Fósforo

O fósforo (grego φωσφόρος ^*, portador de luz) é um elemento químico de símbolo P, número atômico 15 (15 prótons e 15 elétrons) e massa atómica igual a 31 u. É um sólido na temperatura ambiente, tendo sido descoberto em 1669 por Henning Brand.

É um não-metal multivalente pertencente à série química do nitrogênio (grupo 15 ou 5 A) que se encontra na natureza combinado, formando fosfatos inorgânicos, inclusive nos seres vivos. Não é encontrado no estado nativo porque é muito reativo, oxidando-se espontaneamente em contato com o oxigênio do ar atmosférico, emitindo luz (fenômeno da fosforescência).

Tabela Periódica

Silício - Fósforo - Enxofre
N P As
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Geral Nome, símbolo, número Fósforo, P, 15 Classe , série química Não-metal , representativo (família do nitrogênio) Grupo, período, bloco 15 (VA), 3, p Densidade, dureza 1823 kg/m³ (273K), (ND) Cor e aparência Incolor / vermelho / branco
P,15.jpg Propriedades atômicas Massa atómica 30,973761 u Raio atómico calculado 100 (98) picômetro Raio covalente 106 pm Raio de van der Waals 180 pm Configuração electrónica href="http://articles.gourt.com/pt/Neônio">Ne3s²3p³ Elétrons por nível de energia 2, 8, 5 Estado de oxidação (óxido) ± 3, 5, 4 (levemente ácido) Estrutura cristalina monoclínica Propriedades físicas Estado da matéria sólido Ponto de fusão 317,3 K Ponto de ebulição 550 K Volume molar 17,02×10^-6 m³/mol Entalpia de vaporização 12,129 kJ/mol Entalpia de fusão 0,657 kJ/mol Pressão de vapor 20,8 Pa (294 K) Velocidade do som não disponível Considerações gerais Eletronegatividade 2,19 (escala de Pauling) Calor específico 769 J/kg*K Condutividade elétrica 1,0×10^-9omh^-1 m^-1 Condutividade térmica 0,235 W/m*K 1ª Potencial de ionização 1011,8 kJ/mol 2ª potencial de ionização 1907 kJ/mol 3ª potencial de ionização 2914,1 kJ/mol 4ª potencial de ionização 4963,6 kJ/mol 5ª potencial de ionização 6273,9 kJ/mol Isótopos mais estáveis

iso	AN	meia-vida	MD	ED (M elétron-volt	PD
³¹P	100%	estável com 16 neutrons

Unidades SI e CNTP, exceto onde indicado o contrário

Características principais

O fósforo comum é um sólido ceroso de coloração branca apresentando um odor característico desagradável, porém incolor quando puro. Este não-metal é insolúvel em água e oxida-se espontaneamente em presença do ar, formando pentóxido de fósforo. Por isso, é armazenado submerso em água.

Existem várias formas alotrópicas do fósforo, sendo as mais comuns o fósforo branco e o fósforo vermelho, ambos formando estruturas tetraédricas de quatro átomos. O fósforo branco, extremamente tóxico e inflamável, é encontrado sob duas formas, alfa e beta , com uma temperatura de transição de - 3,8°C. Exposto a luz solar ou ao calor (300ºC) se transforma em fósforo vermelho com despreendimento de calor. Este é mais estável, menos volátil e tóxico que o branco e, é usado para a fabricação de palitos de fósforo. O fósforo negro, um terceiro alótropo, apresenta uma estrutura similar ao grafite conduzindo a eletricidade, não inflama e é o mais denso dos três estados.

Aplicações

O ácido fosfórico concentrado, que pode conter entre 70 e 75% de pentóxido (P₂O₅) é importante para a agricultura, já que forma os fosfatos empregados para a produção de fertilizantes.
Os fosfatos são usados para a fabricação de cristais especiais para lâmpadas de sódio e no revestimento interno de lâmpadas fluorescentes.
O fosfato monocálcio é utilizado como pó de confeite para bolos e outros produtos, em confeitarias.
É importante para a produção de aço e bronze.
O fosfato trisódico é empregado como agente de limpeza para amolecer a água e prevenir a corrosão da tubulação.
O fósforo branco tem aplicações militares em bombas incendiárias e bombas de efeito moral.
Também é usado em fósforos de segurança, pirotecnia, pastas de dente, detergentes, pesticidas e outros produtos.

Ação biológica

Os compostos de fósforo intervêm em funções vitais para os seres vivos, sendo considerado um elemento químico essencial. O fósforo tem relevante papel na formação molecular do ADN e do ARN, bem como do ATP, adenosina tri-fosfato. As células utilizam-no para armazenar e tranportar a energia na forma de fosfato de adenosina. Além disso, funciona como íons tampões, impedindo a acidificação ou alacalinização do protoplasma.

História

O fósforo — do latim phosphŏrus, e este do grego φωσφόρος, portador de luz — antigo nome do planeta Vênus, foi descobeto pelo alquimista alemão Hennig Brand em 1669, na cidade de Hamburgo, ao destilar uma mistura de urina e areia na procura da pedra filosofal. Ao evaporar a uréia obteve um material branco que brilhava no escuro e ardia com uma chama brilhante. Desde então, as substâncias que brilham na obscuridade, sem chama, passaram a ser chamadas de fosforescentes. Brand, a primeira pessoa conhecida a descobrir o elemento químico, manteve o fato em segredo; entretanto, um outro alquimista, o alemão Kunckel, redescobriu-o em 1677 e ensinou a Robert Boyle a forma de obtê-lo.

Abundância e obtenção

Devido a sua reatividade, o fósforo não é encontrado nativo na natureza, porém forma parte de numerosos minerais. A apatita é uma importante fonte de fósforo, existindo jazidas relevantes deste mineral em Marrocos, Rússia, EUA e em outros países.

A forma alotrópica branca pode ser obtida de várias maneiras. Uma delas é a obtenção do fosfato tricálcico a partir das rochas. Aquecido em um forno a 1450°C em presença de silica e carbono, o fosfato é reduzido a fósforo, que se libera na forma de vapor.

2Ca₃(PO₄)₂ + 6 SiO₂ +10 C → 6CaSiO₃ + 10 CO + P₄ - 3084 kJ

O fósforo branco obtido na forma de vapor é então condensado em água, evitando-se a presença de ar para que não inflame.

Precauções

O fósforo branco é extremamente venenoso - uma dose de 50 mg pode ser fatal - e muito inflamável, por isso, deve ser armazenado submerso em água. Em contato com a pele provoca queimaduras. A exposição contínua ao fósforo provoca a necrose da mandíbula.

O fósforo vermelho se inflama espontaneamente em presença de ar e não é tóxico, porém deve-se manuseá-lo com cuidado, já que pode transformar-se em fósforo branco e produzir emissões de vapores tóxicos se aquecido.

Referências

Enciclopedia Libre
Los Alamos National Laboratory - fósforo
WebElements.com - fósforo
EnvironmentalChemistry.com - fósforo
http://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3sforo_%28elemento%29

Elementos químicos