Fosforo -Phosphorus

Fosforo,  15 p
PhosphComby.jpg
bianco ceroso (taglio giallo), rosso (granuli al centro a sinistra, pezzo al centro a destra) e fosforo viola
Fosforo
Pronuncia / ˈ f ɒ s f ər ə s / ​( FOS -fər-əs )
Allotropi bianco, rosso, viola, nero e altri (vedi Allotropi del fosforo )
Aspetto esteriore il bianco, il rosso e il viola sono cerosi, il nero ha un aspetto metallico
Peso atomico standard A r, std (P) 30.973 761 998 (5)
Abbondanza
nella  crosta terrestre 5.2 (silicio = 100)
Fosforo nella tavola periodica
Idrogeno Elio
Litio Berillio Boro Carbonio Azoto Ossigeno Fluoro Neon
Sodio Magnesio Alluminio Silicio Fosforo Zolfo Cloro Argon
Potassio Calcio Scandio Titanio Vanadio Cromo Manganese Ferro Cobalto Nichel Rame Zinco Gallio Germanio Arsenico Selenio Bromo Krypton
Rubidio Stronzio Ittrio Zirconio Niobio Molibdeno tecnezio Rutenio Rodio Palladio Argento Cadmio Indio Lattina Antimonio Tellurio Iodio Xeno
Cesio Bario Lantanio Cerio Praseodimio Neodimio Prometeo Samario Europio Gadolinio Terbio Disprosio Olmio Erbio Tulio Itterbio lutezio Afnio tantalio Tungsteno renio Osmio Iridio Platino Oro Mercurio (elemento) Tallio Guida Bismuto Polonio Astato Radon
Francio Radio Attinio Torio Protoattinio Uranio Nettunio Plutonio Americio Curio Berkelio Californio Einsteinio Fermio Mendelevio Nobelio Lawrence Ruterfordio Dubnio Seaborgio Borio Hassio Meitnerio Darmstadtium Roentgenium Copernicio Nihonium Flerovium Moscovio fegato Tennessee Oganesson
N

P

As
siliciofosforozolfo
Numero atomico ( Z ) 15
Gruppo gruppo 15 (pnicogeni)
Periodo periodo 3
Bloccare   blocco p
Configurazione elettronica [ Ne ] 3s 2 3p 3
Elettroni per guscio 2, 8, 5
Proprietà fisiche
Fase STP solido
Punto di fusione bianco: 317,3  K ​(44,15 °C, ​111,5 °F)
rosso: ∼860 K (∼590 °C, ∼1090 °F)
Punto di ebollizione bianco: 553,7 K ​(280,5 °C, ​536,9 °F)
Punto di sublimazione rosso: ≈689,2–863 K ​(≈416–590 °C, ​≈780,8–1094 °F)
viola: 893 K (620 °C, 1148 °F)
Densità (vicino a  rt ) bianco: 1,823 g/cm 3
rosso: ≈2,2–2,34 g/cm 3
viola: 2,36 g/cm 3
nero: 2,69 g/cm 3
Calore di fusione bianco: 0,66  kJ/mol
Calore di vaporizzazione bianco: 51,9 kJ/mol
Capacità termica molare bianco: 23.824 J/(mol·K)
Pressione di vapore (bianco)
P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 mila 100 mila
T  (K) 279 307 342 388 453 549
Pressione di vapore (rosso, bp 431 °C)
P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 mila 100 mila
T  (K) 455 489 529 576 635 704
Proprietà atomiche
Stati di ossidazione −3 , −2, −1, 0, +1, +2, +3 , +4, +5 (un ossidoleggermente acido )
Elettronegatività Scala Pauling: 2.19
Energie di ionizzazione
Raggio covalente 107±  15
Raggio di Van der Waals 180 pm
Linee di colore in un intervallo spettrale
Righe spettrali di fosforo
Altre proprietà
Evento naturale primordiale
Struttura di cristallo cubica a corpo (bcc)
Struttura cristallina cubica centrata sul fosforo
Conduttività termica bianco: 0,236 W/(m⋅K)
nero: 12,1 W/(m⋅K)
Ordinamento magnetico bianco, rosso, viola, nero: diamagnetico
Suscettibilità magnetica molare −20,8 × 10 −6  cm 3 /mol (293 K)
Modulo di massa bianco: 5 GPa
rosso: 11 GPa
Numero CAS 7723-14-0 (rosso)
12185-10-3 (bianco)
Storia
Scoperta Marchio Hennig (1669)
Riconosciuto come elemento da Antoine Lavoisier (1777)
Principali isotopi del fosforo
Isotopo Abbondanza Emivita ( t 1/2 ) Modalità di decadimento Prodotto
31 pag 100% stabile
32 pag traccia 14.28 d β - 32 S
33 pag traccia 25.3 d β - 33 S
 Categoria: Fosforo
| Riferimenti

Il fosforo è un elemento chimico con il simbolo P e numero atomico 15. Il fosforo elementare esiste in due forme principali, il fosforo bianco e il fosforo rosso , ma poiché è altamente reattivo , il fosforo non si trova mai come elemento libero sulla Terra. Ha una concentrazione nella crosta terrestre di circa un grammo per chilogrammo (confronta il rame a circa 0,06 grammi). Nei minerali, il fosforo si presenta generalmente come fosfato.

Il fosforo elementare fu isolato per la prima volta come fosforo bianco nel 1669. Il fosforo bianco emette un debole bagliore quando esposto all'ossigeno - da cui il nome, tratto dalla mitologia greca, Φωσφόρος che significa 'portatore di luce' (latino Lucifero ), riferendosi alla " Stella del mattino ". , il pianeta Venere . Il termine fosforescenza , che significa bagliore dopo l'illuminazione, deriva da questa proprietà del fosforo, sebbene la parola sia stata usata da allora per un diverso processo fisico che produce un bagliore. Il bagliore del fosforo è causato dall'ossidazione del fosforo bianco (ma non rosso), un processo ora chiamato chemiluminescenza . Insieme ad azoto, arsenico, antimonio e bismuto, il fosforo è classificato come pnictogeno .

Il fosforo è un elemento essenziale per sostenere la vita in gran parte attraverso i fosfati , composti contenenti lo ione fosfato, PO 4 3− . I fosfati sono un componente del DNA , dell'RNA , dell'ATP e dei fosfolipidi , composti complessi fondamentali per le cellule . Il fosforo elementare è stato isolato per la prima volta dall'urina umana e la cenere ossea era un'importante fonte di fosfato precoce. Le miniere di fosfato contengono fossili perché il fosfato è presente nei depositi fossili di resti animali ed escrementi. Bassi livelli di fosfato sono un importante limite alla crescita in alcuni sistemi acquatici. La stragrande maggioranza dei composti del fosforo estratti vengono consumati come fertilizzanti . Il fosfato è necessario per sostituire il fosforo che le piante rimuovono dal suolo e la sua domanda annuale aumenta quasi il doppio della crescita della popolazione umana. Altre applicazioni includono composti organofosforici in detersivi , pesticidi e agenti nervini .

Caratteristiche

Allotropi

Il fosforo ha diversi allotropi che mostrano proprietà sorprendentemente diverse. I due allotropi più comuni sono il fosforo bianco e il fosforo rosso.

