{"id":49,"date":"2024-04-04T07:30:19","date_gmt":"2024-04-04T04:30:19","guid":{"rendered":"https:\/\/sisu.ut.ee\/huvitavkeemia\/59-fosfor-ja-fosfori-uhendid\/"},"modified":"2025-04-22T12:32:53","modified_gmt":"2025-04-22T09:32:53","slug":"59-fosfor-ja-fosfori-uhendid","status":"publish","type":"page","link":"https:\/\/sisu.ut.ee\/huvitavkeemia\/59-fosfor-ja-fosfori-uhendid\/","title":{"rendered":"5.9. Fosfor ja fosfori\u00fchendid"},"content":{"rendered":"

Esmakordselt sai fosforit 1669. aastal saksa keemik Henning Brandt. Otsides v\u00f5imalust saada elueliksiiri ja filosoofilist kivi, avastas ta helendava aine fosfori (ta l\u00e4htus\u00a0uriinist, kuumutas selle aurustumisj\u00e4\u00e4ki koos s\u00f6e ja liivaga).\u00a0Pikemat aega p\u00fc\u00fcti seda meetodit hoida saladuses, sest demonstreerides helendavat fosforit k\u00f5rgemale seltskonnale\u00a0oli v\u00f5imalik teenida raha. Selle, et fosfor on element, t\u00f5estas korrektselt Lavoisier. Fosfor on kreeka keeles \u201cvalgusekandja\u201c<\/sup>. Looduses kuulub fosfor k\u00fcllalt levinud elementide hulka, kuid lihtainena looduses ei esine, esineb p\u00f5hiliselt kaltsiumfosfaadina (Ca3<\/sub>(PO4<\/sub>)2<\/sub>). Fosfor on t\u00e4htis bioelement, sest kuulub valkude ja teiste elutegevuses oluliste \u00fchendite koostisse. Luudes ja hammastes sisalduv kaltsiumfosfaat annab neile tugevuse. Hammastes on k\u00f5ige rohkem mineraali Ca10<\/sub>(PO4<\/sub>)6<\/sub>(OH)2,<\/sub>\u00a0mida\u00a0v\u00f5ib lihtsustatult vaadata kui kahest ainest koosnevat mineraali \u2013 Ca3<\/sub>(PO4<\/sub>)2<\/sub> + Ca(OH)2<\/sub>. Happeliste jookide joomisel toimuvad erinevad reaktsioonid, nt Ca(OH)2<\/sub> + 2H+<\/sup> \u2192 Ca2+<\/sup> + 2H2<\/sub>O. Selle tulemusel hambavaap laguneb ja tekivad augud.<\/p>\n

Pesemisvahendites kasutatakse leelismetallide fosfaate, pol\u00fcfosfaate ning peroksofosfaate. Vee pehmendajad \u2013 pol\u00fcfosfaadid \u2013 moodustavd Ca2+<\/sup>\u2013 ja Mg2+<\/sup>-ioonidega kelaatseid komplekse, takistades katlakivi teket. P\u00f5hiosa toodetavatest fosfaatidest leiab rakendust fosforv\u00e4etistena.\u00a0\u00dcks enim\u00a0kasutavaid ja odavamaid fosforiv\u00e4etisi on superfosfaat.<\/p>\n

Fosfori allotroobid<\/span><\/span><\/h2>\n

Fosforil on erinevaid allotroope (vaata jooniseid\u00a01 ja 2), enamik neist on pol\u00fcmeersed, kus P-aatomid on \u00fchinenud P2<\/sub>, P4<\/sub> ning P2\u221e<\/sub> molekulideks.\u00a0Tuntumad neist on kolm: valge fosfor (P4<\/sub>), punane fosfor (P2\u221e<\/sub>) ning must fosfor.<\/p>\n

\"pilt\"<\/p>\n

Joonis 1. Valge, punase, violetse musta fosfori struktuurid<\/span><\/span>. Allikas: https:\/\/www.semanticscholar.org\/paper\/Fundamental-Chemistry-Involving-Phosphorus(I)-and-Binder\/b338e6574838832e09e2fa8bddd8901ca3c2fe15\/figure\/9<\/a><\/h6>\n

