Pulver entzündet sich sofort und liefert den ersten Funken, um den Match -Kopf auszulösen. Sicherheitsübereinstimmungen trennen die beiden Komponenten der Zündmischung, bis das Match getroffen ist. Dies ist der wichtigste Sicherheitsvorteil, da es eine versehentliche Zündung verhindert. Dennoch, Sicherheitsübereinstimmungen, erfunden 1844 von Gustaf Erik Pasch und Marktbereit in den 1860er Jahren, hat erst das Verbot des weißen Phosphors der Verbraucher erlangt. Die Verwendung eines dedizierten Stürmerstreifens wurde als ungeschickt angesehen.[20][76][85]

Wasserweidung

Natriumtripolyphosphat Aus Phosphorsäure wird in einigen Ländern in Waschmittel verwendet, in anderen Ländern jedoch für diese Verwendung verboten.[22] Diese Verbindung mildert das Wasser, um die Leistung der Reinigungsmittel zu verbessern und ein Rohr/Kesselrohr zu verhindern Korrosion.[86]

Sonstig

  • Phosphate werden verwendet, um spezielle Brillen für zuzubereiten Natriumlampen.[22]
  • Knochen-Ash, Calciumphosphat, wird bei der Herstellung von feinem China verwendet.[22]
  • Phosphorsäure aus elementarem Phosphor wird in Lebensmittelanwendungen verwendet, wie z. alkoholfreie Getränkeund als Ausgangspunkt für Phosphate der Lebensmittelqualität.[76] Dazu gehören ein Monokalciumphosphat für Backpulver und Natriumtripolyphosphat.[76] Phosphate werden verwendet, um die Eigenschaften von verarbeitetem Fleisch zu verbessern und Käseund in Zahnpasta.[76]
  • Weißer Phosphor, genannt "wp" (Slang Begriff "Willie Peter") wird in verwendet Militär- Anwendungen als Brandbomben, zum Rauchabschreckung als Rauchtöpfe und Rauchbomben, und in Tracer -Munition. Es ist auch ein Teil eines Veraltteils M34 White Phosphor US Hand Granate. Diese Mehrzweckgranate wurde hauptsächlich für Signale, Rauchbildschirme und Entzündungen verwendet. Es könnte auch schwere Verbrennungen verursachen und einen psychologischen Einfluss auf den Feind hatten.[87][88] Militärische Anwendungen von weißem Phosphor sind durch das Völkerrecht eingeschränkt.
  • 32P und 33P werden als radioaktive Tracer in biochemischen Labors verwendet.[89]

Biologische Rolle

Anorganisches Phosphor in Form des Phosphates Po3–
4
ist für alle bekannten Formen von erforderlich Leben.[90] Phosphor spielt eine wichtige Rolle im strukturellen Rahmen von DNA und RNA. Lebende Zellen verwenden Phosphat, um zelluläre Energie mit zu transportieren Adenosintriphosphat (ATP), notwendig für jeden zellulären Prozess, der Energie verbraucht. ATP ist auch wichtig für Phosphorylierung, ein wichtiges regulatorisches Ereignis in Zellen. Phospholipide sind die Hauptstrukturkomponenten aller zellulären Membranen. Calciumphosphat Salze helfen bei der Versteifung Knochen.[15] Biochemiker verwenden üblicherweise die Abkürzung "pi", um sich auf anorganisches Phosphat zu beziehen.[91]

Jede lebende Zelle ist in eine Membran eingeschlossen, die sie von ihrer Umgebung trennt. Zellmembranen bestehen aus einer Phospholipidmatrix und Proteinen, typischerweise in Form einer Doppelschicht. Phospholipide werden abgeleitet von Glycerin mit zwei der Glycerinhydroxyl (OH) -Protonen, die durch Fettsäuren als ersetzt werden Esterund das dritte Hydroxylproton wurde durch einen anderen Alkohol durch Phosphat ersetzt.[92]