Dal punto di vista delle applicazioni e della letteratura chimica, la forma più importante di fosforo elementare è il fosforo bianco , spesso abbreviato in WP. È un solido morbido e ceroso costituito da P
4
molecole, in cui ogni atomo è legato agli altri tre atomi da un unico legame formale. Questo p
4
il tetraedro è presente anche nel fosforo liquido e gassoso fino alla temperatura di 800 °C (1.470 °F) quando inizia a decomporsi in P
2
molecole. Il p
4
la molecola nella fase gassosa ha una lunghezza del legame PP di r g = 2,1994(3) Å come è stato determinato dalla diffrazione di elettroni gassosi . La natura del legame in questo P
4
il tetraedro può essere descritto dall'aromaticità sferica o dal legame a grappolo, ovvero gli elettroni sono altamente delocalizzati . Ciò è stato illustrato dai calcoli delle correnti indotte magneticamente, che ammontano a 29 nA/T, molto di più che nell'archetipo della molecola aromatica benzene (11 nA/T).

Strutture cristalline di alcuni allotropi del fosforo
bianco
rosso
Viola
Nero

Il fosforo bianco esiste in due forme cristalline: α (alfa) e β (beta). A temperatura ambiente, la forma α è stabile. È più comune, ha una struttura cristallina cubica e a 195,2 K (-78,0 ° C), si trasforma in forma β, che ha una struttura cristallina esagonale. Queste forme differiscono in termini di orientamenti relativi del costituente P 4 tetraedri. La forma β del fosforo bianco contiene tre P leggermente differenti
4
molecole, ovvero 18 diverse lunghezze di legame PP tra 2,1768(5) e 2,1920(5) Å. La lunghezza media dell'obbligazione PP è 2,183(5) Å.

Il fosforo bianco è il meno stabile, il più reattivo, il più volatile , il meno denso e il più tossico degli allotropi. Il fosforo bianco cambia gradualmente in fosforo rosso. Questa trasformazione è accelerata dalla luce e dal calore e i campioni di fosforo bianco contengono quasi sempre del fosforo rosso e di conseguenza appaiono gialli. Per questo motivo, il fosforo bianco che è invecchiato o altrimenti impuro (p. es., WP per armi, non per laboratorio) è anche chiamato fosforo giallo. Se esposto all'ossigeno, il fosforo bianco si illumina al buio con una sfumatura molto tenue di verde e blu. È altamente infiammabile e piroforico (autoinfiammabile) a contatto con l'aria. A causa della sua piroforicità, il fosforo bianco viene utilizzato come additivo nel napalm . L'odore di combustione di questa forma ha un caratteristico odore di aglio, e i campioni sono comunemente ricoperti di " anidride fosforica " bianca , che consiste di P
4
o
10
tetraedri con ossigeno inserito tra gli atomi di fosforo e ai loro vertici. Il fosforo bianco è insolubile in acqua ma solubile in disolfuro di carbonio.

La decomposizione termica di P 4 a 1100 K fornisce difosforo , P 2 . Questa specie non è stabile come solido o liquido. L'unità dimerica contiene un triplo legame ed è analoga a N 2 . Può anche essere generato come intermedio transitorio in soluzione mediante termolisi di reagenti precursori organofosforici. A temperature ancora più elevate, P 2 si dissocia in P atomico.

Proprietà di alcuni allotropi del fosforo
Modulo bianco (α) bianco (β) rosso Viola Nero
Simmetria
Cubica a corpo centrato
Triclinico Amorfo Monoclinico Ortorombico
Simbolo di Pearson aP24 MP84 oS8
Gruppo spaziale Io 4 3m P 1 n.2 P2/c n.13 Cmca n.64
Densità (g/cm 3 ) 1.828 1.88 ~2.2 2.36 2.69
Divario di banda (eV) 2.1 1.8 1.5 0,34
Indice di rifrazione 1.8244 2.6 2.4

Il fosforo rosso ha una struttura polimerica. Può essere visto come un derivato di P 4 in cui un legame PP viene rotto e si forma un legame aggiuntivo con il tetraedro vicino risultando in catene di molecole P 21 legate dalle forze di van der Waals . Il fosforo rosso può essere formato riscaldando il fosforo bianco a 250 ° C (482 ° F) o esponendo il fosforo bianco alla luce solare. Il fosforo dopo questo trattamento è amorfo . Dopo ulteriore riscaldamento, questo materiale cristallizza. In questo senso, il fosforo rosso non è un allotropo, ma piuttosto una fase intermedia tra il fosforo bianco e quello viola e la maggior parte delle sue proprietà ha un intervallo di valori. Ad esempio, il fosforo rosso brillante appena preparato è altamente reattivo e si accende a circa 300 ° C (572 ° F), sebbene sia più stabile del fosforo bianco, che si accende a circa 30 ° C (86 ° F). Dopo un prolungato riscaldamento o conservazione, il colore si scurisce (vedi immagini infobox); il prodotto risultante è più stabile e non si accende spontaneamente nell'aria.

Il fosforo viola è una forma di fosforo che può essere prodotto dalla ricottura di un giorno del fosforo rosso sopra i 550 °C. Nel 1865 Hittorf scoprì che quando il fosforo veniva ricristallizzato dal piombo fuso , si otteneva una forma rosso/viola. Pertanto, questa forma è talvolta nota come "fosforo di Hittorf" (o fosforo viola o α-metallico).

Il fosforo nero è l'allotropo meno reattivo e la forma termodinamicamente stabile al di sotto di 550 ° C (1.022 ° F). È anche noto come β-fosforo metallico e ha una struttura che ricorda in qualche modo quella della grafite . Si ottiene riscaldando il fosforo bianco ad alte pressioni (circa 12.000 atmosfere standard o 1,2 gigapascal). Può anche essere prodotto in condizioni ambientali utilizzando sali metallici, ad esempio mercurio, come catalizzatori. Nell'aspetto, nelle proprietà e nella struttura, assomiglia alla grafite , essendo nera e traballante, un conduttore di elettricità, e ha fogli increspati di atomi collegati.

Un'altra forma, il fosforo scarlatto, si ottiene facendo evaporare alla luce del sole una soluzione di fosforo bianco in disolfuro di carbonio .

Chemiluminescenza

Il fosforo bianco esposto all'aria si illumina al buio

Quando è stato isolato per la prima volta, è stato osservato che il bagliore verde emanato dal fosforo bianco persisteva per un certo tempo in un barattolo con tappo, ma poi cessava. Robert Boyle nel 1680 lo attribuì alla "debilitazione" dell'aria. In realtà, è ossigeno che viene consumato. Nel XVIII secolo si sapeva che nell'ossigeno puro il fosforo non brilla affatto; c'è solo un intervallo di pressioni parziali a cui lo fa. Il calore può essere applicato per guidare la reazione a pressioni più elevate.

Nel 1974, il bagliore è stato spiegato da RJ van Zee e AU Khan. Una reazione con l'ossigeno avviene sulla superficie del fosforo solido (o liquido), formando le molecole di breve durata HPO e P
2
o
2
che entrambi emettono luce visibile. La reazione è lenta e solo pochissimi intermedi sono necessari per produrre la luminescenza, quindi il tempo prolungato il bagliore continua in un barattolo con tappo.

Dalla sua scoperta, fosfori e fosforescenza sono stati usati vagamente per descrivere sostanze che brillano nell'oscurità senza bruciare. Sebbene il termine fosforescenza derivi da fosforo, la reazione che conferisce al fosforo il suo bagliore è propriamente chiamata chemiluminescenza (incandescenza a causa di una reazione chimica fredda), non fosforescenza (riemissione di luce che prima cadeva su una sostanza e la eccitava).

Isotopi

Ci sono 23 isotopi conosciuti del fosforo, che vanno da25
P
a47
p
. Solo31
P
è stabile ed è quindi presente al 100% di abbondanza. Lo spin nucleare semi-intero e l'elevata abbondanza di 31 P rendono la spettroscopia NMR fosforo-31 uno strumento analitico molto utile negli studi su campioni contenenti fosforo.

