Fosfors

Fosfors
15	; ; ; ; 5; 8; 2
	P; 30,973762 g/mol
	[Ne]3s23p3
	; Fosfora alotropiskās modifikācijas — baltais, sarkanais, violetais un melnais fosfors
Oksidēšanas pakāpes	+5, +3, +1, 0, −1, −3
Elektronegativitāte	2,19
Blīvums	baltajam fosforam 1823 kg/m3
Kušanas temperatūra	317,3 K (44,2 °C)
Viršanas temperatūra	550 K (277 °C)

Fosfors (latīņu: phosphorus) ir ķīmiskais elements ar simbolu P un atomskaitli 15. Fosfors ir nemetāls. Dabā tas brīvā veidā nav sastopams, bet ir sastopams fosforskābes sāļu — fosfātu veidā. Brīvā veidā fosforam visvairāk pazīstamas 3 alotropiskās formas: baltais fosfors, sarkanais fosfors un melnais fosfors. Ir arī citas modifikācijas, kas bieži ir iepriekšējo triju variācijas (violetais fosfors, metāliskais fosfors).

Savienojumos fosfors visbiežāk ir piecvērtīgs, ar oksidēšanas pakāpi +5, taču tā var būt arī +3 un -3 (piemēram, fosfīnā PH₃). Baltais fosfors gaisā spīd (oksidējoties). Sarkanais un melnais fosfors nespīd.

Vēsture

Iespējams, ka fosforu mācēja iegūt jau arābu alķīmiķi 12. gadsimtā, tomēr tiek uzskatīts, ka fosforu pirmais atklāja Hamburgas alķīmiķis Henigs Brands (Hennig Brand(t)) 1669. gadā, iegūstot jaunu spīdošu vielu filozofu akmens meklējumu gaitā. Nedaudz vēlāk fosforu ieguva cits vācu alķīmiķis — Johans Kunkels (Johannes Kunckel).

Neatkarīgi no Branda un Kunkela fosforu ieguva Roberts Boils, kurš to 1680. gadā aprakstīja rakstā "Fosfora pagatavošanas paņēmiens no cilvēka urīna" (raksts publicēts 1693. gadā).

To, ka fosfors ir vienkārša viela, pirmais pierādīja Antuāns Lavuazjē.

Atrašanās dabā

Dabā fosfors sastopams fosfātu veidā. Visizplatītākie fosfora minerāli ir fosforīts Ca₃(PO₄)₂, hidroksilapatīts Ca₅(PO₄)₃(OH) un fluorapatīts Ca₅(PO₄)₃F. Zemes garozā ir 0,04% fosfora pēc atomu skaita. Fosforam ir tikai viens dabiskais izotops — fosfors-31, bet ir iegūti vairāki mākslīgi, radioaktīvi izotopi.

Bioloģiskā nozīme

Fosfors pieder pie biogēnajiem elementiem. Neorganiskie fosfora savienojumi (hidroksilapatīti) ir nozīmīga kaulu un zobu sastāvdaļa. Fosforskābes atlikums ir daudzu dabasvielu, piemēram, dezoksiribonukleīnskābes, sastāvā. Daudzi bioloģiskie procesi notiek, piedaloties fosfātiem (sk. adenozīntrifosforskābe). Sarežģīti fosfororganiskie savienojumi ietilpst nervu šūnu sastāvā. Fosfors piedalās visu vielu maiņā, tas nepieciešams nervu sistēmas normālai darbībai, sirds muskuļiem un citur.

Cilvēks fosforu uzņem galvenokārt ar gaļu un tās produktiem, sieru, maizi. Vidēji diennaktī jāuzņem apmēram 1 g fosfora (precīzu datu nav). Fosfora vielmaiņa ir cieši saistīta ar kalcija vielmaiņu — Ca un P ieteicams uzņemt attiecībā 1:1,0—1,2. Ja fosforu uzņem lielākos daudzumos (virs 2 g dienā), tas pastiprina vēdera izeju, jo izdalās ar fekālijām — zarnās tiek uzsūkts tikai tik daudz fosfora savienojumu, cik organismam ir nepieciešams. Fosfora trūkums cilvēkam praktiski netiek novērots (tā varētu nepietikt hroniskiem alkoholiķiem un slimniekiem ar ļaundabīgiem audzējiem). Cilvēkiem, kuri lieto daudz alumīnija hidroksīdu saturošu kuņģa sulas samazināšanas līdzekļu, var samazināties rezerves fosfora daudzums.^[1] Ja lieto dabisku uzturu, fosforu drīzāk var uzņemt par daudz, nekā par maz.^[2]

Fosfors ir īpaši vajadzīgs dzīvnieku skeleta attīstībai. Skeleta attīstības traucējumi ir novēroti ne tikai tad, ja trūkst fosfora, bet arī, ja fosfora un kalcija daudzuma attiecība ir nepareiza. Ja uzturā kalcijs ir krietni lielākā daudzumā, nekā fosfors, var rasties rahīts.^[3] Rahīts veidojas arī no D vitamīna trūkuma, kas, savukārt, izraisa kalcija un fosfora vielmaiņas traucējumus.^[4]

Dabas piesārņojums ar fosforu

Fosfors ir daudzu mazgāšanas līdzekļu sastāvā (fosfātus tiem pievieno ūdens mīkstināšanas nolūkā). Izlietotie mazgāšanas līdzekļi iekļūst ūdenskrātuvēs un tajos esošais fosfors veicina ūdenskrātuvju augu eitrofikāciju.

