Bílý fosfor

Bílý fosfor
Strukturní vzorec
Strukturní vzorec
vzorek bílého fosforu
vzorek bílého fosforu
Obecné
Ostatní názvytetrafosfor, 1,2,3,4-tetrafosfatricyklo[1.1.0.02,4]butan, žlutý fosfor
Sumární vzorecP4
Vzhledbílá až žlutá pevná látka[1]
Identifikace
Registrační číslo CAS62611-24-9
PubChem123286
SMILESP12P3P1P23
InChIInChI=1S/P4/c1-2-3(1)4(1)2
Vlastnosti
Molární hmotnost123,90 g/mol
Teplota tání44 °C (317 K)[1]
Teplota varu280 °C (553 K)[1]
Hustota1,82 g/cm3[1]
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Některá data mohou pocházet z datové položky.

Bílý fosfor, též žlutý fosfor; systematicky tetrafosfor (P4) je jeden z alotropů fosforu. Jedná se o průhlednou voskovitou pevnou látku, která se na vzduchu zbarvuje do žluta (což je způsobeno přeměnou na červený fosfor).[2]

Bílý fosfor se stal prvním známým alotropem fosforu.[3] Ve tmě za přítomnosti kyslíku září zeleně. Je vysoce hořlavý a na vzduchu samozápalný. Jedná se o toxickou látku, která po požití poškozuje játra a při vdechování také nekrózu čelistí. Ve vodě je bílý fosfor špatně rozpustný a lze jej tak přechovávat pod vodou; rozpouští se v benzenu, sirouhlíku, a chloridu sirném.

Struktura

Krystalová struktura bílého fosforu

Bílý fosfor vytváří molekuly ze čtyř atomů fosforu, s tetraedrickou strukturou, spojené šesti jednoduchými vazbami fosfor—fosfor; toto uspořádání vede k velkému úhlovému napětí a s tím související nestabilitě.[4] Bílý fosfor vytváří dvě krystalové formy, které se při teplotě 195,2 K vratně přeměňují jedna v druhou.[5]

Základním stavem je prostorově centrovaná krychlová forma α, která je za standardních podmínek metastabilní.[4] β forma má pravděpodobně šesterečnou krystalovou strukturu.[5]

Kapalný a plynný bílý fosfor si tetraedrické uspořádání zachovává do teploty 800 °C, kdy se začíná rozkládat na molekuly P2.[6]

Vazby P-P v plynném P4 mají, jak bylo zjištěno plynovou elektronovou difrakcí, délku 219,94(3) pm.[7]

β forma obsahuje tři mírně odlišné molekuly P4, u kterých se délky vazeb P-P pohybují mezi 217,68(5) a 219,20(5) pm; průměr vzdáleností P-P činí 218,3(5) pm.[6]

Chemické vlastnosti

Bílý fosfor není nejstálejším alotropem fosforu, ale jelikož je molekulární, tak jej lze snadno přečišťovat. Podle definice je jeho standardní slučovací entalpie rovna nule.

V zásaditém prostředí se bílý fosfor samovolně disproporcionuje na fosfan a soli oxofosforečných kyselin.[8]

Mnoho reakcí bílého fosforu, například s kyslíkem, sírou, bromidem fosforitým a nitrosoniovými ionty, je založeno na navazování na vazby P-P.

Při teplotě kolem 50 °C (rozdělený na malé kusy při ještě nižších teplotách) je bílý fosfor na vzduchu samozápalný. Reakcemi s kyslíkem může vytvářet dva různé oxidy, za nižšího obsahu kyslíku oxid fosforitý (P4O6) a za přístupu většího množství kyslíku oxid fosforečný (P4O10) mohou také vznikat malá množství P4O7, P4O8, a P4O9.