Due isotopi radioattivi del fosforo hanno emivite adatte per esperimenti scientifici biologici. Questi sono:

  • 32
    P
    , un beta- emettitore (1,71 MeV) con un'emivita di 14,3 giorni, che viene utilizzato di routine nei laboratori di scienze biologiche, principalmente per produrre sonde di DNA e RNA radiomarcate , ad esempio per l'uso in Northern blot o Southern blot .
  • 33
    P
    , un beta-emettitore (0,25 MeV) con un'emivita di 25,4 giorni. Viene utilizzato nei laboratori di scienze biologiche in applicazioni in cui sono vantaggiose emissioni di energia beta inferiori, come il sequenziamento del DNA .

Le particelle beta ad alta energia da32
P
penetrare la pelle e le cornee e qualsiasi32
P
ingerito, inalato o assorbito viene prontamente incorporato nell'osso e negli acidi nucleici . Per questi motivi, l'amministrazione per la sicurezza e la salute sul lavoro negli Stati Uniti e istituzioni simili in altri paesi sviluppati richiedono personale con cui lavorare32
P
indossare camici da laboratorio, guanti monouso e occhiali di sicurezza o occhiali protettivi per proteggere gli occhi ed evitare di lavorare direttamente su contenitori aperti. È inoltre necessario monitorare la contaminazione personale, degli indumenti e della superficie. La schermatura richiede una considerazione speciale. L'elevata energia delle particelle beta dà luogo all'emissione secondaria di raggi X attraverso Bremsstrahlung (radiazioni frenanti) in materiali schermanti densi come il piombo. Pertanto, la radiazione deve essere schermata con materiali a bassa densità come acrilico o altra plastica, acqua o (quando non è richiesta la trasparenza), anche legno.

Evento

Universo

Nel 2013, gli astronomi hanno rilevato il fosforo in Cassiopea A , che ha confermato che questo elemento è prodotto nelle supernove come sottoprodotto della nucleosintesi delle supernovae . Il rapporto fosforo/ ferro nel materiale del resto della supernova potrebbe essere fino a 100 volte superiore a quello della Via Lattea in generale.

Nel 2020, gli astronomi hanno analizzato i dati di ALMA e ROSINA dalla massiccia regione di formazione stellare AFGL 5142, per rilevare le molecole contenenti fosforo e il modo in cui vengono trasportate nelle comete sulla Terra primordiale.

Crosta e fonti organiche

Il fosforo ha una concentrazione nella crosta terrestre di circa un grammo per chilogrammo (confronta il rame a circa 0,06 grammi). Non si trova libero in natura, ma è ampiamente distribuito in molti minerali , solitamente come fosfati. La roccia fosfatica inorganica , che è in parte costituita da apatite (un gruppo di minerali essendo, generalmente, fluoruro di triortofosfato di pentacalcio (idrossido)), è oggi la principale fonte commerciale di questo elemento. Secondo l' US Geological Survey (USGS) , circa il 50 per cento delle riserve globali di fosforo si trova nelle nazioni arabe. L'85% delle riserve conosciute della Terra si trova in Marocco con depositi più piccoli in Cina , Russia , Florida , Idaho , Tennessee , Utah e altrove. Albright e Wilson nel Regno Unito e il loro stabilimento delle Cascate del Niagara , ad esempio, utilizzavano roccia fosfatica negli anni 1890 e 1900 dal Tennessee, in Florida e dalle Îles du Connétable ( fonti di fosfato dell'isola di guano ); nel 1950 utilizzavano roccia fosfatica principalmente dal Tennessee e dal Nord Africa.

Le fonti organiche, vale a dire urina , cenere di ossa e (nell'ultimo XIX secolo) guano , erano storicamente importanti ma hanno avuto solo un successo commerciale limitato. Poiché l'urina contiene fosforo, ha qualità fertilizzanti che sono ancora sfruttate oggi in alcuni paesi, inclusa la Svezia , utilizzando metodi per il riutilizzo degli escrementi . A tal fine, l'urina può essere utilizzata come fertilizzante nella sua forma pura o parte di essere miscelata con acqua sotto forma di liquame o fanghi di depurazione .

Composti

Fosforo (V)

La struttura tetraedrica di P 4 O 10 e P 4 S 10 .

I composti più diffusi del fosforo sono i derivati ​​del fosfato (PO 4 3− ), un anione tetraedrico. Il fosfato è la base coniugata dell'acido fosforico, che viene prodotto su vasta scala per essere utilizzato nei fertilizzanti. Essendo triprotico, l'acido fosforico si converte gradualmente in tre basi coniugate:

H 3 PO 4 + H 2 O ⇌ H 3 O + + H 2 PO 4       K a1  = 7,25×10 −3
H 2 PO 4 + H 2 O ⇌ H 3 O + + HPO 4 2−       K a2  = 6,31×10 −8
HPO 4 2− + H 2 O ⇌ H 3 O + + PO 4 3−        K a3  = 3,98×10 −13

Il fosfato mostra una tendenza a formare catene e anelli contenenti legami POP. Sono noti molti polifosfati, compreso l'ATP . I polifosfati derivano dalla disidratazione di fosfati di idrogeno come HPO 4 2− e H 2 PO 4 . Ad esempio, il trifosfato pentasodico importante dal punto di vista industriale (noto anche come tripolifosfato di sodio , STPP) viene prodotto industrialmente dalla megatonnellata da questa reazione di condensazione :

2 Na 2 [(HO)PO 3 ] + Na[(HO) 2 PO 2 ] → Na 5 [O 3 P-OP(O) 2 -O-PO 3 ] + 2 H 2 O

L'anidride fosforica (P 4 O 10 ) è l' anidride acida dell'acido fosforico, ma sono noti diversi intermedi tra i due. Questo solido bianco ceroso reagisce vigorosamente con l'acqua.

Con i cationi metallici , il fosfato forma una varietà di sali. Questi solidi sono polimerici, con collegamenti POM. Quando il catione metallico ha una carica di 2+ o 3+, i sali sono generalmente insolubili, quindi esistono come minerali comuni. Molti sali di fosfato derivano dall'idrogeno fosfato (HPO 4 2− ).

PCl 5 e PF 5 sono composti comuni. PF 5 è un gas incolore e le molecole hanno una geometria bipiramidale trigonale . PCl 5 è un solido incolore che ha una formulazione ionica di PCl 4 + PCl 6 , ma adotta la geometria bipiramidale trigonale quando fuso o in fase vapore. PBr 5 è un solido instabile formulato come PBr 4 + Br e PI 5 non è noto. Il pentacloruro e il pentafluoruro sono acidi di Lewis . Con il fluoruro, PF 5 forma PF 6 , un anione che è isoelettronico con SF 6 . L'ossialogenuro più importante è l'ossicloruro di fosforo , (POCl 3 ), che è approssimativamente tetraedrico.

Prima che fossero possibili estesi calcoli al computer, si pensava che il legame nei composti del fosforo (V) coinvolgesse gli orbitali d . La modellazione al computer della teoria degli orbitali molecolari indica che questo legame coinvolge solo gli orbitali s e p.

Fosforo (III)

Sono ben noti tutti e quattro i trialogenuri simmetrici: il gassoso PF 3 , i liquidi giallastri PCl 3 e PBr 3 e il solido PI 3 . Questi materiali sono sensibili all'umidità, idrolizzanti per dare acido fosforoso . Il tricloruro, un comune reagente, è prodotto dalla clorurazione del fosforo bianco:

P 4 + 6 Cl 2 → 4 PCl 3

Il trifluoruro è prodotto dal tricloruro mediante scambio di alogenuri. PF 3 è tossico perché si lega all'emoglobina .

L'ossido di fosforo(III) , P 4 O 6 (chiamato anche esossido di tetrafosforo) è l'anidride di P(OH) 3 , il tautomero minore dell'acido fosforoso. La struttura di P 4 O 6 è come quella di P 4 O 10 senza i gruppi di ossido terminali.