\"pilt\"<\/p>\n

Joonis 2. Fosfori allotroobid valge, punane, violetne ja\u00a0must\u00a0fosfor. Allikas: <\/span><\/span>https:\/\/en.wikipedia.org\/wiki\/Phosphorus#\/media\/File:PhosphComby.jpg<\/a><\/h6>\n

Valge fosfor<\/b> on molekulaarne aine, mille v\u00f5re s\u00f5lmpunktides on fosfori P4<\/sub> molekulid. V\u00f5re meenutab teemandi struktuuri. Lihtaine helendab pimedas. Valge fosfor vees ei lahustu, kuid lahustub h\u00e4sti m\u00f5nedes orgaanilistes lahustites. Valget fosforit hoitakse vee all (ei reageeri veega), sest \u00f5hu k\u00e4es ta oks\u00fcdeerub ning v\u00f5ib s\u00fcttida p\u00f5lema (s\u00fcttimistemperatuur 50\u00a0o<\/sup>C). Pikemal hoidmisel muutub valge fosfor punaseks fosforiks. Kuumutamisel on\u00a0 \u00fcleminek kiire. Nahale sattumisel tekitab fosfor raskesti paranevaid haavandeid. Fosfor ei juhi elektrit. Puhtal valgel fosforil\u00a0on v\u00e4rvusetud l\u00e4bipaistvad kristallid, mis murravad valgust. Valguse k\u00e4es \u00f5huhapniku toimel muutub valge fosfor kiiresti kollaseks vahataoliseks massiks, osaliselt oks\u00fcdeerudes, osaliselt muutudes punaseks fosforiks. N\u00f5rkade molekulidevaheliste j\u00f5udude t\u00f5ttu on madala\u00a0sulamistemperatuuriga \u2013 Tsul<\/sub> on 44,1 o<\/sup>C, lendub kergesti, on noaga l\u00f5igatav ning iseloomuliku l\u00f5hnaga.<\/p>\n

Punane fosfor<\/b> tekib valge fosfori kuumutamisel \u00f5hu juurdep\u00e4\u00e4suta 300 \u2013 400 o<\/sup>C-ni ning r\u00f5hu all. Punane fosfor on stabiilsem kui valge fosfor. Puhas punane fosfor praktiliselt ei ole m\u00fcrgine. Punane fosfor oks\u00fcdeerub palju halvemini kui valge fosfor \u2013 s\u00fcttib alles temperatuuril 250\u00a0o<\/sup>C, ei helenda pimedas. Puhas amorfne punane fosfor pole v\u00e4ga tuleohtlik, kuid lisandid ning h\u00f5\u00f5rdumine v\u00f5ivad s\u00fcttimist soodustada. Ei juhi elektrit. Sulamistemepratuur on varieeruv: 585 \u2013 600\u00a0o<\/sup>C. Punase fosfori \u00fcleviimisel vedelasse olekusse on vajalik osade sidemete l\u00f5hkumine. N\u00e4iteks temperatuuril 423\u00a0o<\/sup>C sisaldab fosfori aur P2<\/sub> molekule, mis moodustavad kohe P4<\/sub> molekulid.<\/p>\n

Punane fosfor on tikutoosi s\u00fc\u00fctepinna p\u00f5hiline koostisaine (P, KClO3<\/sub>, MnO2<\/sub> jt). Tiku h\u00f5\u00f5rdumisel m\u00f6\u00f6da s\u00fc\u00fctepinda tekib veidi valget fosforit, mis s\u00fcttides s\u00fc\u00fctab p\u00f5lema ka tiku.\u00a0<\/p>\n

Must fosfor<\/b> tekib valge fosfori kuumutamisel 200\u00a0o<\/sup>C juures v\u00e4ga k\u00f5rgel r\u00f5hul (~ 1200 MPa) v\u00f5i kuumutamisel 400\u00a0o<\/sup>C kraadi juures katal\u00fcsaatori juuresolekul. Struktuurilt on must fosfor l\u00e4hedane grafiidile \u2013 kihiline, pooljuht, hea soojusjuht ja korrap\u00e4rase struktuuriga. Siksakkihid on \u00fchendatud van der Waalsi j\u00f5ududega.\u00a0Must fosfor on\u00a0fosfori allotroopidest keemiliselt k\u00f5ige passiivsem.<\/p>\n

