WikiDer > Phosphor

Phosphor / Phosphor
1 18 1 huh 2 Periodensystem 13 14 15 16 17 Hallo 2 Li Sein B C Nein Ö f Ne 3 Nach dem mg 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Bereits Si p so Cl Ar 4 k ca sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Stichwort zn gehen ge Asche Se Bruder kr 5 Rb sr Ja Zr Nb mo Tc ru Rh pd Ag CD Im sn jdm Zu ich xe 6 cs ba ↓ hf ta W Re Os ir Pt au Hg tl PN Bi po beim rn 7 fr ra ↓↓ Rf db sg BH hs Berg ds rg cn nh fl mc Lv Ts Og   Lanthanoide La Ce pr nd Uhr sm EU Gott tb dy ho ähm Tm yb lu Aktiniden ac aber pa SIE np pu bin cm bk cf Es fm Md Nein lr
Roter Phosphor
Allgemeines
Name	Phosphor / Phosphor
Symbol	p
Ordnungszahl	15
Gruppe	Stickstoffgruppe
Zeitspanne	Periode 3
Block	P-Block
Serie	Nichtmetallisch
Farbe	rot-Weiss
Chemische Eigenschaften
Atommasse (Sie)	30,974
Elektronenkonfiguration	[Ne]3s2 3p3
Oxidationsstufen	−3, 3, 5
Elektronegativität (Pauling)	2,19
Atomradius (Uhr)	110
1 Ionisationspotential (kJ·Maulwurf−1)	1011,82
2. Ionisationspotential (kJ·Maulwurf−1)	1907,47
3. Ionisationspotential (kJ·Maulwurf−1)	2914,14
Physikalische Eigenschaften
Dichte (kg·ich−3)	1820 (weiß)
Schmelzpunkt (k)	317
Siedepunkt (K)	553
Aggregatzustand	Fest
Schmelzwärme (kJ mol−1)	0,65
Verdampfungswärme (kJ mol−1)	12,13
Van-der-Waalse-Radius (pm)	180
Kristallstruktur	anders
Molarvolumen (m3mol−1)	17,02 × 10−6 (weiß, pro Atom)
Spezifische Wärme (J kg−1·K−1)	770
Elektrischer Wiederstand (μΩ·cm)	1×1017
Wärmeleitung (Wich−1·K−1)	0,236
SIEinheiten und Standardtemperatur und -druck werden verwendet, sofern nicht anders angegeben
Portal    Chemie

Phosphor ist ein Chemisches Element mit Symbol p und Ordnungszahl 15. Es ist ein nichtmetallisch das kann in verschiedenen farben kommen von denen roter Phosphor und weißer Phosphor - (früher) auch Gelb Phosphor genannt^[1] - der bekannteste sein.

Entdeckung

Phosphor ist in 1669 entdeckt von der DeutscheAlchimistHennig Brand als er Urin untersucht. Bei einem Versuch die Salze Vor dem Verdampfen bemerkte Brand, dass eine weißliche Substanz zurückblieb, die im Dunkeln leuchtete und leicht entzündlich war. Phosphor verdankt seinen Namen dem griechisch Wort Phosphor, das (wie das lateinische Wort Spiel) kann mit "Lichtträger" übersetzt werden. Phosphor war eine der Personifikationen des in der griechischen Mythologie PlanetVenus.

Anwendungen

Ich war giftig weißer Phosphor, der für Streichhölzer verwendet wird. In der Vergangenheit wurde Phosphor auch in großem Umfang verwendet, um Menschen zu töten. Später wurde der weniger giftige und brennbare rote Phosphor für Streichhölzer verwendet.

Phosphor ist heute besonders wichtig in der Landwirtschaft zur Herstellung von Dünger, es Superphosphat. Zu diesem Zweck werden konzentrierte Lösungen von Diphosphorpentoxid (P₄Ö₁₀) als Basis. Weitere Einsatzgebiete von Phosphor sind:

• Phosphate dienen als Rohstoff für Spezialglas für Natriumdampflampen
• Calciumphosphat wird in China weit verbreitet für die Herstellung von Feuerwerk
• Phosphor wird manchmal hinzugefügt Stahl
• In Form von Natriumtriphosphat (Na₅p₃Ö₁₀) wird verwendet, um die Härte Wasser zu senken
• Für militärische Zwecke wird Phosphor unter anderem zur Herstellung von: Rauchbomben
• Mit Schwefel reagiert es Phosphorpentasulfid welches ein wichtiges industrielles chemisches Zwischenprodukt ist

Darüber hinaus wird Phosphor zur Herstellung von Sicherheitsstreichhölzern verwendet. Pestizide und Zahnpasta.

In dem Biologie Phosphor spielt eine wichtige Rolle. DNA und RNA bestehen teilweise aus anorganischem Phosphor und in Form von Adenosintriphosphat (ATP) Phosphor ist wichtig für die Speicherung und den Transport von Energie. Knochen bestehen zum größten Teil aus Calciumphosphat. In Pflanzen ist Phosphor wichtig für die Wurzelbildung, für die Blüte und für die Reifung von Früchten und Samen.

