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Fósforo (sustancia)

(Redirigido desde «Fósforo»)
Este artículo trata sobre Elemento químico no metálico, el segundo del grupo V,. Para otros usos de este término, véase Fósforo (desambiguación).


Fósforo
Información sobre la plantilla
Fosforo.jpg
Información general
Nombre,símbolo,número:Fósforo, P, 15
Serie química:No metales
Grupo,período,bloque:VA, 3, p
Densidad:1823 kg/m3
Apariencia:Incoloro, rojo o blanco plateado
Propiedades atómicas
Radio medio:100 pm
Radio atómico(calc):98 pm
Radio covalente:106 pm
Radio de van der Walls:180 pm
Configuración electrónica:[Ne]3s2 3p3
Electrones por nivel de energía:2, 8, 5
Estado(s) de oxidación:±3, 1, 5
Estructura cristalina:Monoclínica
Propiedades físicas
Estado ordinario:Sólido
Punto de fusión:317,3 K
Punto de ebullición:550 K
Entalpía de vaporización:12,129 kJ/mol
Entalpía de fusión:0,657 kJ/mol
Presión de vapor:20,8 Pa a 294 K

Fósforo. El segundo elemento del grupo V, es mucho más abundante que el nitrógeno. Se encuentra en unos 200 minerales distintos, muchas veces en forma de fosfatos simples o mixtos.

Historia

El fósforo fue descubierto en 1669 por el alquimista Hennig Brand de Hamburgo, el primer hombre conocido que descubre un elemento. Buscando la piedra filosofal Brand destiló una mezcla de arena y orina evaporada, y obtuvo un cuerpo que tenía la propiedad de lucir en la oscuridad. Se le llamó «fósforo de Brand», para distinguirlo de otros materiales luminosos denominados también fósforo.

Durante un siglo se vino obteniendo esta substancia exclusivamente de la orina, hasta que en 1771 Scheele la produjo de huesos calcinados. Más tarde, la palabra «fósforo» se reservó para designar esta substancia, cuando Lavoisier demostró que era un elemento e investigó algunos de los productos formados al quemarlo en el aire.

Boyle, por su parte parece que también descubrió el fósforo y comunicó el hallazgo a un industrial alemán, G. Hatkwits, el cual industrializó su obtención en Londres.

Estado natural

El fósforo se encuentra fundamentalemente en el mineral apatito, Ca3(PO4)2, que forma parte de las rocas fosfatadas. Como los compuestos del nitrógeno, los de fósforo son constituyentes esenciales de la materia viva; por ejemplo, los huesos contienen alrededor del 60 % de fosfato de calcio. Otra fuente de fósforo es de origen animal, producido por excrementos de aves en las costas chilenas y peruanas.
El fósforo, en forma de fosfatos disueltos en el agua de los mares, es de gran importancia para la vida de los seres que viven en ellos. Se calcula en una concentración media de 0,00007 g/litro. En la superficie es menor, y con la profundidad aumenta gradualmente, hasta estabilizarse. El océano Atlántico ofrece porcentajes más bajos.
Tambien se encuentra en la mayoría de los alimentos, por ejemplo:

  • Frutos secos: girasol, sésamo, pistacho, almendras.
  • Legumbres: soja, alubias, garbanzos y lentejas.
  • Cereales: trigo, copos de avena, arroz integral, levadura, salvado de trigo.

Formas alotrópicas

Existen distintas formas de fósforo sólido, pero solo tienen importancia las formas blanca y roja. El fósforo blanco consta de moléculas tetrédricas discretas, P4

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La estructura del fósforo rojo no está bien determinada, pero hay testimonios de que se trata de un polímero formado por cadenas de tetraedros P4 ligados.
Cadena-fosforo.jpg

A la temperatura ordinaria, la modificación estable es la roja, pues por su estructura de elevada polimerización es menos volátil, menos activa y menos soluble ( sobre todo, en los disolventes no polares) que la blanca. Esta última forma debe manejarse con cuidado, porque se inflama espontáneamente en el aire y es muy tóxica.

Obtención

El fósforo elemental se obtiene reduciendo el fosfato de calcio con coque en presencia de arena. La ecuación representativa del proceso es:
Ca3(PO4)2(s) + 3SiO2(s) + 5C(s) = 3CaSiO3 + 5CO(g) + P2(g)
La reacción se realiza a temperatura elevada, por lo cual el fósforo se desprende en estado de gas, que se solidifica haciéndolo pasar a través de agua. Esta condensación no solo sirve para separar el fósforo del monóxido de carbono, sino también para impedir que el aire lo vuelva a oxidar.

Compuestos

A la temperatura ambiente, el fósforo rojo no es particularmente activo, pero a temperaturas mayores reacciona con muchos otros elementos formando gran variedad de compuestos, calentado con el calcio da lugar a al fosfuro cálcico (Ca3P2); con cloro origina el tricloruro de fósforo, líquido (PCl3), o el pentacloruro, sólido (PCl5), según la cantidad presente del halógeno. También se combina fácilmente con el oxígeno para formar óxidos, de los que son más importantes el trióxido de fósforo (P2O3) y el pentóxido de fósforo (P2O3).
Además forma hidruros con el hidrógeno  es importante el hidruro de fósforo o fosfina PH3, que es comparable al amoníaco (NH3), el hidruro de nitrógeno.

Aplicaciones

Los compuestos comerciales más importantes de fósforo son el ácido fosfórico y sus sales, llamadas fosfatos. La mayoría de los compuestos fosforados se usan como fertilizantes.
Los compuestos fosforados se usan también para aclarar las soluciones de azúcar de remolacha y en aleaciones especiales como bronces al fósforo.
El fósforo blanco se usa en la elaboración de veneno para las ratas, insecticidas y en la industria pirotécnica y el fósforo rojo se usa para fabricar cerillas.
En los fósforos ordinarios la cabeza se compone de una mezcla combustible de azufre y clorato de potasio bañada en sulfuro de fósforo que se inflama por el calor producido en la fricción y produce a su vez la inflamación de la mezcla combustible.

Enlaces externos

Fuentes

  • Bouant, E. Nuevo Diccionario de Química. Ed. Espasa y Cía. Editores, Barcelona (1888).
  • Babor, J. A. y Ibarz A., J. Química General Moderna. Ed. Marín, S. A, Barcelona (1983).
  • Sharp, D.W.A. (1989). Diccionario de Química Miall. Ed. Alhambra, Madrid (1989).
  • Asimov, I. La búsqueda de los elementos. Ed. RBA editores, Barcelona (1993).
  • Priesner, Cl. Y Figala K. (eds.). Alquimia. Enciclopedia de una ciencia hermética. Ed. Herder, Barcelona (2001).
  • Agell y Agell, J. Tratado de Análisis Químico. Ed. Imprenta de José Ortega, Barcelona (1910).
  • Sabalitschka, T. Análisis Químico-toxicológico. Ed. José Montesó, Barcelona (1926).
  • Gómez P., J. R. Manual de análisis química. Ed. Moya y Plaza, Madrid (1870).
  • Novellón, V. Origen de cosas cotidianas en la cocina. http://www.fut.es/~vne/cosas_cotidianas_index.htm
  • Real Academia Española. Diccionario de la lengua española. Ed. Espasa, Madrid (2001)