Ein durchschnittlicher erwachsener Mensch enthält etwa 0,7 kg Phosphor, etwa 85–90% in Knochen und Zähnen in Form von Apatitund der Rest in Weichteilen und extrazellulären Flüssigkeiten (~ 1%). Der Phosphorgehalt steigt von etwa 0,5% durch Masse im Säuglingsalter auf 0,65–1,1% von Masse bei Erwachsenen. Die durchschnittliche Phosphorkonzentration im Blut beträgt etwa 0,4 g/l, etwa 70% davon sind organische und 30% anorganische Phosphate.[93] Ein erwachsener mit gesunder Diät verbraucht und ausscheidet etwa 1–3 Gramm Phosphor pro Tag, wobei der Verzehr in Form von anorganischen Phosphat und Phosphor-haltigen Biomolekülen wie z. Nukleinsäuren und Phospholipide; und Ausscheidung fast ausschließlich in Form von Phosphationen wie z. H
2
Po
4
und HPO2–
4
. Nur etwa 0,1% des Körperphosphats zirkuliert im Blut und entsprechen der Menge an Phosphat, die für Weichgewebezellen verfügbar sind.

Emaille von Knochen und Zähnen

Die Hauptkomponente des Knochens ist Hydroxyapatit sowie amorphe Formen von Calciumphosphat, möglicherweise einschließlich Carbonat. Hydroxylapatit ist die Hauptkomponente des Zahnschmelzes. Wasserfluoridierung Verbessert den Widerstand von Zähnen, um durch die partielle Umwandlung dieses Minerals in das noch härtere Material, das als Fluoroapatit bezeichnet wird, zu verfallen:[15]

Ca.
5
(Po
4
)
3
OH
+ F
Ca.
5
(Po
4
)
3
F
+ OH

Phosphormangel

In der Medizin kann das Phosphat -Mangel -Syndrom durch verursacht werden durch Unterernährungdurch Versäumnis, Phosphat zu absorbieren, und durch metabolische Syndrome, die Phosphat aus dem Blut ziehen (wie in Refeeding -Syndrom Nach Mangelernährung[94]) oder zu viel davon in den Urin eingeben. Alle sind durch gekennzeichnet durch Hypophosphatämie, was eine Erkrankung niedriger Spiegel an löslichen Phosphatspiegeln im Blutserum und innerhalb der Zellen ist. Symptome einer Hypophosphatämie sind neurologische Funktionsstörungen und Störungen von Muskeln und Blutzellen aufgrund des Mangels an ATP. Zu viel Phosphat kann zu Durchfall und Verkalkung (Härtung) von Organen und Weichgewebe führen und die Fähigkeit des Körpers, Eisen, Kalzium, Magnesium und Zink zu verwenden, beeinträchtigen.[95]

Phosphor ist wesentlich Makromineral für Pflanzen, die ausführlich in untersucht werden EDAPHOGIE Pflanzenaufnahme von Boden Systeme. Phosphor ist a Begrenzungsfaktor in vielen Ökosysteme; Das heißt, die Knappheit von Phosphor begrenzt die Rate des Organismuswachstums. Ein Überschuss an Phosphor kann auch problematisch sein, insbesondere in aquatischen Systemen, wo Eutrophierung Manchmal führt Algenblüte.[39]