Fosforo (I) e fosforo (II)

Un difosfene stabile , un derivato del fosforo (I).

Questi composti generalmente presentano legami P–P. Gli esempi includono derivati ​​catenati di fosfina e organofosfine. Sono stati osservati anche composti contenenti doppi legami P=P, sebbene siano rari.

Fosfuri e fosfine

I fosfuri derivano dalla reazione dei metalli con il fosforo rosso. I metalli alcalini (gruppo 1) e i metalli alcalino terrosi possono formare composti ionici contenenti lo ione fosfuro , P 3− . Questi composti reagiscono con l'acqua per formare fosfina . Altri fosfuri , ad esempio Na 3 P 7 , sono noti per questi metalli reattivi. Con i metalli di transizione così come i monofosfuri ci sono fosfuri ricchi di metalli, che sono generalmente composti refrattari duri con una lucentezza metallica, e fosfuri ricchi di fosforo che sono meno stabili e includono semiconduttori. La schreibersite è un fosfuro naturale ricco di metalli che si trova nei meteoriti. Le strutture dei fosfuri ricchi di metalli e di fosforo possono essere complesse.

La fosfina (PH 3 ) ei suoi derivati ​​organici (PR 3 ) sono analoghi strutturali dell'ammoniaca (NH 3 ), ma gli angoli di legame al fosforo sono più vicini a 90° per la fosfina e i suoi derivati ​​organici. È un composto maleodorante e tossico. Il fosforo ha un numero di ossidazione di -3 nella fosfina. La fosfina è prodotta dall'idrolisi del fosfuro di calcio , Ca 3 P 2 . A differenza dell'ammoniaca, la fosfina viene ossidata dall'aria. La fosfina è anche molto meno basica dell'ammoniaca. Sono note altre fosfine che contengono catene fino a nove atomi di fosforo e hanno la formula P n H n +2 . Il gas altamente infiammabile difosfina (P 2 H 4 ) è un analogo dell'idrazina .

Ossoacidi

Gli oxoacidi fosforici sono estesi, spesso commercialmente importanti e talvolta strutturalmente complicati. Tutti hanno protoni acidi legati agli atomi di ossigeno, alcuni hanno protoni non acidi che sono legati direttamente al fosforo e alcuni contengono legami fosforo-fosforo. Sebbene si formino molti oxoacidi del fosforo, solo nove sono commercialmente importanti e tre di essi, acido ipofosforoso , acido fosforoso e acido fosforico, sono particolarmente importanti.

Stato di ossidazione Formula Nome Protoni acidi Composti
+1 HH 2 PO 2 acido ipofosforoso 1 acido, sali
+3 H 2 HPO 3 acido fosforoso 2 acido, sali
+3 HPO 2 acido metafosforoso 1 sali
+3 H 3 PO 3 (orto) acido fosforoso 3 acido, sali
+4 H 4 P 2 O 6 acido ipofosforico 4 acido, sali
+5 (HPO 3 ) n acidi metafosforici n sali ( n  = 3,4,6)
+5 H(HPO 3 ) n OH acidi polifosforici n +2 acidi, sali ( n  = 1-6)
+5 H 5 P 3 O 10 acido tripolifosforico 3 sali
+5 H 4 P 2 O 7 acido pirofosforico 4 acido, sali
+5 H 3 PO 4 (orto) acido fosforico 3 acido, sali

Nitruri

La molecola PN è considerata instabile, ma è un prodotto della decomposizione del nitruro di fosforo cristallino a 1100 K. Allo stesso modo, H 2 PN è considerato instabile e alogeni di nitruro di fosforo come F 2 PN, Cl 2 PN, Br 2 PN e I 2 PN oligomerizzano in polifosfazeni ciclici . Ad esempio, i composti di formula (PNCl 2 ) n esistono principalmente come anelli come il trimero esaclorofosfazene . I fosfazeni derivano dal trattamento del pentacloruro di fosforo con cloruro di ammonio:

PCl 5 + NH 4 Cl → 1/ n (NPCl 2 ) n + 4 HCl

Quando i gruppi cloruro vengono sostituiti da alcossido (RO ), viene prodotta una famiglia di polimeri con proprietà potenzialmente utili.

solfuri

Il fosforo forma un'ampia gamma di solfuri, dove il fosforo può trovarsi in P(V), P(III) o altri stati di ossidazione. Il triplo simmetrico P 4 S 3 viene utilizzato nelle partite strike-anywhere. P 4 S 10 e P 4 O 10 hanno strutture analoghe. Gli ossialogenuri misti e gli ossiidridi di fosforo (III) sono quasi sconosciuti.

Composti organofosforici

I composti con legami PC e POC sono spesso classificati come composti organofosforici. Sono ampiamente utilizzati in commercio. Il PCl 3 funge da fonte di P 3+ nelle rotte verso i composti organofosforici (III). Ad esempio, è il precursore della trifenilfosfina :

PCl 3 + 6 Na + 3 C 6 H 5 Cl → P(C 6 H 5 ) 3 + 6 NaCl

Il trattamento dei trialogenuri di fosforo con alcoli e fenoli dà fosfiti, ad esempio trifenilfosfito :

PCl 3 + 3 C 6 H 5 OH → P(OC 6 H 5 ) 3 + 3 HCl

Reazioni simili si verificano per l'ossicloruro di fosforo , fornendo trifenilfosfato :

OPCl 3 + 3 C 6 H 5 OH → OP(OC 6 H 5 ) 3 + 3 HCl

Storia

Etimologia

Il nome Fosforo nell'antica Grecia era il nome del pianeta Venere e deriva dalle parole greche (φῶς = luce, φέρω = portare), che si traduce approssimativamente come portatore di luce o portatore di luce. (Nella mitologia e tradizione greca Augerinus (Αυγερινός = stella del mattino, ancora in uso oggi), Espero o Esperinus (΄Εσπερος o Εσπερινός o Αποσπερίτης = stella della sera, ancora in uso oggi) ed Eosforo = alba il pianeta dopo il cristianesimo) sono stretti omologhi e anche associati a Fosforo-la-stella del mattino ).

Secondo l'Oxford English Dictionary, l'ortografia corretta dell'elemento è fosforo . La parola fosforo è la forma aggettivale della valenza P 3+ : così, così come lo zolfo forma composti solforosi e solforici , il fosforo forma composti fosforici (es. acido fosforoso ) e P 5+ valenza composti fosforici (es. acidi fosforici e fosfati ) .

Scoperta

La scoperta del fosforo, il primo elemento da scoprire che non era noto fin dall'antichità, è attribuita all'alchimista tedesco Hennig Brand nel 1669, sebbene altri chimici potrebbero aver scoperto il fosforo più o meno nello stesso periodo. Brand ha sperimentato l' urina , che contiene notevoli quantità di fosfati disciolti dal normale metabolismo. Lavorando ad Amburgo , Brand ha tentato di creare la leggendaria pietra filosofale attraverso la distillazione di alcuni sali facendo evaporare l'urina, e nel processo ha prodotto un materiale bianco che brillava nell'oscurità e bruciava brillantemente. Fu chiamato phosphorus mirabilis ("portatore miracoloso di luce").

Il processo del marchio originariamente prevedeva di lasciare riposare l'urina per giorni fino a quando non emanava un odore terribile. Quindi lo ridusse a una pasta, la riscaldò ad alta temperatura e condusse i vapori attraverso l'acqua, dove sperava si condensassero in oro. Invece, ha ottenuto una sostanza bianca e cerosa che brillava nell'oscurità. Brand aveva scoperto il fosforo. Nello specifico, Brand ha prodotto sodio idrogeno fosfato di ammonio, (NH
4
)NaHPO
4
. Sebbene le quantità fossero essenzialmente corrette (ci volevano circa 1.100 litri [290 US gal] di urina per produrre circa 60 g di fosforo), non era necessario lasciare che l'urina marcisse prima. Successivamente gli scienziati scoprirono che l'urina fresca produceva la stessa quantità di fosforo.

