Keemia referaat fosforist (1)

Tartu Kivilinna Gümnaasium
REFERAAT
Fosfor
(Phosphorus)
Tartu 2009
Sisukord
Sisukord .................................................................................................................. 2
Sissejuhatus ......................................................................................................... 3
Avastamine ............................................................................................................. 4
Füüsikalised omadused ........................................................................................ 5
Keemilised omadused ........................................................................................... 6
Keemilised omadused ........................................................................................... 7
Ühendid ................................................................................................................... 8
Allotroobid .............................................................................................................. 9
Allotroobid ............................................................................................................. 10
Kasutamine ............................................................................................................. 11
Füsioloogiline toime .............................................................................................. 12
Huvitavat ................................................................................................................ 13
Mida andis mulle referaadi koostamine? ........................................................ 14
Kasutatud kirjandus ............................................................................................. 15
Sissejuhatus
Fosfor (keemiline sümbol P) on keemiline element järjenumbriga 15.
Fosfori ainus looduslik isotoop on massiarvuga 31.
Fosfor lihtainena esineb üldiselt kolme allotroopse vormina: valge, punane ja must fosfor. Kuulub p-elementide hulka. Omapärane on see, et tavatingimustes stabiilseim vorm – punane fosfor – ei oma kindlat struktuuri, vaid ta omadused on varieeruvad.
Fosfori aur koosneb tetraeedrilistest P4 molekulidest. Nende kondenseerudes tekib valge fosfor.
Fosfori stabiilseim oksüdatsiooniaste on +5. Teised olulisemad oksüdatsiooniastmed on +3 ja –3. Fosfori oksiidid on happelised. Fosfori vesinikühendid, fosfaanid ehk fosfiinid, on tugevad redutseerijad .
Eesti fosforiit on oobolusfoforiit, mis tekkis ordoviitsiumi meres elanud käsijalgsete(perekond Obolus) fosfaatseist karpidest. Maardu Keemiakombinaadis kaevandatakse fosforiiti karjääris. Tähtsamad maardlad meie vabariigis paiknevad Maardus, Tsitres, Toolses, Aseris , Saksas ja Narvas. Maailma suurimad apatiidivarud paiknevad Koola poolsaarel.
Avastamine
Teatavasti olid alkeemikute põhieesmärkideks oli filosoofilise ehk tarkade kivi, elueliksiiri ja universaalse lahusti ehk alkagesti leidmine. Tarkade kivi abil loodeti
väheväärtuslikest metallidest saada väärismetalle näiteks kulda. Mõned alkeemikud pidasid aga kõige perspektiivsemaks kulla valmistamise lähteaineteks elavhõbedat ja pliid , sest nende tihedus on suhteliselt suur ja võrreldav kulla tihedusega.
Hamburgi kaupmees ja alkeemik Henning Brand müstilistel põhjustel aga eeldas, et tarkade kivi peab olema seotud inimorganismiga. 1669. aastal hakkas ta uurimist alustama uriinist. Brand kogus tünnitäie uriini, aurutas seda siirupi konsistensini ning sai pruunika vedeliku, mille nimetas uriiniõliks. Viimase segas ta liiva ja söega ning kuumutas siis tugevasti õhu juurdepääsuta. Äraarvamatu oli alkeemiku rõõm, kui ta avastas anumas omalaadse, nõrgalt küüslaugulõhnalise vahataolise aine, mis pimedas helendab. Brand arvas algul, et tal ongi õnnestunud saada üks maailma algelementidest, nimelt elementaarse tule. Ainel olid ebatavalised omadused, sest kui Brand puudutas ainet käega, siis hakkasid ta sõrmed helenduma.
Füüsikalised omadused

• Aatommass : 30,97376
  
• Sulamistemperatuur : 44,1 °C
  
• Keemistemperatuur : 277 °C
  
• Tihedus: 1,82 g/cm3
  
• Värvus: värvusetu / punane / hõbevalge
  
• Agregaatolek toatemperatuuril: tahke
  
• Kõvadus Mohsi järgi: -
  

• Valge fosfor
  

Valge või kollaka värvusega,vahataoline aine, vees lahustumatu, küll aga
mõnedes orgaanilistes lahustites (CCl4 ,CS2 ),
küüslaugu kõhnaga, tihedus 1,82 g/cm³, sulamis- ja keemistemperatuur
vastavalt 44 °C ja 287 °C, dielektrik .