Výroba a použití

Bílý fosfor je možné získat několika způsoby. Průmyslově se vyrábí zahříváním fosforitu za přítomnosti uhlíku a oxidu křemičitého.[9] Čistý fosfor se odděluje v podobě par. Následující rovnice odpovídá přeměně fosforečnanu vápenatého (zpracovávaný materiál ale obvykle obsahuje i fluoroapatit, který vytváří také fluorid křemičitý):

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

Většina bílého fosforu se používá na výrobu kyseliny fosforečné, zbytek se převádí hlavně na chlorované sloučeniny (chlorid fosforitý, oxychlorid fosforečný, a chlorid fosforečný).[10]

P4 + 10 Cl2 → 4 PCl5

Dalšími látkami vyráběnými z bílého fosforu jsou sulfid fosforečný a fosfidy.[11]

Polyedranové analogy

I když je molekula bílého fosforu čtyřstěnná, podobně jako nejjednodušší možný platónský uhlovodík, tak další podobné mnohostěnové molekuly fosforu nejsou známy.[12] Bílý fosfor se přeměňuje na termodynamicky stálejší červený alotrop, který ale netvoří izolované mnohostěny.

Tvorba analogu kubanu je nepravděpodobná[12] a jemu nejpodobnější známou sloučeninou je P4(CH)4, získatelný z fosfaalkynů.[13]

Jiné shluky mohou být termodynamicky výhodné a některé vznikají jako součásti různých víceprvkových molekul.[12]

Bezpečnost

Bílý fosfor je toxický, se smrtelnou dávkou 50-100 mg (1 mg/kg); mechanismus působení souvisí s jeho redukčními vlastnostmi. Metabolizuje se na netoxický fosforečnan.[11]

Odkazy

Reference

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

  1. ↑ a b c d https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/123286
  2. ↑ White phosphorus [online]. [cit. 2024-08-10]. Dostupné online. 
  3. ↑ Mary Elvira Weeks. The discovery of the elements. II. Elements known to the alchemists. Journal of Chemical Education. 1932, s. 11. DOI 10.1021/ed009p11. Bibcode 1932JChEd...9...11W. 
  4. ↑ a b GREENWOOD, Norman Neill; EARNSHAW, Alan. Chemie prvků. Sv. 1.. 1. vyd. vyd. Praha: Informatorium 793 s. s. ISBN 80-85427-38-9, ISBN 978-80-85427-38-7. S. 606–610. 
  5. ↑ a b A. Durif; M. T. Averbuch-Pouchot. Topics in phosphate chemistry. [s.l.]: [s.n.], 1996. ISBN 978-981-02-2634-3. S. 3. 
  6. ↑ a b Arndt Simon; Horst Borrmann; Jörg Horakh. On the Polymorphism of White Phosphorus. Chemische Berichte. 1997, s. 1235–1240. DOI 10.1002/cber.19971300911. 
  7. ↑ Brandi M. Cossairt, Christopher C. Cummins, Ashley R. Head, Dennis L. Lichtenberger, Raphael J. F. Berger, Stuart A. Hayes, Norbert W. Mitzel, Gang Wu. On the Molecular and Electronic Structures of AsP3 and P4. Journal of the American Chemical Society. 2010, s. 8489–8465. ISSN 0002-7863. DOI 10.1021/ja102580d. PMID 20515032. 
  8. ↑ Robert Engel; JaimeLee Iolani Cohen. Synthesis of Carbon-Phosphorus Bonds. Boca Raton: CRC Press, 2004. ISBN 0-8493-1617-0. 
  9. ↑ Threlfall, R.E., (1951). 100 years of Phosphorus Making: 1851–1951. Oldbury: Albright and Wilson
  10. ↑ Chemistry Part I Class XII. [s.l.]: NCERT, 2019. Dostupné online. ISBN 978-81-7450-648-1. S. 177. 
  11. ↑ a b Herbert Diskowski; Thomas Hofmann. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. [s.l.]: [s.n.], 2000. ISBN 978-3-527-30385-4. DOI 10.1002/14356007.a19_505. Kapitola Phosphorus. 
  12. ↑ a b c D. E. C. Corbridge. Phosphorus: An Outline of its Chemistry, Biochemistry, and Technology. [s.l.]: Elsevier, 1995. ISBN 0-444-89307-5. 
  13. ↑ Rainer Streubel. Phosphaalkyne Cyclooligomers: From Dimers to Hexamers—First Steps on the Way to Phosphorus–Carbon Cage Compounds. Angewandte Chemie International Edition in English. 1995, s. 436–438. DOI 10.1002/anie.199504361. 

Související články