Fosfori keemilised omadused<\/span><\/span><\/h2>\n

Fosfor on l\u00e4mmastiku elektronanaloog: 1s2<\/sup>2s2<\/sup>2p6<\/sup>3s2<\/sup>3p3<\/sup><\/span><\/strong>, kus v\u00e4liskihis on 5 elektroni, millest 3 on paardumata. Seega fosfor v\u00f5ib okteti saavutamiseks liita 3 elektroni v\u00f5i loovutada kolm kuni\u00a0viis elektroni. \u00dcldiselt moodustab \u00fchendeid, kus on 3 v\u00f5i 5 polaarset kovalentset keemilist sidet.<\/p>\n

Fosfor on palju aktiivsem kui l\u00e4mmastik, sest sidemed P4<\/sub> molekulis on n\u00f5rgemad kui kolmikside<\/span><\/span> l\u00e4mmastikumolekulis. Mittemetallidega reageerimisel (need, mis on mittemetallisemad fosfori<\/span><\/span>st) k\u00e4itub kui redutseerija ning reageerimisel vesiniku ning metallidega kui oks\u00fcdeerija (vaata joonist 3).<\/p>\n

Metallidega reageerimisel tekivad fosfiidid. Fosfiidid <\/b>on \u00fchendid, kus fosfori oks\u00fcdatsiooniaste on \u2013III. <\/span><\/span>Reaktsioonid toimuvad k\u00f5rgemal temperatuuril.<\/span><\/span><\/p>\n

3Na + P \u2192 Na3<\/sub>P naatriumfosfiid<\/span><\/span>
4P + 5O2 <\/sub>\u2192 P4<\/sub>O10<\/sub> tetrafosfordekaoksiid<\/span><\/span>
2P + 5Cl2 <\/sub>\u2192 2PCl5<\/sub> fosforpentakloriid<\/span><\/span><\/p>\n

\"pilt\"<\/p>\n

Joonis 3. Fosfori keemilised omadused<\/span><\/span><\/h6>\n

Vaatame n\u00fc\u00fcd fosfori t\u00e4htsamaid \u00fchendeid.<\/span><\/span><\/span><\/p>\n

Fosfori oksiid P4<\/sub>O10<\/sub> (P2<\/sub>O5<\/sub>)<\/h2>\n

Fosfor reageerib hapnikuga ning selle tulemusena v\u00f5ivad tekkida erinevad oksiidid. <\/span><\/span><\/span>Hapniku vaeguses tekib fosfor(III)oksiid. <\/span><\/span>Tetrafosfordekaoksiid tekib fosfori p\u00f5lemisel, kui hapnikku on piisavalt. <\/span><\/span><\/span>Valge fosfor p\u00f5leb ilma s\u00fc\u00fctamata, p\u00f5lemine j\u00e4tkub isegi vee all \u2013 seet\u00f5ttu kasutatakse seda sageli s\u00fc\u00fctajana. Praktikas tekib tavaliselt P4<\/sub>O10<\/sub> ning P4<\/sub>O6<\/sub> oksiidide segu. Valge fosfori aeglasel oks\u00fcdatsioonil eraldub energia valgusena (aurude aeglane oks\u00fcdatsion \u00f5hus) \u2013 fosfor helendab. Aeglane oks\u00fcdatsioon v\u00f5ib kergesti \u00fcle minna aktiivseks p\u00f5lemiseks.<\/p>\n

4P + 3O2<\/sub> \u2192<\/span><\/span> 2P2<\/sub>O3<\/sub>\u00a0 korrektsemalt 4P + 3O2<\/sub> \u2192<\/span><\/span> P4<\/sub>O6<\/sub>
4P + 5O2<\/sub> \u2192<\/span><\/span> 2P2<\/sub>O5\u00a0 <\/sub>korrektsemalt 4P + 5O2<\/sub> \u2192<\/span><\/span> P4<\/sub>O10 <\/sub>\u00a0<\/p>\n

