Fósforo


Símbolo: P
Clasificación: Elementos nitrogenoides Grupo 15 No metal
Número Atómico: 15
Masa Atómica: 30,9738
Número de protones/electrones: 15
Número de neutrones (Isótopo 31-P): 16
Estructura electrónica: [Ne] 3s2 3p3
Electrones en los niveles de energía: 2, 8, 5
Números de oxidación: -2, -3, +1, +2, +3, +5
Electronegatividad: 2,19
Energía de ionización (kJ.mol-1): 1011
Afinidad electrónica (kJ.mol-1): 72
Radio atómico (pm): 110
Radio iónico (pm) (carga del ion): 212 (-3)

Entalpía de fusión (kJ.mol-1): 0,628
Entalpía de vaporización (kJ.mol-1): 12,98
Punto de Fusión (ºC): 44,15
Punto de Ebullición (ºC): 280,5
Densidad (kg/m3): 1820 (blanco), 2200 (rojo), 2690 (negro); (20 ºC)
Volumen atómico (cm3/mol): 17,02
Estructura cristalina: Cúbica
Color: Blanco
Propiedades comparadas



Isótopos: Un isótopo natural (31-P). Veintidós isótopos inestables cuyo período de semidesintegración oscila entre 20 milisegundos (26-P) y 25,34 días (33-P). La del 32-P es de 14,262 días y es el más utilizado en estudios de mecanismos y como marcador de ácidos nucleicos; es un emisor b.
Descubierto en: 1669
Descubierto por: H. Brand
Fuentes: Fosfatos: apatito, piromorfita.
Usos: Ácidos, fertilizantes, detergentes (fosfato trisódico), cerillas, vidrios para lámparas de sodio, aceros especiales, bronce al fósforo.
Curiosidades sobre el elemento: Hennig Brand lo descubrió en 1669 al calentar una muestra de orina evaporada. Su nombre se corresponde con el antiguo del planeta Venus cuando aparecía antes de la salida del sol.
No se encuentra en estado elemental, siempre está combinado y fundamentalmente en forma de fosfatos: apatito [Ca5(PO4)3F o Ca5(PO4)3Cl], fosforita [3Ca3(PO4)2.Ca(OH,F,Cl)2], vivianita [Fe3(PO4)2.8H2O], piromorfita [Pb5(PO4)3Cl], turquesa [CuAl6(PO4)4(OH)8.5H2O], monacita [CePO4], xenotima [YPO4], .....Constituye el 0,105% en peso de la corteza.
En los seres vivos se encuentra en microorganismos marinos, huesos y dientes de vertebrados en forma de fosfato de calcio. El guano de las aves marinas y algunos minerales ferrosos lo contienen.
Hay varios métodos, pero se obtiene principalmente por métodos electroquímicos en atmósfera seca a partir de mineral (fosfato) molido mezclado con coque y arena y calentado a 1400ºC en un horno eléctrico o de fuel. Los gases de salida se filtran y enfrían hasta unos 50ºC con lo que condensa el fósforo blanco que se recoge bajo agua o ácido fosfórico. Calentando suavemente se transforma en fósforo rojo.
Hay por lo menos 6 clases de fósforo (alótropos); los más importantes son: blanco (o amarillo), rojo, negro y violeta. Las diferencias entre las modificaciones son más claras que las que existen entre los metales alcalinos.
El fósforo ordinario es un sólido blanco céreo; cuando es puro es incoloro y transparente. En corte reciente parece amarillento. En todos los estados de agregación, la unidad estructural es P4. Tiene a su vez dos modificaciones: a-P4 (cúbica) y b-P4 (romboédrica) con una temperatura de cambio a -3,8ºC. Es insoluble en agua y soluble en disulfuro de carbono. Arde espontáneamente en el aire con llama blanco-amarillenta, produciendo vapores blancos de pentaóxido de difósforo (P2O5). El fósforo blanco debe guardarse en agua, ya que en el aire es un reactivo muy peligroso, debe manejarse con pinzas, puesto que en contacto con la piel produce quemaduras (se emplea en la fabricación las bombas de fósforo).
El fósforo blanco es un aislante. Brilla en la oscuridad al aire debido a la transformación del P2O3 de su superficie en P2O5, más estable.
El fósforo rojo presenta una estructura cúbica, el negro ortorrómbica, y el violeta monoclínoca.
En estado líquido (PF: 44,1 ºC) humea al aire con desprendimiento de calor y formación del P2O5. Se disuelve en disulfuro de carbono (CS2) y tricloruro de fósforo (PCl3) y es insoluble en agua. Es extraordinariamente reactivo y un reductor muy fuerte: sus reacciones con el azufre y los halógenos son muy violentas. Por encima de 700ºC aparece la forma P2.