• Punane fosfor
  

Punakaspruun pulber,vees ja orgaanilistes lahustutes lahustumatu,lõhn puudub,tihedus 2,31 g/cm³, sulamistemeratuur ülerõhul 593 °C ja
sublimeerumistemperatuur 429 °C, dielektrik.

• Must fosfor
  

Musta värvusega kristallne aine, vees ja orgaanilistes lahustutes lahustumatu, tihedus 2,69 g/cm³, sulamistemeratuur ülerõhul 1000 °C,
sublimeerumistemperatuur 429 °C, hea soojusjuht, pooljuht .
Keemilised omadused
Fosfori püsivaim oksüdatsiooniaste ühendites on V (H3PO4 ja
fosfaadid). Madalamas oksüdatsiooniastmes (-III, III jt)
fosforiühendid on suhteliselt ebapüsivad ning oksüdeeruvad
kergesti fosfor(V)ühenditeks.
Fosfor on keskmise aktiivsusega mittemetall.

• Fosfori põlemisel õhus ja hapnikus tekib P4O10 . Hapnikku
  

vaeguse korral võib tekkida ka oksiid P4O6 .
P4 + 5O2 P4O10
P4 +3O2 P4O6
Kõrgel temperatuuril ja katalüsaatori manulusel võib fosfor reageerida
veeauruga:
2P + 8H2O 5H2 + 2H3PO4

• Kuumutamisel reageerib fosfor kõikide metallidega (v.a. Bi ja poolmetall Sb-ga),
  

käitudes oksüdeerijatena moodustades fosfiide:
6Zn + P4 2Zn3P2
Tsinkfosfiidiga tapetakse rotte, InP ja GaP on kasutusel elektroonikas.

• Aktiivsete mittemetallide suhtes (hapnik, kloor
  

jt) käitub redutseerijana. Fosfori reageerimine
fluoriga kulgeb plahvatusega. Kloori ja broomi
aurudes valge fosfor süttib, punane fosfor põleb
rahulikult . Ioodiga reageerib valge fosfor
tavatemperatuuril, punane fosfor kuumutamisel:
P4(t) + 6Br2(g) 4PBr3(v)
P4(t) + 6I2(g) 4PI3(g)
Fosfor mitteoksüdeerivate hapetega ei reageeri, ent lämmastikhappega kui väga
tugeva oksüdeerijaga toimub järgnev reaktsioon :
3P + 5HNO3 + 2H2O 3H3PO4 + 5NO

• Valge fosfori kuumutamisel leeliste lahustega moodustub fosfaan ja
  

fosforvesinikud:
4P + 3KOH + 3H2O PH3 (fosfaan) + 3KH2PO2 (kaaliumvesinikhüpofosfit)

• Valge fosfori tõrjub välja vähemaktiivseid metalle (Cu, Ag, Pb jt) nende soolade
  

lahustest:
2P + 5CuSO4 + 8H2O 2H3PO4 + 5H2SO4 + 5Cu
Vesinikhalogeniidide (HHal) toimel fosforile tekivad fosfaan (PH3) ja
fosfooniumsoolad analoogselt ammooniumsooladega (PH4Hal)
Lämmastiku ja fosfori aurude reageerimisel kõrgtemperatuuril tekib amorfsete
nitritiidide P3N5 ja PN segu.

• Väävli sulatamisel valge fosforiga kõrgematel temperatuuridel (üle 230 °C)
  

moodustuvad fosfori sulfiidid (P4S3, P4S10 jt)

• Süsinikuga reageerib fosfor väga kõrgel temperatuuril (üle 2000 °C)
  

moodustades karbiide, mida siiski tavaliselt saadakse kaudsel teel.

