|
Bílý fosfor
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 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 vlastnostiBílý 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 použitíBílý 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): Většina bílého fosforu se používá na výrobu kyseliny fosforečné, zbytek se převádí hlavně na chlorované sloučeniny (chlorid fosforitý, oxychlorid fosforečný, a chlorid fosforečný).[10]
Dalšími látkami vyráběnými z bílého fosforu jsou sulfid fosforečný a fosfidy.[11] Polyedranové analogyI 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] BezpečnostBílý 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] OdkazyReferenceV tomto článku byl použit překlad textu z článku White phosphorus na anglické Wikipedii.
Související články |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||