Brand inizialmente ha cercato di mantenere segreto il metodo, ma in seguito ha venduto la ricetta per 200 talleri a D. Krafft di Dresda. Krafft ha girato gran parte dell'Europa con esso, inclusa l'Inghilterra, dove ha incontrato Robert Boyle . Il segreto - che la sostanza era costituita dall'urina - trapelò e Johann Kunckel (1630–1703) riuscì a riprodurlo in Svezia (1678). Più tardi, Boyle a Londra (1680) riuscì anche a produrre fosforo, forse con l'aiuto del suo assistente, Ambrose Godfrey-Hanckwitz . Godfrey in seguito fece un'attività di produzione di fosforo.

Boyle afferma che Krafft non gli ha fornito informazioni sulla preparazione del fosforo a parte il fatto che derivava da "qualcosa che apparteneva al corpo dell'uomo". Questo diede a Boyle un indizio prezioso, tanto che anche lui riuscì a produrre fosforo e pubblicò il metodo per la sua fabbricazione. Successivamente ha migliorato il processo di Brand utilizzando la sabbia nella reazione (usando ancora l'urina come materiale di base),

4 NaPO
3
+ 2 SiO
2
+ 10 C → 2 Na
2
SiO
3
+ 10 CO + P
4

Robert Boyle fu il primo a usare il fosforo per accendere stecche di legno con la punta di zolfo, precursori dei nostri fiammiferi moderni, nel 1680.

Il fosforo è stato il tredicesimo elemento da scoprire. A causa della sua tendenza a bruciare spontaneamente quando viene lasciato solo nell'aria, viene talvolta definito "l'elemento del diavolo".

Frassino e guano

Antoine Lavoisier riconobbe il fosforo come elemento nel 1777 dopo che Johan Gottlieb Gahn e Carl Wilhelm Scheele , nel 1769, mostrarono che il fosfato di calcio ( Ca
3
(PO
4
)
2
) si trova nelle ossa ottenendo fosforo elementare dalla cenere ossea .

La cenere d'ossa era la principale fonte di fosforo fino al 1840. Il metodo è iniziato con la tostatura delle ossa, quindi ha impiegato l'uso di storte di argilla racchiuse in una fornace di mattoni molto calda per distillare il prodotto di fosforo elementare altamente tossico. In alternativa, i fosfati precipitati potrebbero essere ottenuti da ossa macinate che erano state sgrassate e trattate con acidi forti. Il fosforo bianco potrebbe quindi essere prodotto riscaldando i fosfati precipitati, mescolati con carbone macinato o carbone in una pentola di ferro e distillando i vapori di fosforo in una storta . Il monossido di carbonio e altri gas infiammabili prodotti durante il processo di riduzione sono stati bruciati in una ciminiera .

Negli anni '40 dell'Ottocento, la produzione mondiale di fosfato si dedicò all'estrazione di giacimenti di isole tropicali formati da guano di uccelli e pipistrelli (vedi anche Guano Islands Act ). Questi divennero un'importante fonte di fosfati per fertilizzanti nella seconda metà del XIX secolo.

Roccia di fosfato

La roccia fosfatica , che di solito contiene fosfato di calcio, fu usata per la prima volta nel 1850 per produrre fosforo e, in seguito all'introduzione del forno elettrico ad arco da parte di James Burgess Readman nel 1888 (brevettato nel 1889), la produzione di fosforo elementare passò dal riscaldamento delle ceneri ossee, a produzione di arco elettrico da roccia fosfatica. Dopo l'esaurimento delle fonti mondiali di guano più o meno nello stesso periodo, i fosfati minerali sono diventati la principale fonte di produzione di fertilizzanti fosfatici. La produzione di rocce fosfatiche aumentò notevolmente dopo la seconda guerra mondiale e oggi rimane la principale fonte globale di fosforo e sostanze chimiche del fosforo. Vedere l'articolo sul picco di fosforo per ulteriori informazioni sulla storia e sullo stato attuale dell'estrazione del fosfato. La roccia fosfatica rimane una materia prima nell'industria dei fertilizzanti, dove viene trattata con acido solforico per produrre vari prodotti fertilizzanti " superfosfati ".

incendiari

Il fosforo bianco è stato prodotto per la prima volta in commercio nel 19° secolo per l' industria dei fiammiferi . Questo ha usato cenere di ossa per una fonte di fosfato, come descritto sopra. Il processo bone-ash è diventato obsoleto quando è stato introdotto il forno ad arco sommerso per la produzione di fosforo per ridurre la roccia fosfatica. Il metodo del forno elettrico ha permesso di aumentare la produzione al punto da poter utilizzare il fosforo nelle armi da guerra. Nella prima guerra mondiale , è stato utilizzato in bombe incendiarie, cortine fumogene e proiettili traccianti. Uno speciale proiettile incendiario è stato sviluppato per sparare agli Zeppelin pieni di idrogeno in Gran Bretagna (l'idrogeno è altamente infiammabile ). Durante la seconda guerra mondiale , bombe molotov a base di fosforo disciolto nella benzina furono distribuite in Gran Bretagna a civili appositamente selezionati all'interno dell'operazione di resistenza britannica, per la difesa; e le bombe incendiarie al fosforo furono usate in guerra su larga scala. La combustione del fosforo è difficile da estinguere e se schizza sulla pelle umana ha effetti orribili.

I primi fiammiferi utilizzavano il fosforo bianco nella loro composizione, che era pericoloso a causa della sua tossicità. Dal suo uso derivarono omicidi, suicidi e avvelenamenti accidentali. (Un racconto apocrifo racconta di una donna che tenta di uccidere il marito con il fosforo bianco nel suo cibo, che è stato rilevato dal vapore luminoso dello stufato). Inoltre, l'esposizione ai vapori provocava ai fiammiferi una grave necrosi delle ossa della mascella, nota come " mascella fossy ". Quando è stato scoperto un processo sicuro per la produzione del fosforo rosso, con la sua infiammabilità e tossicità di gran lunga inferiori, sono state emanate leggi, ai sensi della Convenzione di Berna (1906) , che ne richiedevano l'adozione come alternativa più sicura per la produzione di fiammiferi. La tossicità del fosforo bianco ha portato alla sospensione del suo uso nei fiammiferi. Gli alleati usarono bombe incendiarie al fosforo durante la seconda guerra mondiale per distruggere Amburgo, il luogo in cui fu scoperto per la prima volta il "miracoloso portatore di luce".

Produzione

Estrazione di roccia fosfatica a Nauru

La maggior parte della produzione di materiale contenente fosforo è destinata ai fertilizzanti agricoli. A tale scopo, i minerali fosfati vengono convertiti in acido fosforico . Segue due vie chimiche distinte, la principale è il trattamento dei minerali fosfatici con acido solforico. L'altro processo utilizza fosforo bianco, che può essere prodotto per reazione e distillazione da fonti di fosfato di grado molto basso. Il fosforo bianco viene quindi ossidato ad acido fosforico e successivamente neutralizzato con una base per dare sali di fosfato. L'acido fosforico prodotto dal fosforo bianco è relativamente puro ed è la via principale per la produzione di fosfati per tutti gli scopi, compresa la produzione di detersivi.

All'inizio degli anni '90, il business dell'acido fosforico umido purificato di Albright e Wilson è stato influenzato negativamente dalle vendite di rocce fosfatiche da parte della Cina e dall'ingresso dei loro fornitori di fosfato marocchini di lunga data nel business dell'acido fosforico umido purificato.