Es muy venenoso: 50 mg son una dosis letal y la ingestión crónica de pequeñas cantidades produce necrosis ósea.
Cuando el fósforo blanco se expone a la luz solar o se calienta a 250ºC se conv¡erte en la variedad amorfa roja, que no es fosforescente en el aire. No es tan peligrosa ya que es insoluble y no arde espontáneamente, sólo lo hace por encima de 260ºC, pero debe manejarse con cuidado ya que se convierte en blanco y emite humos de los óxidos de fósforo (que son muy tóxicos) cuando se le calienta. Es bastante menos reactivo salvo que se encuentre frente a oxidantes fuertes, como clorato de potasio (KClO3), ya que forma mezclas explosivas: se usa (junto con P4S3) en la fabricación de fósforos de seguridad (mezclado con KClO3 u otros oxidantes enérgicos, explota al menor suministro de energía, como, por ejemplo, por fricción), pirotecnia, pesticidas, bombas incendiarias, bombas de humo, balas trazadoras, etc.
El fósforo violeta (color rojo-violeta) no es una forma importante. Tiene una estructura en capas. No es venenoso.
El fósforo negro es la forma más estable termodinámicamente a temperatura ambiente; sin embargo, las velocidades de transformación de las otras formas en negra son muy lentas. Tiene un color gris oscuro con brillo metálico. Es escamoso como el grafito y, como éste, conduce la corriente y el calor. Presenta una estructura en capas alabeadas formadas por anillos hexagonales fundidos. Se obtiene a partir de la variedad blanca a muy altas presiones y a partir de la roja a presión normal y con catalizadores y siembra de cristales.
El fósforo (sobre todo blanco y rojo) se emplea principalmente en la fabricación de ácido fosfórico y de fosfatos y polifosfatos (detergentes).
También en la producción de aceros, bronce al fósforo (92,5% Cu, 7% Sn y 0,5% P) y otros productos: dopado de semiconductores.
Entre sus compuestos:
El hidruro de fósforo o fosfina (PH3) es un gas incoloro enormemente venenoso y se emplea en el dopado de semiconductores y en la fumigación de cereales.
El pentaóxido de fósforo presenta estructura dímera en estado sólido y líquido. Hay al menos cuatro modificaciones sólidas y dos líquidas. Es higroscópico y al aire se convierte en ácido fosfórico. Se utiliza como agente desecante.
Entre los sulfuros de fósforo, tienen interés el P4S3, que constituye la masa incendiaria de las cerillas, y el P4S10, que se emplea en la obtención de lubricantes, como insecticida y agente de azufrado de combinaciones orgánicas.
El ácido ortofosfórico o fosfórico es un ácido de fuerza media. Se emplea en la fabricación de superfosfatos (fertilizantes), medicamentos y como acidificante.
Los fosfatos naturales son muy insolubles en agua; para aumentar su solubilidad se tratan con ácido sulfúrico: El fosfato de calcio (apatito y fosforita) tratado con ácido sulfúrico origina superfosfato (dihidrógenofosfato de calcio y yeso). Tratado con ácido fosfórico origina superfosfato doble (hidrógeno y dihidrógenofosfato de calcio). El empleo de estos superfosfatos, con un contenido de P2O5 del orden de 70-75%, ha adquirido gran importancia en la producción agrícola. Esto ha aumentado la demanda y la producción de fosfatos.
Los fosfatos se usan en la producción de vidrios especiales, como los que se usan en las lámparas de sodio.
La ceniza de huesos, compuesta por fosfato de calcio, se ha usado para fabricar porcelana y producir fosfato monocálcico, que se utiliza en polvos de levadura panadera.
El fosfato de trisódico es un agente de limpieza, para ablandar agua y para impedir la formación de costras en calderas y corrosión de tuberías y tubos de calderas.
El fósforo es componente esencial de los huesos y dientes; también del protoplasma celular y del tejido nervioso. Los enlaces fosfodiéster sirven para almacenar energía para los procesos celulares. El hombre necesita un aporte de 1 g diario en forma de combinaciones fosforadas.
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©Antonio Jiménez