Ernährung

Ernährungsempfehlungen

Das US -amerikanisches Institut für Medizin (IOM) aktualisierte geschätzte durchschnittliche Anforderungen (Ohren) und empfohlene Diät Mengen (RDAS) für Phosphor im Jahr 1997. Wenn keine ausreichenden Informationen zur Festlegung von Ohren und RDAs vorhanden sind, ist eine Schätzung festgelegt Ausreichende Aufnahme (AI) wird stattdessen verwendet. Das aktuelle Ohr für Phosphor für Menschen im Alter von 19 Jahren beträgt 580 mg/Tag. Die RDA ist 700 mg/Tag. RDAs sind höher als die Ohren, um Mengen zu identifizieren, die Personen mit überdurchschnittlichen Anforderungen abdecken. RDA für Schwangerschaft und Stillzeit beträgt ebenfalls 700 mg/Tag. Für Menschen im Alter von 1 bis 18 Jahren steigt die RDA mit dem Alter von 460 bis 1250 mg/Tag an. Was die Sicherheit betrifft, setzt die IOM ein Tolerierbare obere Einlassniveaus (ULS) für Vitamine und Mineralien, wenn Beweise ausreichen. Im Fall von Phosphor beträgt die UL 4000 mg/Tag. Zusammen sind die Ohren, Rdas, AIs und ULs als als bezeichnet als Nahrungsreferenzaufnahme (DRIS).[96]

Das Europäische Lebensmittelsicherheitsbehörde (EFSA) bezieht sich auf die kollektive Informationsmenge als Nahrungsreferenzwerte mit Bevölkerungsreferenzaufnahme (PRI) anstelle von RDA und durchschnittlicher Anforderungen anstelle von Ohr. AI und UL definierten genauso wie in den Vereinigten Staaten. Für Menschen ab 15 Jahren, einschließlich Schwangerschaft und StillzeitDie KI ist auf 550 mg/Tag eingestellt. Für Kinder im Alter von 4 bis 10 Jahren ist die KI 440 mg/Tag und für 11 bis 17 Jahre 640 mg/Tag. Diese AIs sind niedriger als die US -RDAs. In beiden Systemen brauchen Teenager mehr als Erwachsene.[97] Die europäische Behörde für Lebensmittelsicherheit überprüfte die gleiche Sicherheitsfrage und entschied, dass keine genügend Informationen zur Festlegung einer UL bestanden haben.[98]

Für die Kennzeichnungszwecke für US -amerikanische Nahrungsmittel- und Nahrungsergänzungsmittel wird der Betrag in einer Portion als Prozentsatz des täglichen Werts (%DV) ausgedrückt. Für Phosphormarkierungszwecke betrug 100% des Tageswerts 1000 mg, aber ab dem 27. Mai 2016 wurde es auf 1250 mg überarbeitet, um sie mit der RDA zu übereinstimmen.[99][100] Eine Tabelle der alten und neuen erwachsenen täglichen Werte wird bei der Bereitstellung Referenztäglicher Einnahme.

Nahrungsquellen

Die wichtigsten Nahrungsquellen für Phosphor sind die gleichen wie die, die enthalten sind Protein, obwohl Proteine ​​Phosphor nicht enthalten. Zum Beispiel haben Milch, Fleisch und Soja normalerweise auch Phosphor. Wenn eine Diät ausreichend Protein und Kalzium aufweist, ist die Menge an Phosphor wahrscheinlich ausreichend.[101]

Vorsichtsmaßnahmen

Phosphorexplosion

Organische Verbindungen von Phosphor bilden eine breite Klasse von Materialien; Viele sind für das Leben erforderlich, aber einige sind extrem giftig. Fluorophosphat Ester gehören zu den stärksten Neurotoxine bekannt. Eine breite Palette von Organophosphorverbindungen wird für ihre Toxizität als verwendet Pestizide (Herbizide, Insektizide, Fungizideusw.) und Waffen als Nervenagenten gegen feindliche Menschen. Die meisten anorganischen Phosphate sind relativ ungiftige und essentielle Nährstoffe.[15]

Das weiße Phosphor -Allotrop weist ein signifikantes Gefahren dar, da es sich in Luft entzündet und Phosphorsäurestalte erzeugt. Die chronische weiße Phosphorvergiftung führt zu einer Nekrose des Kiefers genannt "Phossy Jaw". Weißer Phosphor ist giftig, was zu schweren Leberschäden bei der Aufnahme verursacht wird, kann einen Zustand verursachen, der als "Raucher -Stuhl -Syndrom" bezeichnet wird.[102]