Picco di fosforo

Nel 2017, l'USGS ha stimato 68 miliardi di tonnellate di riserve mondiali, dove i dati sulle riserve si riferiscono all'importo ipotizzato recuperabile ai prezzi correnti di mercato; Nel 2016 sono state estratte 0,261 miliardi di tonnellate. Fondamentale per l'agricoltura contemporanea, la sua domanda annuale sta aumentando a una velocità quasi doppia rispetto alla crescita della popolazione umana.

La produzione di fosforo potrebbe aver già raggiunto il picco (come nel 2011), portando alla possibilità di carenze globali entro il 2040. Nel 2007, al tasso di consumo, si stimava che la fornitura di fosforo si esaurisse in 345 anni. Tuttavia, alcuni scienziati ora credono che un " picco di fosforo " si verificherà tra 30 anni e che "[a] t tassi attuali, le riserve saranno esaurite nei prossimi 50-100 anni". Il cofondatore della società di investimento e fondazione ambientale con sede a Boston Jeremy Grantham ha scritto su Nature nel novembre 2012 che il consumo dell'elemento "deve essere drasticamente ridotto nei prossimi 20-40 anni o inizieremo a morire di fame". Tuttavia, NN Greenwood e A. Earnshaw, nel loro libro di testo Chemistry of the Elements , affermano che il fosforo comprende circa lo 0,1% in massa della roccia media e, di conseguenza, l'offerta della Terra è vasta, sebbene diluita.

Fosforo elementare

Attualmente, ogni anno vengono prodotte circa 1.000.000 di tonnellate corte (910.000  t ) di fosforo elementare. Il fosfato di calcio (roccia fosfatica), principalmente estratto in Florida e Nord Africa, può essere riscaldato a 1.200–1.500 ° C con sabbia, che è principalmente SiO
2
e coke (carbone raffinato) per produrre P
4
. Il prodotto viene successivamente condensato in una polvere bianca sott'acqua per prevenire l'ossidazione dell'aria. Anche sott'acqua, il fosforo bianco viene lentamente convertito nell'allotropo di fosforo rosso più stabile . L'equazione chimica per questo processo quando si inizia con la fluoroapatite, un comune minerale fosfato, è:

4 Ca 5 (PO 4 ) 3 F + 18 SiO 2 + 30 C → 3 P 4 + 30 CO + 18 CaSiO 3 + 2 CaF 2

I prodotti collaterali di questo processo includono ferrofosforo, una forma grezza di Fe 2 P, risultante dalle impurità di ferro nei precursori minerali. La scoria di silicato è un utile materiale da costruzione. Il fluoruro viene talvolta recuperato per l'uso nella fluorizzazione dell'acqua . Più problematico è un "fango" contenente quantità significative di fosforo bianco. La produzione di fosforo bianco è condotta in grandi strutture in parte perché è ad alta intensità energetica. Il fosforo bianco viene trasportato in forma fusa. Si sono verificati alcuni gravi incidenti durante il trasporto; i deragliamenti dei treni a Brownston, Nebraska e Miamisburg, Ohio, hanno portato a grandi incendi. Il peggior incidente degli ultimi tempi è stato una contaminazione ambientale nel 1968, quando il mare è stato inquinato da fuoriuscite e/o liquami non adeguatamente trattati da un impianto di fosforo bianco a Placentia Bay, Terranova .

Un altro processo mediante il quale viene estratto il fosforo elementare include la calcinazione del fosfato tricalcico ad alte temperature (1500 ° C):

2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6 SiO 2 + 10 C → 6 CaSiO 3 + 10 CO + P 4

Storicamente, prima dello sviluppo delle estrazioni a base minerale, il fosforo bianco veniva isolato su scala industriale dalle ceneri ossee. In questo processo, il fosfato tricalcico nella cenere ossea viene convertito in fosfato monocalcico con acido solforico :

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 2 H 2 SO 4 → Ca(H 2 PO 4 ) 2 + 2 CaSO 4

Il fosfato monocalcico viene quindi disidratato nel corrispondente metafosfato:

Ca(H 2 PO 4 ) 2 → Ca(PO 3 ) 2 + 2 H 2 O

Quando viene acceso a fuoco bianco (~ 1300°C) con carbone , il metafosfato di calcio produce due terzi del suo peso di fosforo bianco mentre un terzo del fosforo rimane nel residuo come ortofosfato di calcio:

3 Ca(PO 3 ) 2 + 10 C → Ca 3 (PO 4 ) 2 + 10 CO + P 4

Applicazioni

Fertilizzante

Il fosforo è un nutriente essenziale per le piante (il nutriente più spesso limitante, dopo l'azoto ) e la maggior parte di tutta la produzione di fosforo è in acidi fosforici concentrati per fertilizzanti agricoli , contenenti dal 70% al 75% di P 2 O 5 . Ciò ha portato a un forte aumento della produzione di fosfato (PO 4 3− ) nella seconda metà del 20° secolo. La fecondazione artificiale con fosfato è necessaria perché il fosforo è essenziale per tutti gli organismi viventi; è coinvolto nei trasferimenti di energia, nella forza delle radici e degli steli, nella fotosintesi , nell'espansione delle radici delle piante , nella formazione di semi e fiori e in altri importanti fattori che influenzano la salute generale delle piante e la genetica.

I composti naturali portatori di fosforo sono per lo più inaccessibili alle piante a causa della bassa solubilità e mobilità nel suolo. La maggior parte del fosforo è molto stabile nei minerali del suolo o nella materia organica del suolo. Anche quando il fosforo viene aggiunto nel letame o nel fertilizzante può fissarsi nel terreno. Pertanto, il ciclo naturale del fosforo è molto lento. Una parte del fosforo fisso viene rilasciato di nuovo nel tempo, sostenendo la crescita delle piante selvatiche, tuttavia, è necessario di più per sostenere la coltivazione intensiva delle colture. Il fertilizzante è spesso sotto forma di superfosfato di calce, una miscela di calcio diidrogeno fosfato (Ca(H 2 PO 4 ) 2 ) e calcio solfato diidrato (CaSO 4 ·2H 2 O) prodotto facendo reagire acido solforico e acqua con fosfato di calcio.

La lavorazione dei minerali fosfatici con acido solforico per ottenere fertilizzanti è così importante per l'economia globale che questo è il mercato industriale primario per l'acido solforico e il più grande uso industriale dello zolfo elementare .

Composti ampiamente utilizzati Utilizzo
Ca(H 2 PO 4 ) 2 ·H 2 O Lievito in polvere e fertilizzanti
CaHPO 4 · 2H 2O Additivo alimentare animale, polvere di dentifricio
H 3 PO 4 Produzione di fertilizzanti fosfatici
PCl 3 Produzione di POCl 3 e pesticidi
POCl 3 Fabbricazione di plastificanti
P4S 10 _ _ Produzione di additivi e pesticidi
Na 5 P 3 O 10 Detergenti

Organofosforo

Il fosforo bianco è ampiamente utilizzato per produrre composti organofosforici attraverso cloruri di fosforo intermedi e due solfuri di fosforo, pentasolfuro di fosforo e sesquisolfuro di fosforo . I composti organofosforici hanno molte applicazioni, inclusi plastificanti , ritardanti di fiamma , pesticidi , agenti di estrazione, agenti nervini e trattamento delle acque .

Aspetti metallurgici

Il fosforo è anche un componente importante nella produzione dell'acciaio , nella produzione del bronzo fosforoso e in molti altri prodotti correlati. Il fosforo viene aggiunto al rame metallico durante il suo processo di fusione per reagire con l'ossigeno presente come impurità nel rame e per produrre leghe di rame contenenti fosforo ( CuOFP ) con una resistenza all'infragilimento da idrogeno maggiore rispetto al rame normale.