Formen von Phosphor

Phosphor besteht in der Gasphase aus tetraedrisch p₄Moleküle. Bei hohen Temperaturen (>800 °C) zerfallen diese Moleküle zu P₂Moleküle, vergleichbar mit Distickstoff. Bei Raumtemperatur ergibt ein Dampf von P .₄ nach der Kondensation entsteht ein Feststoff namens weißer Phosphor. Das P₄-Tetraeder sind dann alle intakt und in dieser Form gut löslich in z.B. Schwefelkohlenstoff (CS₂). Das P₄Tetraeder machen weißen Phosphor chemisch reaktiv. Es kann sich spontan entzünden und auch z.B. mit einem heißen Natriumhydroxidlösung (NaOH) und bildet dann hypophosphorige Säure. Die Reaktivität beruht auf der Instabilität des P₄Tetraeder und auch durch die darin vorhandene "Spannung".

Die weiße Form ist a metastabil Phase, die bei Raumtemperatur eine kubisch-raumzentrierte Kristallstruktur aufweist. Bei 195,2 K geht es reversibel in eine andere, wahrscheinlich hexagonale Struktur über.

Unter dem Einfluss von Tageslicht oder Erwärmung öffnen sich die Tetraeder und der stabilere rote Phosphor wird langsam gebildet. Es ist viel weniger reaktiv und entzündet sich nicht spontan an der Luft. Bei Raumtemperatur bildet sich unter Lichteinwirkung zunächst ein amorpher Feststoff, der nur sehr langsam kristallisiert. Bei Temperaturen über 200 °C) läuft dieser Prozess viel schneller ab und es bildet sich die stabile kristalline rote Phase.

Das Vorkommen in mehreren Formen von Phosphor ist Allotropie erwähnt. Neben der weißen und roten Form sind eine Reihe weiterer Modifikationen bekannt, wie die schwarze und die scharlachrote sowie die faserige Phase mit jeweils eigenen Kristallstrukturen.

Die Toxizität des weißen Phosphors ist auch auf das reaktive P . zurückzuführen₄-Tetraeder. Der stabile rote Phosphor auf der Bügelfläche einer Streichholzschachtel ist nicht mehr gefährlich.

Bemerkenswerte Funktionen

Phosphor kommt am häufigsten als weißer Feststoff mit einem charakteristischen Geruch vor, kann aber auch rot sein. Es ist nicht wasserlöslich, aber es ist in Schwefelkohlenstoff. Reiner Phosphor entzündet sich an Luft selbsttätig bis (di)Phosphorpentoxid (P₄Ö₁₀, oft fälschlicherweise als P . bezeichnet₂Ö₅). Phosphor wird daher meist unter Wasser oder Öl gespeichert.

Phosphor kann unter sein Wasser brennen. Brennender Phosphor kann nicht mit Wasser gelöscht werden. Den brennenden Phosphor zu löschen ist Bordeaux Brei benötigt, eine Lösung von 2 Gewichtsteilen Kupfer(II)sulfat und 1 Teil Kreide in 100 Teilen Wasser. Verbrennen von Phosphor wird auch genannt Griechisches Feuer genannt, weil eine ähnliche Waffe von der Antike Griechen verwendet, um feindliche Schiffe zu versenken.

Aussehen

Da Phosphor so leicht mit anderen Stoffen reagiert, kommt Phosphor in der Natur nicht ungebunden vor. Es hat jedoch eine große Erscheinung als PhosphorMineralien und als solche eine wichtige Quelle für die Industrie. Diese Mineralien werden in großen Mengen unter anderem gewonnen in: Russland, Marokko und der Vereinigte Staaten. Reiner Phosphor wird aus Mineralien durch Erhitzen in Gegenwart von . extrahiert Kohlenstoff oder Silizium.

Phosphorchemie

Phosphorsäuren und abgeleitete Salze

Es sind eine ziemlich große Anzahl von Säuren und Salzen auf Basis von Phosphoroxiden bekannt:

Isotope

sehen Isotope von Phosphor für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Neben dem Stall ³¹p können die radioaktiven isotopen ³²p und ³³p werden erhalten.

Toxikologie und Sicherheit

Phosphor ist giftig für den Menschen und die LD50 Der Wert liegt bei etwa 50 mg/kg Körpergewicht. Weißer Phosphor muss unter Wasser gelagert werden, damit er sich nicht an der Luft entzündet. Roter Phosphor ist weniger gefährlich als die weiße Sorte. Aber auch in dieser Form muss mit Phosphor vorsichtig umgegangen werden, da er bei manchen Temperaturen hochgiftige Dämpfe abgeben kann.

Externe Links

• Lenntech.nl - Phosphor
• (und) EnvironmentalChemistry.com - Phosphor
• (und) WebElements.com - Phosphor

Siehe die Kategorie Phosphor von Wikimedia Commons für Mediendateien zu diesem Thema.