Propriedades do Fósforo – Fósforo (P), elemento químico não-metálico da família de nitrogênio (Grupo 15 [Va] da tabela periódica) que à temperatura ambiente é um sólido ceroso, semitransparente, incolor, que brilha no escuro.
Alquimistas árabes do século 12 podem ter isolado fósforo elementar por acidente, mas os registros não são claros. O fósforo parece ter sido descoberto em 1669 por Hennig Brand, um comerciante alemão cujo hobby era a alquimia. Brand permitiu que 50 baldes de urina permanecessem em pé até que eles putrificassem e “criassem vermes”. Ele então ferveu a urina até uma pasta e a aqueceu com areia, assim destilando o fósforo elementar da mistura. Brand relatou sua descoberta em uma carta a Gottfried Wilhelm Leibniz e, a partir daí demonstrações desse elemento e sua capacidade de brilhar no escuro, ou “fosforescência”, despertaram o interesse do público. O fósforo, no entanto, permaneceu uma curiosidade química até cerca de um século depois, quando se provou ser um componente dos ossos. A digestão de ossos com ácido nítrico ou sulfúrico formou ácido fosfórico, a partir do qual o fósforo pode ser destilado por aquecimento com carvão. No final dos anos 1800, James Burgess Readman, de Edimburgo, desenvolveu um método de fornalha elétrica para produzir o elemento a partir da rocha fosfática, que é essencialmente o método empregado atualmente.
Ocorrência E Distribuição – Propriedades do Fósforo
O fósforo é um elemento amplamente distribuído – a 12º mais abundante crosta da Terra, para o qual contribui cerca de 0,10 por cento em peso. Sua abundância cósmica é de cerca de um átomo por 100 átomos de silício, o padrão. Sua alta reatividade química assegura que não ocorra no estado livre (exceto em alguns meteoritos). O fósforo ocorre sempre como o íon fosfato. As principais formas combinadas na natureza são os sais de fosfato. Cerca de 550 minerais diferentes foram encontrados para conter fósforo, mas, destes, a principal fonte de fósforo é a série de apatita em que o cálcio existem íon juntamente com íon fosfato e quantidades variáveis de fluoreto, cloreto, ou íon de hidróxido, de acordo com a fórmula [Ca 10 (PO 4 ) 6 (F, Cl , ou OH) 2 ]. Outros importantes minerais portadores de fósforo são a wavellite e a vivianite. Comumente, tais átomos de metal como magnésio, manganês, estrôncio e chumbo substituem o cálcio no mineral, e aníon de silicato, sulfato, vanadato e similares substituem os íons de fosfato. Depósitos sedimentares muito grandes de fluoroapatita são encontrados em muitas partes da Terra. O fosfato do esmalte dos ossos e dentes é a hidroxiapatita. (O princípio de diminuir a cárie dentária por fluoretação depende da conversão da hidroxiapatita em fluoroapatita mais dura e resistente à deterioração.)
A principal fonte comercial é fosforito, ou rocha fosfática, uma forma maciça e impura de apatita contendo carbonato. As estimativas do total de rocha fosfática na crosta terrestre são em média de 65.000.000.000 toneladas, das quais Marrocos e Saara Ocidental contêm cerca de 80%. Esta estimativa inclui apenas o minério que é suficientemente rico em fosfato para conversão em produtos úteis pelos métodos atuais. Vastas quantidades de material com teor mais baixo de fósforo também existem.
O único isótopo natural do fósforo é o da massa 31. Os outros isótopos da massa 24 à massa 46 foram sintetizados por reações nucleares apropriadas. Todos estes são radioativos com meias-vidas relativamente curtas. O isótopo da massa 32 tem uma meia-vida de 14.268 dias e provou ser extremamente útil em estudos de marcadores envolvendo a absorção e o movimento do fósforo em organismos vivos.
Produção Comercial E Usos – Propriedades do Fósforo
A principal técnica para converter a rocha fosfática em materiais utilizáveis envolve a acidulação da rocha britada – com ácidos sulfúrico ou fosfórico – para formar fosfatos de hidrogênio de cálcio bruto que, sendo solúveis em água, são adições valiosas ao fertilizante. A maior parte da produção é queimada em anidrido fosfórico e subsequentemente tratada com água para formar ácido fosfórico, H 3 PO 4. Cerca de 95% da rocha fosfática extraída nos Estados Unidos é usada para fazer fertilizantes ou suplementos alimentares para animais. Preocupações surgiram sobre o uso de fósforo, no entanto. A maior parte do fósforo é desperdiçada em sua jornada da mineração para ser comida pelos humanos, e o fósforo desperdiçado acaba em cursos de água, onde pode causar a proliferação de algas. Outra preocupação é que o aumento do uso de fósforo irá esgotar o suprimento não renovável de rocha fosfática.