Partite

Abbina una superficie sorprendente composta da una miscela di fosforo rosso, colla e vetro smerigliato. La polvere di vetro viene utilizzata per aumentare l'attrito.

Il primo sorprendente fiammifero con una testa di fosforo fu inventato da Charles Sauria nel 1830. Questi fiammiferi (e successive modifiche) furono realizzati con teste di fosforo bianco, un composto che rilascia ossigeno ( clorato di potassio , biossido di piombo o talvolta nitrato ) e un raccoglitore. Erano velenosi per i lavoratori in produzione, sensibili alle condizioni di stoccaggio, tossici se ingeriti e pericolosi se accesi accidentalmente su una superficie ruvida. La produzione in diversi paesi fu vietata tra il 1872 e il 1925. La Convenzione internazionale di Berna , ratificata nel 1906, proibiva l'uso del fosforo bianco nei fiammiferi.

Di conseguenza, i fiammiferi al fosforo sono stati gradualmente sostituiti da alternative più sicure. Intorno al 1900 i chimici francesi Henri Sévène ed Emile David Cahen inventarono il moderno fiammifero sciopero ovunque, in cui il fosforo bianco era sostituito dal sesquisolfuro di fosforo (P 4 S 3 ), un composto non tossico e non piroforico che si accende per attrito. Per un certo periodo queste partite più sicure per colpire ovunque sono state piuttosto popolari, ma a lungo termine sono state sostituite dalla moderna partita di sicurezza.

Le partite di sicurezza sono molto difficili da accendere su qualsiasi superficie diversa da una speciale striscia percussore. La striscia contiene fosforo rosso non tossico e il clorato di potassio della testa del fiammifero , un composto che rilascia ossigeno. Quando viene colpito, piccole quantità di abrasione dalla testa del fiammifero e dalla striscia dell'attaccante vengono mescolate intimamente per creare una piccola quantità della miscela di Armstrong , una composizione molto sensibile al tocco. La polvere fine si accende immediatamente e fornisce la scintilla iniziale per accendere la testa del fiammifero. I fiammiferi di sicurezza separano i due componenti della miscela di accensione fino a quando il fiammifero non viene acceso. Questo è il principale vantaggio di sicurezza in quanto impedisce l'accensione accidentale. Tuttavia, i fiammiferi di sicurezza, inventati nel 1844 da Gustaf Erik Pasch e pronti per il mercato negli anni '60 dell'Ottocento, non furono accettati dai consumatori fino al divieto del fosforo bianco. L'uso di una fascia attaccante dedicata era considerato goffo.

Addolcimento dell'acqua

Il tripolifosfato di sodio a base di acido fosforico è utilizzato nei detersivi per bucato in alcuni paesi, ma vietato per questo uso in altri. Questo composto addolcisce l'acqua per migliorare le prestazioni dei detergenti e prevenire la corrosione delle tubazioni/tubazioni della caldaia .

Varie

  • I fosfati sono usati per fare vetri speciali per lampade al sodio .
  • La cenere d'ossa, fosfato di calcio , viene utilizzata nella produzione di porcellane fini.
  • L'acido fosforico a base di fosforo elementare viene utilizzato in applicazioni alimentari come le bevande analcoliche e come punto di partenza per i fosfati di grado alimentare. Questi includono il fosfato monocalcico per il lievito e il tripolifosfato di sodio . I fosfati vengono utilizzati per migliorare le caratteristiche di carni lavorate e formaggi , e nei dentifrici.
  • Il fosforo bianco , chiamato "WP" (termine gergale "Willie Peter") è usato in applicazioni militari come bombe incendiarie , per schermare il fumo come fumogeni e fumogeni e nelle munizioni traccianti . Fa anche parte di una bomba a mano americana al fosforo bianco M34 obsoleta . Questa granata multiuso è stata utilizzata principalmente per segnalazioni, cortine fumogene e infiammazioni; potrebbe anche causare gravi ustioni e avere un impatto psicologico sul nemico. Gli usi militari del fosforo bianco sono vincolati dal diritto internazionale.
  • 32 P e 33 P sono usati come traccianti radioattivi nei laboratori biochimici.

Ruolo biologico

Fosforo inorganico sotto forma di fosfato PO3-4
_
è richiesto per tutte le forme di vita conosciute . Il fosforo gioca un ruolo importante nella struttura del DNA e dell'RNA . Le cellule viventi utilizzano il fosfato per trasportare l'energia cellulare con l' adenosina trifosfato (ATP), necessario per ogni processo cellulare che utilizza energia. L'ATP è anche importante per la fosforilazione , un evento regolatorio chiave nelle cellule. I fosfolipidi sono i principali componenti strutturali di tutte le membrane cellulari. I sali di fosfato di calcio aiutano a irrigidire le ossa . I biochimici usano comunemente l'abbreviazione "Pi" per riferirsi al fosfato inorganico.

Ogni cellula vivente è racchiusa in una membrana che la separa dall'ambiente circostante. Le membrane cellulari sono composte da una matrice fosfolipidica e proteine, tipicamente sotto forma di doppio strato. I fosfolipidi sono derivati ​​dal glicerolo con due dei protoni glicerolo idrossile (OH) sostituiti da acidi grassi come estere e il terzo protone idrossile è stato sostituito con fosfato legato a un altro alcol.

Un essere umano adulto medio contiene circa 0,7 kg di fosforo, circa l'85-90% nelle ossa e nei denti sotto forma di apatite e il resto nei tessuti molli e nei fluidi extracellulari (~ 1%). Il contenuto di fosforo aumenta da circa lo 0,5% in massa nell'infanzia allo 0,65-1,1% in massa negli adulti. La concentrazione media di fosforo nel sangue è di circa 0,4 g/L, di cui circa il 70% è organico e il 30% inorganico. Un adulto con una dieta sana consuma ed espelle circa 1-3 grammi di fosforo al giorno, con consumo sotto forma di fosfato inorganico e biomolecole contenenti fosforo come acidi nucleici e fosfolipidi ; ed escrezione quasi esclusivamente sotto forma di ioni fosfato come H
2
PO
4
e HPO2-4
_
. Solo lo 0,1% circa del fosfato corporeo circola nel sangue, parallelamente alla quantità di fosfato disponibile per le cellule dei tessuti molli.

Smalto di ossa e denti

Il componente principale dell'osso è l' idrossiapatite e le forme amorfe di fosfato di calcio, forse incluso il carbonato. L'idrossiapatite è il componente principale dello smalto dei denti. La fluorizzazione dell'acqua migliora la resistenza dei denti alla carie mediante la parziale conversione di questo minerale nel materiale ancora più duro chiamato fluoroapatite:

Circa
5
(PO
4
)
3
OH
+ F
Ca
5
(PO
4
)
3
F
+ OH

Carenza di fosforo

In medicina, la sindrome da carenza di fosfato può essere causata dalla malnutrizione , dal mancato assorbimento del fosfato e da sindromi metaboliche che prelevano fosfato dal sangue (come nella sindrome da rialimentazione dopo la malnutrizione) o ne passano una quantità eccessiva nelle urine. Tutti sono caratterizzati da ipofosfatemia , che è una condizione di bassi livelli di fosfato solubile nel siero del sangue e all'interno delle cellule. I sintomi dell'ipofosfatemia comprendono la disfunzione neurologica e l'interruzione dei muscoli e delle cellule del sangue a causa della mancanza di ATP . Troppo fosfato può portare a diarrea e calcificazione (indurimento) degli organi e dei tessuti molli e può interferire con la capacità del corpo di utilizzare ferro, calcio, magnesio e zinco.