• Fosfori reagerimisel süsinikdioksiidiga üle 650 °C juures toimub järgmine
  

reaktsioon:
P4 + 6CO2 P4O6 + 6CO

• Räniga reageerib fosfor kõrgtemperatuuril (üle 1000 °C) moodustades
  

kollakaspruuni silitsiidi SiP, kusjuues kaudselt on saadud ka Si2P.
Ühendid

• Fosfori hapnikuühendid
  

Fosfori ühendeist hapnikuga märgime järgmisi: P₄O10, P4O6, P4O

• Tetrafosforheksaoksiid ehk fosfor(V) oksiid
  

P4O6 tekib fosfori põlemisel õhu või hapniku vajakul. P4O6 on väga mürgine valge kristalliline aine, mis väliselt meenutab vaha. Ta reageerib veega, kusjuures reageerimissaaduste iseloom sõltub vee temperatuurist. Külma veega reageerimisel moodustub kahealuseline fosforishape .

• Tetrafosforheksaoksiid ehk fosfor(III)oksiid
  

On ebameeldiva lõhnaga valge kristalne vahataoline mürgine aine, mis tekib fosfori
põlemisel hapniku vaegusel. P4O6 oksüdeerub aeglaselt õhus, moodustades P4O10,
kuumutamisel üle 200 °C laguneb punaseks fosforiks, P4O8 ja
P4O10 seguks. Ta lahustub hästi benseenis, süsinikdisulfiidis
ja teistes lahustes ning reageerimisel veega annab ta
fosforishappe:
P4O6 + 6H2O _ 4H3PO3
Kuuma veega reageerimisel tekib põhiliselt ortofosforhape ja
fosfaan, kuigi võiv moodustuda vähesel määral ka fosforit :
P4O6 + 6H2O _ 3H3PO4 + PH3
Lisaks reageerib P4O6 ka hapete, halogeenide ja väävliga.

• Fosfaan
  

(fosfiin) PH₃ on värvuseta, küüslaugulõhnaga väga mürgine gaas . P₂H₄ jälgede esinemisel PH₃-s süttib viimane õhus põlema. Reageerimisel veega moodustub fosfaanhüdraat PH₃+H₂O, mis erinevalt ammoniaakhüdraadist ei ole aluseliste omadustega. PH₃ moodustab vesinikhalogeeniididega fosfooniumsoolasid, näiteks PH₄I fosfooniumjodiid (analoogiliselt NH₄I).
Fosfaan on üks tugevamaid redutseerijaid, mis võib metallisooladest redutseerida vaba metalli
8AgNO₃+PH₃+4H₂O=H₃PO₄+8Ag+8HNO₃

• Difosfaan
  

P₂H₄ on värvuseta, õhus kergesti süttiv vedelik. Kõrgemad fosfaanid üldavalemiga PnH₂n on n arvväärtusest sõltuvalt kas vedelikud või tahked . Fosfaanid tekivad ka surnud organismide lagunemisel. Kokkupuutel hapnikuga nad süttivad, millega seletub tulukeste esinemine kalmistul.
Allotroobid

• Valge fosfor
  

On kristalliline, lisandite tõttu valge või kollase värvusega aine, mis tekib fosforiaurude kondenseerumisel. Valge fosfor on molekulvõrega aine, mille kristallivõre keskmetes on molekulid valemiga P₄. Fosfori aatomid paiknevad võrdkügse tetraeedri tippudes. P₄ on kergsulav aine (sulamis temperatuur 44,1°C). Valge fosfor on väga reaktsioonivõimeline, seepärast säilitatakse teda vees. Õhus süttib ta iseenesest. Fosforiaurude aeglase oksüdatsiooni tõttu on fosfor pimedas helenduv. P₄ lahustub hästi süsinikdisulfiidis, benseenis, alkoholis ja teistes orgaanilisetes lahustites. Valge fosfor on äärmiselt mürgine. Nahale sattunult tekitab ta raskesti paranevaid haavandeid.