In der Vergangenheit wurde die externe Exposition gegenüber elementarem Phosphor durch Waschen der betroffenen Fläche mit 2% behandelt Kupfersulfat Lösung zur Bildung von harmlosen Verbindungen, die dann weggewaschen werden. Nach Angaben der jüngsten Die Behandlung von Opfern und konventionellen militärischen chemischen Verletzungen durch chemische Wirkstoff durch die US-Marine: FM8-285: Teil 2 Konventionelle militärische chemische Verletzungen, "Cupric (Kupfer (ii)) Sulfat wurde in der Vergangenheit von US sowie intravaskuläre Hämolyse. "[103]

Das Handbuch schlägt stattdessen "eine Bicarbonat -Lösung zur Neutralisierung von Phosphorsäure, das dann die Entfernung von sichtbarem weißem Phosphor ermöglicht. Partikel können häufig durch ihre Rauchemission gefunden werden, wenn Luft sie schlägt, oder durch ihre Phosphoreszenz im Dunkeln. In der dunklen Umgebung, in der dunklen Umgebung, können sie auftreten. Fragmente werden als lumineszierende Flecken angesehen. sofort Debride Die Verbrennung, wenn der Zustand des Patienten die Entfernung von WP -Bits (weißer Phosphor) ermöglicht, die möglicherweise später absorbiert werden und möglicherweise eine systemische Vergiftung erzeugen. Wenden Sie nicht ölig an, basierend Salben Bis es sicher ist, dass alle WP entfernt wurden. Behandeln Sie nach vollständiger Entfernung der Partikel die Läsionen als thermische Verbrennungen. "[Anmerkung 1] Da sich weiße Phosphor leicht mit Ölen mischt, werden alle fettigen Substanzen oder Salben erst empfohlen, wenn der Bereich gründlich gereinigt und alle weißen Phosphor entfernt werden.

Menschen können am Arbeitsplatz Phosphor durch Inhalation, Aufnahme, Hautkontakt und Augenkontakt ausgesetzt sein. Das Arbeitssicherheit-und Gesundheitsbehörde (OSHA) hat die Phosphor -Expositionsgrenze festgelegt (Zulässige Expositionsgrenze) am Arbeitsplatz bei 0,1 mg/m3 über einen 8-Stunden-Arbeitstag. Das Nationales Institut für Arbeitssicherheit und Gesundheit (NIOSH) hat a gesetzt Empfohlene Expositionsgrenze (Rel) von 0,1 mg/m3 über einen 8-Stunden-Arbeitstag. Bei einem Niveau von 5 mg/m3, Phosphor ist Sofort gefährlich für Leben und Gesundheit.[104]

US -DEA -Liste I Status

Phosphor kann Elementar reduzieren Jod zu Hydroiodsäure, was ein Reagenz ist, das zur Reduzierung wirksam ist Ephedrine oder Pseudoephedrine zu Methamphetamin.[105] Aus diesem Grund wurden rot und weiße Phosphor von den Vereinigten Staaten bezeichnet Verwaltung der Drogenbehinderung wie Liste i Vorläuferchemikalien unter 21 CFR 1310.02 Wirksam am 17. November 2001.[106] In den Vereinigten Staaten unterliegen Handler von rotem oder weißem Phosphor strengen regulatorischen Kontrollen.[106][107][108]

Siehe auch

Anmerkungen

  1. ^ WP (weißer Phosphor) zeigt Chemolumineszenz bei Lufteinwirkung und wenn sich WP in der Wunde befindet, bedeckt von Gewebe oder Flüssigkeiten wie dem Blutserum, leuchtet es nicht, bis es Luft ausgesetzt ist, was einen sehr dunklen Raum erfordert und dunkel angepasste Augen, um klar zu sehen

Verweise

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