Samērā liels baltā fosfora daudzums nokļuvis Baltijas jūrā Latvijas rietumu piekrastes tuvumā padomju militāristu neapdomīgas rīcības rezultātā (spridzinot apgaismošanas bumbas Papes poligonā, kā arī, aprokot kāpās neizmantoto bumbu saturu).^[5] Tā kā ūdenī ilgu laiku pabijis baltais fosfors izskatās ļoti līdzīgs dzintaram, cilvēki var kļūdīties un paņemt šo vielu rokās vai ielikt kabatā. Nokļūstot siltumā, fosfors aizdegas, izraisot smagus nelaimes gadījumus.^[6]^[7] Tādi gadījumi notiek gandrīz katru gadu.^[8] Viltus dzintaru no īstā dabas veidojuma bieži nevar atšķirt pat speciālisti un arī viņiem ir gadījušies nepatīkami starpgadījumi. Nav noteiktas pazīmes, pēc kā nespeciālistam jūrmalā atšķirt fosforu no dzintara, jo pēc skata bīstamā viela un dzintars ir ļoti līdzīgi. Speciālisti uzskata, ka ūdenī stāvējis baltais fosfors nav tik caurspīdīgs kā dzintars un ir mazliet pelēcīgā krāsā.

Iegūšana

Fosforu iegūst, reducējot fosfātus ar ogli ļoti augstās temperatūrās (virs 1500 °C):

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

Šādā veidā iegūst fosfora tvaikus, kurus kondensējot, iegūst balto fosforu. Ja nepieciešams, to tālāk pārstrādā par sarkano fosforu. Ievērojamu daļu iegūtā fosfora pārstrādā par fosforskābi. Sadedzinot fosforu, iegūst fosfora oksīdu, kas reaģē ar ūdeni, veidojot tīru fosforskābi. Fosforskābi var iegūt arī, fosfātiem reaģējot ar sērskābi, bet tāda skābe ir netīra, šo metodi dažreiz lieto minerālmēslu ražošanai.

Fizikālās īpašības

Fosfors var veidot divatomu molekulas P₂ (tās eksistē virs 1000 °C un sadalās atomos virs 2000 °C), četratomu molekulas P₄, kā arī polimēras uzbūves. Šķidrā fāzē, kā arī tvaikos zem 1000 °C stabilākas ir P₄ molekulas, kas kondensējoties veido balto fosforu. Tas ir mīksta, iedzeltena, viegli kūstoša, vaskam līdzīga viela, kas šķīst sērogleklī. Baltais fosfors ir ķīmiski ļoti aktīvs, uzglabājot vai sildot pāriet citās modifikācijās.

Melnais fosfors ir pēc izskata grafītam līdzīga viela. Tas ir pusvadītājs. Melno fosforu iegūst no baltā fosfora, karsējot 200 °C temperatūrā 12 000 atmosfēru spiedienā.

Sarkanais fosfors eksistē vairākās variācijās ar blīvumu no 2 līdz 2,5 g/cm³ un arī citas tā īpašības atkarīgas no iegūšanas metodes. Tas nav indīgs un nešķīst gandrīz nevienā šķīdinātājā. Karsējot bez gaisa piekļuves, sarkanais fosfors sublimējas.

Ķīmiskās īpašības

Fosfors pēc savas atoma uzbūves ir slāpekļa analogs, tomēr fosfora ķīmijai ir arī būtiskas atšķirības, jo fosforam valences orbitāles ir arī d orbitāles, tādēļ tam iespējama ne tikai sp³, bet arī sp³d hibridizācija. Fosfora atomu brīvās d orbitāles var saistīt citu atomu nedalītos elektronu pārus.

Fosfors var būt kā oksidētājs, tā reducētājs. Fosforu viegli oksidē halogēni, skābeklis, sērs. Atkarībā no oksidētāja daudzuma veidojas trīsvērtīgā fosfora (ja oksidētājs ir mazākumā) vai piecvērtīgā fosfora (ja oksidētājs pārākumā) savienojumi — fosfora oksīdi, hlorīdi, sulfīdi. Gaisā baltais fosfors uzliesmo jau 50 °C temperatūrā, sarkanais — virs 250 °C, bet melnais — tikai virs 400 °C.

Reaģējot ar metāliem, fosfors darbojas kā oksidētājs un veido fosfīdus.

Sārmainos ūdens šķīdumos fosfors disproporcionējas.

Izmantošana

Sarkano fosforu izmanto sērkociņu ražošanā.

Fosfora savienojumi ir svarīga minerālmēslu sastāvdaļa. Tos lieto arī plastmasu rūpniecībā. Vairāki fosfororganiskie savienojumi ir stipri indīgi un tos lieto kā kaujas vielas, insekticīdus un herbicīdus.

Cinka fosfāts ietilpst fosfātcementu sastāvā, ko lieto zobu plombēšanai.^[9] Fosfora sāļus kopā ar kalcija un D vitamīna preparātiem izmanto medicīnā rahīta ārstēšanai.^[4]