Fosfor biały

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania
Tetraedryczna cząsteczka fosforu białego
Stary pancernik USS "Alabama" jako cel podczas prób zapalających bomb fosforowych (1921)

Fosfor biały (fosfor żółty) - najaktywniejsza odmiana alotropowa fosforu. Biała, lepka, woskowata substancja o temperaturze topnienia 44 °C i wrzenia 280 °C; gęstość 1,8 g/cm3. Tworzy dwie formy krystaliczne, α (układ regularny), stabilna w warunkach normalnych oraz β (układ heksagonalny), stabilna poniżej -80 °C[1].

Otrzymuje się go przez kondensację jego par powstających podczas prażenia bez dostępu powietrza fosforanu wapnia z koksem i piaskiem. Jego cząsteczka składa się z czterech atomów ułożonych w czworościan foremny (tetraedr).

Fosfor biały przechowuje się pod wodą. Na powietrzu szybko się utlenia, z widoczną w ciemności zielonkawą poświatą (stąd termin fosforescencja), łatwo ulega samozapłonowi (w formie litej w temp. 25–60 °C[2][3], rozdrobniony natychmiast)[2][3][4]. Palący się biały fosfor rozgrzewa się do 1 300 °C i wydziela dużą ilość żrącego dymu (pięciotlenek fosforu). Jest trudny do ugaszenia (nie należy gasić go wodą).

Fosfor biały jest silnie trujący. Dawka śmiertelna dla dorosłego człowieka wynosi ok. 0,1 g.

Stosowany jest jako substancja aktywna w broni zapalającej.

Przypisy

  1. M.T. Averbuch-Pouchot, A. Durif: Topics in Phosphate Chemistry. World Scientific, 1996, s. 3. ISBN 9810226349.
  2. 2,0 2,1 Stanisław Tołłoczko, Wiktor Kemula: Chemia nieorganiczna z zasadami chemii ogólnej. Warszawa: PWN, 1954, s. 319.
  3. 3,0 3,1 Adam Bielański: Chemia ogólna i nieorganiczna. Warszawa: PWN, 1981, s. 403. ISBN 83-01-02626-X.
  4. Włodzimierz Trzebiatowski: Chemia nieorganiczna. Wyd. VIII. Warszawa: PWN, 1978, s. 261.