Il fosforo è un macrominerale essenziale per le piante, ampiamente studiato in edafologia per comprendere l'assorbimento delle piante dai sistemi del suolo . Il fosforo è un fattore limitante in molti ecosistemi ; cioè, la scarsità di fosforo limita il tasso di crescita dell'organismo. Anche un eccesso di fosforo può essere problematico, soprattutto nei sistemi acquatici dove l' eutrofizzazione a volte porta a fioriture algali .

Nutrizione

Raccomandazioni dietetiche

L' Istituto di Medicina degli Stati Uniti (IOM) ha aggiornato i requisiti medi stimati (EAR) e le indennità dietetiche raccomandate (RDA) per il fosforo nel 1997. Se non ci sono informazioni sufficienti per stabilire EAR e RDA, viene invece utilizzata una stima designata di assunzione adeguata (AI) . L'attuale EAR per il fosforo per le persone dai 19 anni in su è di 580 mg/die. La RDA è di 700 mg/die. Gli RDA sono superiori agli EAR in modo da identificare gli importi che copriranno le persone con requisiti superiori alla media. Anche la RDA per la gravidanza e l'allattamento è di 700 mg/die. Per le persone di età compresa tra 1 e 18 anni la RDA aumenta con l'età da 460 a 1250 mg/die. Per quanto riguarda la sicurezza, l'OIM stabilisce livelli di assunzione superiori tollerabili (UL) per vitamine e minerali quando l'evidenza è sufficiente. Nel caso del fosforo l'UL è 4000 mg/giorno. Collettivamente, EAR, RDA, AI e UL sono indicati come Dietary Reference Intakes (DRI).

L' Autorità europea per la sicurezza alimentare (EFSA) fa riferimento all'insieme collettivo di informazioni come valori dietetici di riferimento, con assunzione di riferimento per la popolazione (PRI) anziché RDA e fabbisogno medio anziché EAR. AI e UL hanno definito lo stesso che negli Stati Uniti. Per le persone di età pari o superiore a 15 anni, comprese la gravidanza e l'allattamento , l'IA è fissata a 550 mg/die. Per i bambini di età compresa tra 4 e 10 anni l'IA è di 440 mg/die e per le età di 11-17 anni è di 640 mg/die. Queste IA sono inferiori alle RDA statunitensi. In entrambi i sistemi, gli adolescenti hanno bisogno di più degli adulti. L'Autorità europea per la sicurezza alimentare ha esaminato la stessa domanda di sicurezza e ha deciso che non c'erano informazioni sufficienti per impostare un UL.

Ai fini dell'etichettatura degli alimenti e degli integratori alimentari negli Stati Uniti, l'importo in una porzione è espresso come percentuale del valore giornaliero (%DV). Ai fini dell'etichettatura del fosforo, il 100% del valore giornaliero era di 1000 mg, ma al 27 maggio 2016 è stato rivisto a 1250 mg per portarlo in accordo con la RDA. Una tabella dei vecchi e nuovi valori giornalieri per adulti è fornita in Assunzione giornaliera di riferimento .

Fonti di cibo

Le principali fonti alimentari di fosforo sono le stesse di quelle contenenti proteine , sebbene le proteine ​​non contengano fosforo. Ad esempio, latte, carne e soia in genere contengono anche fosforo. Di norma, se una dieta contiene proteine ​​e calcio sufficienti, la quantità di fosforo è probabilmente sufficiente.

Precauzioni

Esplosione di fosforo

I composti organici del fosforo formano un'ampia classe di materiali; molti sono necessari per la vita, ma alcuni sono estremamente tossici. Gli esteri di fluorofosfato sono tra le neurotossine più potenti conosciute. Un'ampia gamma di composti organofosforici vengono utilizzati per la loro tossicità come pesticidi ( erbicidi , insetticidi , fungicidi , ecc.) e come armi come agenti nervini contro gli esseri umani nemici. La maggior parte dei fosfati inorganici sono nutrienti relativamente non tossici ed essenziali.

L'allotropo del fosforo bianco presenta un pericolo significativo perché si accende nell'aria e produce residui di acido fosforico. L'avvelenamento cronico da fosforo bianco porta alla necrosi della mascella chiamata " mascella fossy ". Il fosforo bianco è tossico , provoca gravi danni al fegato in caso di ingestione e può causare una condizione nota come "sindrome delle feci da fumo".

In passato, l'esposizione esterna al fosforo elementare veniva trattata lavando l'area interessata con una soluzione di solfato di rame al 2% per formare composti innocui che venivano poi lavati via. Secondo il recente Trattamento delle vittime di agenti chimici e delle lesioni chimiche militari convenzionali della Marina degli Stati Uniti: FM8-285: Parte 2 Lesioni chimiche militari convenzionali , "Il solfato di rame (rame (II)) è stato utilizzato in passato dal personale statunitense ed è ancora in uso utilizzato da alcune nazioni. Tuttavia, il solfato di rame è tossico e il suo uso verrà interrotto. Il solfato di rame può produrre tossicità renale e cerebrale nonché emolisi intravascolare".

Il manuale suggerisce invece "una soluzione di bicarbonato per neutralizzare l'acido fosforico, che consentirà quindi la rimozione del fosforo bianco visibile. Le particelle spesso possono essere localizzate dalla loro emissione di fumo quando l'aria le colpisce, o dalla loro fosforescenza al buio. In ambienti bui, i frammenti sono visti come macchie luminescenti. Sbrigliare prontamente l'ustione se le condizioni del paziente consentono la rimozione di frammenti di WP (fosforo bianco) che potrebbero essere assorbiti in seguito e produrre eventualmente avvelenamento sistemico. NON applicare unguenti a base oleosa fino a quando non è certo che tutti Il WP è stato rimosso. Dopo la completa rimozione delle particelle, trattare le lesioni come ustioni termiche". Poiché il fosforo bianco si mescola facilmente con gli oli, eventuali sostanze oleose o unguenti non sono raccomandati fino a quando l'area non viene pulita a fondo e tutto il fosforo bianco rimosso.

Le persone possono essere esposte al fosforo sul posto di lavoro per inalazione, ingestione, contatto con la pelle e contatto con gli occhi. L' Amministrazione per la sicurezza e la salute sul lavoro (OSHA) ha fissato il limite di esposizione al fosforo (limite di esposizione consentito ) sul posto di lavoro a 0,1 mg/m 3 su una giornata lavorativa di 8 ore. L' Istituto nazionale per la sicurezza e la salute sul lavoro (NIOSH) ha fissato un limite di esposizione raccomandato (REL) di 0,1 mg/m 3 su una giornata lavorativa di 8 ore. A livelli di 5 mg/m3 , il fosforo è immediatamente pericoloso per la vita e la salute .

Stato della lista I della DEA statunitense

Il fosforo può ridurre lo iodio elementare ad acido idroiodico , che è un reagente efficace per ridurre l' efedrina o la pseudoefedrina a metanfetamina . Per questo motivo, il fosforo rosso e bianco è stato designato dalla Drug Enforcement Administration degli Stati Uniti come precursore chimico dell'elenco I ai sensi del 21 CFR 1310.02 in vigore dal 17 novembre 2001. Negli Stati Uniti, i gestori di fosforo rosso o bianco sono soggetti a severi controlli normativi .

Guarda anche

Appunti

  1. ^ WP, (fosforo bianco), esibisce chemioluminescenza dopo l'esposizione all'aria e se c'è del WP nella ferita, coperto da tessuto o fluidi come il siero del sangue, non si illuminerà fino a quando non sarà esposto all'aria, il che richiede un colore molto scuro stanza e occhi adattati al buio per vedere chiaramente

Riferimenti

Bibliografia

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