Apenas cerca de 5% do fósforo consumido por ano nos Estados Unidos é usado na forma elementar. As aplicações pirotécnicas do elemento incluem traçadores, incendiários, fogos de artifício e fósforos. Alguns são usados como agentes de liga, outros são usados para matar roedores, e o restante é empregado em síntese química. Uma grande quantidade é convertida em sulfetos usados em fósforos e na fabricação de inseticidas e aditivos de óleo. A maior parte do restante é convertida em haletos ou óxidos para uso posterior na síntese de compostos orgânicos de fósforo.
Propriedades E Reações – Propriedades do Fósforo
A configuração eletrônica do átomo de fósforo pode ser representada por 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3. O arranjo de casca externa, portanto, assemelha-se ao de nitrogênio, com três orbitais semipreenchidos, cada um capaz de formar uma única ligação covalente e um par de elétrons solitários adicionais. Dependendo da eletronegatividade dos elementos com o qual se combina, o fósforo pode, portanto, exibir estados de oxidação de +3 ou -3, assim como o nitrogênio. As principais diferenças entre nitrogênio e fósforo são que este último é de eletronegatividade consideravelmente menor e tem átomos maiores, com orbitais d externos disponíveis. Por essas razões, as semelhanças entre a química do nitrogênio e do fósforo são em grande parte formais, tendendo a ocultar as diferenças reais e amplas. Os orbitais d externos no fósforo permitem uma expansão do octeto, que leva ao estado +5, com cinco ligações covalentes reais sendo formadas em compostos, uma condição impossível para o nitrogênio atingir.
A primeira diferença marcante na química dos dois elementos é que o fósforo elementar existe sob condições comuns em quaisquer 10 modificações, ou formas alotrópicas, todas as quais são sólidas; os três principais alótropos são branco, vermelho e preto. Fósforo moléculas de fórmula P 2, estruturalmente análogo a N 2 moléculas e, evidentemente, também triplamente ligado, existir apenas a temperaturas muito elevadas. Essas moléculas de P 2 não persistem em temperaturas mais baixas – abaixo de 1.200 ° C (2.200 ° F) – devido ao fato de três ligações simples em fósforo, em contraste com a situação com nitrogênio, serem energeticamente favorecidas em uma ligação tripla. No resfriamento, as moléculas P 2 com ligação tripla se condensam para formar P 4 moléculas tetraédricas, em que cada átomo é unido a três outros por ligações simples. O fósforo branco tem dois alótropos: a forma alfa, que é estável a temperaturas normais, tem uma estrutura cristalina cúbica; a forma beta, que é estável abaixo de -78 ° C (-108 ° F), tem uma estrutura cristalina hexagonal. Por causa das atracções intermoleculares relativamente fracos (van der Waals) entre os P separadas 4 moléculas, o sólido se funde facilmente a 44,1 ° C (111,4 ° F) e entra em ebulição a cerca de 280 ° C (536 ° F). A formação do tetraedro requer ângulos de adesão de 60 ° em vez dos ângulos preferidos de 90 ° a 109 °, de modo que o fósforo branco é uma forma relativamente instável ou metaestável. Ela muda espontaneamente, mas lentamente, a temperaturas em torno de 200 ° C (390 ° F) ou mais, para uma forma polimérica chamada “fósforo vermelho.” Esta substância é amorfa quando formada a temperaturas mais baixas, mas pode tornar-se cristalina, com um ponto de fusão de cerca de 590 ° C (1.090 ° F). Em temperaturas e pressões mais elevadas, ou com a ajuda de um catalisador, a pressões normais e a uma temperatura de cerca de 200 ° C, o fósforo é convertido em um produto escamoso. forma cristalina preta, que se assemelha um pouco à grafite. Esta pode ser a forma mais estável de fósforo, apesar da relativa dificuldade em sua preparação. Em ambas as formas, vermelha e preta, cada átomo de fósforo forma três ligações simples, que estão suficientemente separadas para serem relativamente livres de tensão.