• Punane fosfor
  

Tekib valge fosfori kuumutamisel (280-300°C) õhu juurdepääsuta. Punane fosfor on kõrgpolümeerne aine, mille struktuur on lõplikult kindlaks määramata. Erinevalt valgest fosforist on punase fosfori sulamistemperatuur kõrgem ja ta on keemiliselt inaktiivsem, ei helendu pimedas ega ole mürgine. Puhas punane fosfor ei ole mürgine, pole väga tuleohtlik, kuna tema
süttimistemperatuur on 210 °C, kuid lisandid võivad süttimist soodustada. Punane fosfor lendub 400 °C juures õhu juurdepääsuta ning tema aurude jahtumisel
saadakse valge fosfor.

• Must fosfor
  

Tekib valgest fosforist kõrgrõhul (1,2*109Pa) ja temperatuuril (220°C) ning on grafiiti meenutava struktuuriga aine, pooljuht . Võrreldes fosfori teiste allotroopsete erimitega on ta keemiliselt kõige passivsem. Keemiliselt omaduselt sarnane punase fosforiga.
Pvalge
Ppunane
Pmust
Tihedus mg/m³
1,83
2,2-2,4
2,69
Sulamistemp °C
44,1
585-610
Keemistemp °C
280
Helendumine pimedas
Lahustuvus CS₂-s
Keemilise aktiivsuse vähenemissuund
Kristallvõre tüüp
Kuubiline
Monokliinne
Rombiline
Mürgisus
Väga mürgine, sest juba 0,1 g on täiskasvanud inimesele surmav
Mittemürgine
Mittemürgine
Valem
P₄
Pn (polümeer)
P
Kasutamine
Fosfori kasutusala:

