Fósforo (elemento)

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.
Fósforo
SilicioFósforoXofre
N
  Monoclinic.svg
 
15
P
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
P
As
Táboa periódica dos elementos
Información xeral
Nome, símbolo, número Fósforo, P, 15
Serie química Non metal
Grupo, período, bloque 15, 3, p
Densidade 1823 kg/m3
Aparencia Incoloro /
vermello/
branco prateado
N° CAS
N° EINECS
Propiedades atómicas
Masa atómica 30,973761 u
Radio medio 100 pm
Radio atómico (calc) 98 pm
Radio covalente 106 pm
Radio de van der Waals 180 pm
Configuración electrónica [Ne]3s2 3p3
Electróns por nivel de enerxía
Estado(s) de oxidación ±3, 1, 5 (levemente ácido)
Óxido
Estrutura cristalina monoclínica
Propiedades físicas
Estado ordinario Sólido
Punto de fusión 317,3 K
Punto de ebulición 550 K
Punto de inflamabilidade {{{P_inflamabilidade}}} K
Entalpía de vaporización 12,129 kJ/mol
Entalpía de fusión 0,657 kJ/mol
Presión de vapor 20,8
Temperatura crítica  K
Presión crítica  Pa
Volume molar m3/mol
Velocidade do son m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividade (Pauling) 2,19
Calor específica J/(K·kg)
Condutividade eléctrica 1,0 × 10-9 S/m
Condutividade térmica 0,235 W/(K·m)
1.ª Enerxía de ionización 1011,8 kJ/mol
2.ª Enerxía de ionización 1907 kJ/mol
3.ª Enerxía de ionización 2914,1 kJ/mol
4.ª Enerxía de ionización 4963,6 kJ/mol
5.ª Enerxía de ionización 6273,9 kJ/mol
6.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización6}}} kJ/mol
7.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª enerxía de ionización {{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Enerxía de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos máis estables
iso AN Período MD Ed PD
MeV
31P 100% estable con 16 Neutróns
32P 14,28 días β- 32S
Nota: unidades segundo o SI e en CNPT, salvo indicación contraria.

O fósforo (P) é o elemento número 15 da táboa periódica; isto é, ten 15 protóns no seu núcleo, e, en estado neutro, outros tantos electróns. É un non metal multivalente pertencente ao grupo do nitróxeno, que se atopa na natureza combinado en fosfatos inorgánicos i en organismos vivos, pero nunca en estado nativo. É moi reactivo e oxídase espontáneamente en contacto có osíxeno atmosférico emitindo luz, dando nome ao fenómeno da fosforescencia.

Historia[editar | editar a fonte]

O fósforo —do latín phosphŏrus, e este do grego φωσφόρος, portador de luz— antigo nome do planeta Venus, foi descuberto polo alquimista alemán Hennig Brand en 1669 en Hamburgo, ao destilar unha mistura de ouriños e area mentres buscaba a pedra filosofal. Ao evapora-la urea obtivo un material branco que brillaba na escuridade e ardía coma unha chama brillante. Dende entón ás substancias que brillan na escuridade sen arder chámaselles fosforescentes. Brand mantivo o seu descubrimento en secreto pero outro alquimista alemán, Kunckel, redescubriuno en 1677.

Función biolóxica[editar | editar a fonte]

Os compostos de fósforo interveñen en funcións vitais para os seres vivos, polo que está considerado coma un elemento químico esencial. Forma parte das moléculas de ADN e ARN. As células emprégano para almacenar e transportar a enerxía mediante o adenosín trifosfato. Ademais a adición i eliminación de grupos fosfato ás proteínas, fosforilación e desfosforilación respectivamente, é o mecanismo principal para regula-la actividade de proteínas intracelulares, e dese modo o metabolismo das células eucariotas tales coma os espermatozoides.

Abundancia e obtención[editar | editar a fonte]

Debido á súa reactividade, o fósforo non se atopa nativo na natureza, pero forma parte de numerosos minerais. A apatita é unha importante fonte de fósforo, existindo importantes xacementos en Marrocos, Rusia i Estados Unidos entre otros países.

A forma alotrópica branca pódese obter por distintos procedementos; nun deles, o fosfato tricálcico obtido das rochas quéntase nun forno a 1450 °C en presenza de silicio e carbono, reducindo o fósforo que se libera en forma de vapor.

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Ligazóns externas[editar | editar a fonte]