Consistente com a condição metaestável da modificação branca, e a aglomeração de suas ligações covalentes, esta forma é muito mais reativa quimicamente do que as outras. É altamente tóxico, reage vigorosamente com a maioria dos reagentes e inflama no ar a apenas 35 ° C (95 ° F), portanto deve ser armazenado sob água ou outro líquido inerte. O fósforo branco dissolve-se prontamente em solventes como o dissulfeto de carbono, no qual mantém a composição P 4. O fósforo branco tem sido usado para fins militares como fonte de fumaça e para preencher granadas e granadas incendiárias. Em contraste, o fósforo vermelho é insolúvel e relativamente inerte, embora grandes quantidades da forma comercial usual possam inflamar-se espontaneamente no ar e reagir com a água para formar Oxiácidos de fosfina e fósforo. O fósforo vermelho é usado na preparação da superfície de impacto para os fósforos de segurança. O fósforo negro é mais inerte e capaz de conduzir eletricidade. Ambas as formas poliméricas são insolúveis e são muito menos voláteis que o fósforo branco.
Compostos Principais
O fósforo é usado quase inteiramente na forma de compostos, geralmente nos estados de oxidação de +3, +5 e -3. Ao contrário do nitrogênio e de vários outros membros da família, o fósforo tende a exibir uma preferência pelo estado +5.
De considerável significado econômico é fosfina ou hidrogenofosfureto, PH 3. Este composto gasoso é produzido pela ação de uma base forte (ou água quente) sobre o fósforo branco ou pela hidrólise de um fosforeto de metal. A fosfina é usada principalmente como material de partida na síntese de vários compostos orgânicos de fósforo, como agente de dopagem para componentes eletrônicos de estado sólido e como fumigante.
Entre os compostos de fósforo comercialmente mais importantes estão os óxidos e ácidos. Grande parte do fósforo branco produzido industrialmente é queimado para formar pentóxido de fósforo, P 4 O 10. Às vezes chamado de anidrido fosfórico, ou pentóxido de difósforo, este composto pode ser obtido na forma de um pó branco macio ou sólido cristalino incolor. É amplamente utilizado em análises químicas como agente desidratante e em síntese orgânica como agente de condensação. Grandes quantidades são tratadas com água para produzir ácido ortofosfórico (H 3 PO 4 ), comumente chamado de ácido fosfórico , que possui diversas aplicações industriais, incluindo a produção de fosfatos , sais que contêm o íon fosfato (PO 4 3 -), o íon hidrogenofosfato (HPO 4 2− ) ou o íon di-hidrogenofosfato (H 2 PO 4 – ). Esses sais são usados como agentes de fermentação em panificação, como abrasivos em pastas de dente e, às vezes, como aditivos para detergentes. Outro sal, preparado pela ação do ácido fosfórico sobre a rocha fosfática, é o di-hidrogenofosfato de cálcio, ou superfosfato, Ca (H 2 PO 4) 2, o fertilizante fosfatado mais utilizado.
Com os elementos de halogéneo o fósforo forma vários haletos; PX 3 (em que X é F, Cl, Br ou I) e PX 5 (em que X é F, Cl ou Br) são as duas séries simples. Curiosamente, os sólidos PCl 5 e PBr 5 contêm cátions PX 4 + e ânions PX 6 – em vez de PX 5. Estes haletos são usados para sintetizar produtos químicos orgânicos de fósforo. O fósforo reage com o enxofre para formar vários sulfetos que são usados na fabricação de produtos químicos orgânicos e fósforos. Reage com muitos metais e metaloides para formar fosforetos.
Os átomos de fósforo podem se ligar a átomos de oxigênio para formar grupos éster. Estes podem ligar-se a átomos de carbono, produzindo um grande número de químicos orgânicos de fósforo. Estes são encontrados em muitos processos biológicos importantes. Os fosfoglicéricos, por exemplo, são necessários para a fermentação. Os fosfatos de adenosina são essenciais na fotossíntese e na ação muscular; o trifosfato de adenosina (ATP) desempenha um papel central no metabolismo e é encontrado nas células de todos os seres vivos. Compostos orgânicos de fósforo industrialmente importantes incluem plastificantes e aditivos da gasolina. Certas formas altamente tóxicas são empregadas em inseticidas do tipo paratião. Derivados orgânicos de fósforo venenosos têm sido usados como gás nervoso, uma arma fundamental da guerra química.