Tetrafosfordekaoksiid koosneb enamasti P4<\/sub>O10<\/sub> molekulidest, kuid ta v\u00f5ib moodustada ka suuremaid pol\u00fcmeerseid molekule. Praktikas m\u00e4rgitakse sageli aine valem\u00a0 lihtsustatult P2<\/sub>O5<\/sub>, mis t\u00e4histab selle \u00fchendi kvantitatiivset koostist, mitte molekuli ehitust.<\/span><\/span><\/span><\/p>\n

P4<\/sub>O10 <\/sub>on valge tahke aine, mis seob tugevasti \u00f5huniiskust ja vett, mist\u00f5ttu kasutatakse seda n\u00e4iteks ainete kuivatamisel. <\/span><\/span><\/span><\/p>\n

Veega reageerimisel, kui vett on piisavalt, tekib tetrafosfordekaoksiidist fosforhape (H3<\/sub>PO4<\/sub>):<\/span><\/span><\/span><\/p>\n

P4<\/sub>O10<\/sub>(t) + 6H2<\/sub>O(v) \u2192 4H3<\/sub>PO4<\/sub>(l)<\/span><\/span><\/span><\/p>\n

Happelise oksiidina regeerib aluste ja aluseliste oksiididega.<\/span><\/span><\/span><\/p>\n

P4<\/sub>O10<\/sub>(t) + 12NaOH(l) \u2192 4Na3<\/sub>PO4<\/sub>(l) + 6H2<\/sub>O(v)<\/span><\/span><\/span>
P4<\/sub>O10<\/sub>(t) + 6Na2<\/sub>O(t) \u2192 4Na3<\/sub>PO4<\/sub>(t)<\/span><\/span><\/span><\/p>\n

Fosforhape\u00a0H3<\/sub>PO4<\/sub><\/h2>\n
Fosforhape reageerib aluste, aluseliste oksiidide ja metallidega.<\/h5>\n

Fosforhape on valge kristalne aine, mis lahustub vees h\u00e4sti. Ta on keskmise tugevusega hape ja dissotsieerub vesilahuses tavatingimustes vaid osaliselt, loovutades vaid \u00fche prootoni (H+<\/sup>).<\/span><\/span><\/span><\/p>\n

H3<\/sub>PO4<\/sub> <\/span><\/span><\/span>\u21c6 <\/span><\/span>H+<\/sup> + H2<\/sub>PO4<\/sub>\u2013<\/sup><\/span><\/span><\/span><\/p>\n

Teist ja kolmandat prootonit (H+<\/sup>) annab \u00e4ra raskesti.<\/span><\/span><\/span><\/p>\n

Fosforhape reageerib aluste, aluseliste oksiidide ja metallidega.<\/span><\/span><\/span><\/p>\n

H3<\/sub>PO4<\/sub>(l) + 3NaOH(l) \u2192 Na3<\/sub>PO4<\/sub> + 3H2<\/sub>O(v)<\/span><\/span><\/span>
2H3<\/sub>PO4<\/sub>(l) + 3Na2<\/sub>O(t) \u2192 2Na3<\/sub>PO4<\/sub>(l) + 3H2<\/sub>O(v) <\/span><\/span><\/span>
2H3<\/sub>PO4<\/sub>(l) + 3Na(t) \u2192 2Na3<\/sub>PO4<\/sub>(l) + 3H2<\/sub>(g)<\/span><\/span><\/span><\/p>\n

Reageerib ka m\u00f5nede sooladega.<\/span><\/span><\/span><\/p>\n

Na2<\/sub>CO3<\/sub>(t) + H3<\/sub>PO4<\/sub>(l) \u21c6<\/span><\/span> Na2<\/sub>HPO4<\/sub>(l) + CO2<\/sub>(g) +H2<\/sub>O(v)<\/p>\n

<\/p>

\n
\n

\n