Alotropické modifikace fosforu

Elementární fosfor vytváří řadu alotropických modifikací, nejběžnější je bílý a červený fosfor.[1] Známe celkem dvanáct alotropických modifikací, jak krystalických, tak i amorfních.[2]

Bílý fosfor
Bílý fosfor

Bílý fosfor je tvořen tetraedrickými molekulami P4, díky silnému pnutí uvnitř molekuly je velmi reaktivní. Vytváří dvě krystalové modifikace, α forma je definována jako standardní stav fosforu, ale je termodynamicky nestabilní.[2] Hexagonální forma β vzniká ochlazením α modifikace na -76,9 °C.

Bílý fosfor je nerozpustný ve vodě, ale dobře se rozpouští v sirouhlíku, PCl3, POCl3 a kapalném SO2. Na vzduchu je samozápalný a je toxický. Při oxidaci dochází ke vzniku P4O10, který má tvar adamantanu a vzniká vložením atomů kyslíku do všech šesti vazeb P-P, zbylé čtyři kyslíky jsou vázány jako terminální.

Výroba a využití

Průmyslově se vyrábí žíháním fosforitu v přítomnosti uhlíku a křemenného písku. Elementární fosfor se uvolňuje jako plyn a je jímán do kyseliny fosforečné. Děj lze popsat následující chemickou rovnicí:

2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C → 6 CaSiO3 + 10 CO + P4

Vzhledem k jeho vlastnostem, především toxicitě a samozápalnosti se využívá v chemických zbraních.

Červený fosfor
Červený fosfor

Červený fosfor je amorfní látka načervenalé barvy. Vzniká zahříváním bílého fosforu na teplotu 270 až 300 °C v inertní atmosféře nebo působením slunečního světla na bílý fosfor.[1] Je tvořen amorfní sítí, dalším zahříváním může dojít ke krystalizaci. Na rozdíl od bílého fosforu je na vzduchu stabilní až do teploty 240 °C. Tvoří několik amorfních i krystalických forem.[2] Je špatně rozpustný ve vodě a běžných organických rozpouštědlech. Na rozdíl od bílého fosforu není rozpustný v sirouhlíku.

Využití

Červený fosfor se používá jako velice účinný zpomalovač hoření, především v polymerech (polyamidech, epoxidových pryskyřicích nebo polyurethanech).[3] Potlačování hoření je založeno na tvorbě polyfosforečných kyselin. Ty společně s organickým materiálem tvoří při hoření saze, které brání rozšiřování plamenů.

V chemii se občas používá jako redukční činidlo. Například v přítomnosti stopového množství jódu jako katalyzátoru je schopen redukovat chlorsulfáty na thioly.

Používá se v zápalkách, kde je zapálí v kontaktu s chlorečnanem draselným.

Fialový fosfor
Fialový fosfor (vpravo) a červený fosfor (vlevo)

Fialový fosfor, označovaný jako Hittorfův fosfor,[4][2] byl poprvé připraven v roce 1865 zahříváním červeného fosforu v zatavené trubici na teplotu 530 °C. Lze jej připravit i krystalizaci z taveniny olova.[1]

Je tvořen provázanými řetězci, které jsou uspořádány do vrstev. Řetězce ve vrstvě jsou kolmé vůči řetězcům z okolních vrstev, vrstvy jsou navzájem propojeny vazbami P-P.[2]

Je nerozpustný v běžných rozpouštědlech a na vzduchu hoří až při teplotách nad 300 °C. Kyselinou dusičnou jej lze oxidovat na kyselinu fosforečnou. Zahříváním v inertní atmosféře dochází k sublimaci a páry kondenzují za vzniku bílého fosforu. Sublimací ve vakuu a prudkým ochlazením par získáme fialový fosfor.[5]

Černý fosfor
Černý fosfor

Termodynamicky nejstabilnější formou fosforu je černý fosfor. Lze jej připravit zahříváním bílého fosforu na 200 °C za tlaku 1,2 GPa. Černý fosfor je polovodivý, jeho elektrické vlastnosti jsou silně závislé na nečistotách ve struktuře.[1]

Odkazy

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Allotropes of phosphorus na anglické Wikipedii.

  1. GREENWOOD, NORMAN NEILL. Chemie prvků. Sv. 1.. 1. vyd. vyd. Praha: Informatorium 793 s., 1 příl s. Dostupné online. ISBN 80-85427-38-9, ISBN 978-80-85427-38-7. OCLC 320245801 S. 584–586.
  2. HOUSECROFT, CATHERINE E., 1955-. Anorganická chemie. Vyd. 1. vyd. Praha: Vysoká škola chemicko-technologická v Praze xxx, 1119 s. s. Dostupné online. ISBN 978-80-7080-872-6, ISBN 80-7080-872-1. OCLC 894846634 S. 480–481.
  3. PETROVÁ, Šárka; SOUDEK, Petr; VANĚK, Tomáš. RETARDANTY HOŘENÍ, JEJICH POUŽITÍ A VLIV NA ŽIVOTNÍ PROSTŘEDÍ. S. 679–686. Chemické listy [online]. [cit. 2020-03-22]. S. 679–686. Dostupné online.
  4. UNKNOWN. Lateral Science [online]. 2012-07-08 [cit. 2020-03-22]. Dostupné online.
  5. GIVARGIZOV, E. I. Growth of Crystals : Volume 13. Boston, MA: Springer US 1 online resource s. Dostupné online. ISBN 978-1-4615-7119-3, ISBN 1-4615-7119-7. OCLC 840286280 S. 61.

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