• Pürotehnika
  
• Väetised, puhastusained
  
• Hambapasta
  
• Toidu hapestamine
  
• Antioksüdandid, emulgaatorid
  
• Määrdeaine lisand
  

Fosforhapete, eriti aga tema soolade kasutusalasid on väga palju. Suur osa fosforhapet läheb fosforhappesoolade ja fosforväetiste tootmiseks, lisaks leiab ta kasutust ka karboniseeritud jookides (pepsi cola , coca cola, mõningad õlled) ja veinides. Karastusjookidesse ja veinidesse lisatakse fosforhapet happesuse reguleerimiseks, sogastumise takistamiseks, maitseomaduste parandamiseks, vahutuvuse suurendamiseks ning karastusjookides aitab fosforhape kaasa tekitamaks joomisel suus jahedust.
Leelismetallide fosfaatide lahuseid ja polüfosfaate kasutatakse väga suurtes kogustes pesemis - ja puhastusvahendites parandades nende pesemisvõimet ja pehmendades vett. Nad seovad veest kaltsium - ja magneesiumioone, muutes sellega vee pehmemaks.
Difosfaadid leiavad kasutust toiduainelisanditena. Näiteks leivaküpsetamisel kasutatakse Na2H2P2O7, pudingusegudes Na4P4O7. Ca2P2O7 kasutatakse
abrasiivina hambapastades.
Fosfaate lisatakse toiduainetesse ka nende konserveerimisel ja vorstide valmistamisel, kuna ta seob fosfaadid seovad endasse niiskust ja aitavad lihal säilitada parema värvuse, lõhna ning maitse.
Fosfori sulfiididest kasutatakse enam tertafosfordekasulfiidi P4S10, mida läheb vaja palju orgaaniliste ainete sünteesimiseks (määrdeainete lisandid, pestitsiidid jm).
Tetrafosfortrisulfiidi P4S3 kasutatakse peamiselt tuletikupeade koostises, kusjuures seda ainet sisaldav tuletikupea süttib hõõrdumisel igasuguse kardeda pinna vastu.
Füsioloogiline toime
Fosforit leidub kõikides elusorganismides ja tema tähtsus eluslooduses on erakordselt suur. Sel põhjusel peetakse fosforit ka elu ja mõtlemise elemendiks. Kaltsiumi järel on ta teine põhiline element, mis kuulub inimorganismis iga raku koostisesse.
Fosforiühendite kõige fundamentaalsemateks ja universaalsemateks biofunktsioonideks on täpsemalt:
• Organismides pärilikkusinfot sisaldavate nukleiinhapete (DNA, RNA) ahelate
järjestuse komponent
• Bioloogiliste süsteemide energaatika põhineb fosfaatrühmade ülekandel
nukleotiidide ATP ( adenosiintrifosfaat ) ja ADP ( adenosiindifosfaat) vahel.
Fosfaatrühma lisamisega ADP-le salvestub eneriga ja tekib ATP, makroergiline
ehk energiarikas ühend. Fosfaatrühma eraldumisel (hüdrolüüsil) toimub
makroergilise sideme katkemine ja eneriga vabaneb.
• Fosfor on üks kolmest taimede põhi-toitelemendist (N,P,K)
• Kaltsiumfosfaadil on toestav funktsioon paljude organismide jaoks. Nii imetajate, roomajate kui ka kalade skelett , aga ka käsijalgsete karbid koosnevad erineva fluorisisaldusega hüdroksüapatiitidest.
Seega kokkuvõtlikult annab fosfor koos kaltsiumi ja magneesiumiga luudele tugevuse,
osaleb peaaegu kõigis organismis toimuvais reaktsioonides, energia tootmisel ja
mõtlemisprotsessidel. Fosfori vaegust esineb harva, sest seda sisaldub väga paljudes
toiduainetes , isegi enam kui kaltsiumi. Lisaks fosforivaeguse vähest esinemist saab
seostada ka sellega, et organism omastab fosforit hästi ja isegi kaltsiumist paremini.
Fosforivaegusel tekib lihasnõrkus, luuvalu, rahhiit ning osteoporoos . Fosforiühendite vähesus loomasöödas pidurdab organismis toimuvaid ainevahetusprotsesse, mille tulemusena aeglustuvad loomade kasv ja areng ning hilineb suguküpsus. Fosfori omandamist võivad takistada magneesiumi ja alumiiniumi liig organismis.
Huvitavat

• Inimkehas on keskmiselt 1,5 kg fosforit, peamiselt kaltsiumfosfaadina. Sellest 1,4 kg luudes ja hammastes, 130 g lihastes ning 12 g ajus ja närvisüsteemis.
  
• Coca colas on 0,05 % fosforhapet. ( Täiesti piisav kogus, et tekitada suus jahedat tunnet ja ajada jook vahutama.)
  
• Lennuväljal immutatakse lennurajad fosforhappega, muutmaks neid mehaaniliselt ja termiliselt vastupidavamaks.
  
• Vanemast kirjandusest võib leida elementide sisalduse kohta sellise võrdluse: inimkehas sisalduvast rauast võiks teha paraja raudnaela, fosforist piisaks kolmele tuhandele tikutoosile.
  
• Radioaktiivsete fosfori isotoopide abil vähendatakse punaste vereliblede ülemäärast arvu.
  
• Inimesele on surmav 0,1 grammi valget fosforit. (vastumürk 2%-line CuSO₄ lahus).
  

Mida andis mulle referaadi koostamine?
Mina tegin referaadi fosforist. Selle koostamine oli väga huvitav. Sain väga palju uut ja põnevat selle aine kohta teada, kuna ma enne ei teadnud selle aine kohta nii palju. Referaadi koostamine laiendas mu silmaringi.
Kasutatud kirjandus

• http://et.wikipedia.org/wiki/Fosfor
  
• http://web.zone.ee/chemistry/P.ht m
  
• Hergi Karik „ Hämmastavad ained“
  
• H. Karik U. Palm V. Past „ Üldine ja anorgaaniline keemia“ 1981
  
• H. Karik Truus K „ Elementide keemia“ 2003
  

15