Отвори го главното мени

Фосфорхемиски елемент и цврста материја слична на восок со бледожолта или жолта боја. Тој се вика бел фосфор. Ако го загрееме до 250 °C ќе добиеме црвен фосфор. Кога се наоѓа под дејство на влажен воздух фосфорот полека се соединува со кислородот што го зема од воздухот. Има особина да свети во темнина, да испушта отровна пареа што мириса на лук и лесно се пали.

Фосфор  (15P)
PhosphComby.jpg
Восочно бел (со жолт пресек), црвен (гранули централно лево, парче централно десно), и виолетов фосфор
Општи својства
Име и симболфосфор (P)
Изгледбезбоен, восочно бел, жолт, scarlet, црвен, виолетов, црн
Фосфорот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технициум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рентгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Нихониум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Московиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Тенесин (непознати хемиски својства)
Оганесон (непознати хемиски својства)
N

P

As
силициумфосфорсулфур
Атомски број15
Стандардна атомска тежина (±) (Ar)30,973761998(5)[1]
Категорија  повеќеатомски неметал, понекогаш се смета и за металоид
Група и блокгрупа 15 (азотна), p-блок
ПериодаIII периода
Електронска конфигурација[Ne] 3s2 3p3
по обвивка
2, 8, 5
Физички својства
Фазацврста
Густина близу с.т.бел: 1,823 g·cm−3
црвен: ≈ 2,2–2,34 g·cm−3
виолетов: 2,36 g·cm−3
црн: 2,69 г/см3
Топлина на топењеwhite: 0,66 kJ/mol
Топлина на испарувањеwhite: 51,9 kJ/mol
Моларен топлински капацитетwhite: 23,824 J/(mol·K)
парен притисок (бел)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 279 307 342 388 453 549
Парен притисок (црвен 431 °C)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 455 489 529 576 635 704
Атомски својства
Оксидациони степени5, 4, 3, 2,[2] 1,[3] −1, −2, −3 ​(средно киселински оксид)
ЕлектронегативностПолингова скала: 2,19
Енергии на јонизацијаI: 1.011,8 kJ/mol
II: 1.907 kJ/mol
II: 2.914,1 kJ/mol
(повеќе)
Ковалентен полупречник107±3 пм
Ван дер Валсов полупречник180 пм
Color lines in a spectral range
Спектрални линии на фосфор
Разни податоци
Кристална структурателоцентрична коцкеста (тцк)
Кристалната структура на фосфорот
Топлинска спроводливостбел: 0,236 W/(m·K)
црн: 12,1 W/(m·K)
Магнетно подредувањебел, црвен, виолетов, црн: дијамагнетно[4]
Модул на збивливостбел: 5 GPa
црвен: 11 GPa
CAS-бројбел: 12185-10-3
црвен: 7723-14-0
Историја
ОткриенХениг Бранд (1669)
Препознаен ако елемент одАнтоан Лавоазје[5] (1777)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на фосфорот
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП
31P 100% 31P е стабилен со 16 неутрони
32P веш 14,28 d β 1,709 32S
33P веш 25,3 d β 0,249 33S
| наводи | Википодатоци

Во природата чистиот фосфор никогаш не се наоѓа во слободна состојба, туку во соединенија со други елементи, посебно со калциум. Го наоѓаме во карпите и минералите како фосфати (соедниненија на фосфор и калциум) и во животинските коски. Во времето кога е откриен фосфорот можел да се произведува само во мали количества и со големи тешкотии и тоа од животинските и растителните отпадоци. Тоа било во 1669 година. Околу стотина години подоцна, човекот почнал да го издвојува фосфорот од животинските клетки. Една од првите примени била правење глави на ќибритчињата, но се покажало дека е отровен. Затоа луѓето место него, почнале да употребуваат соединенија на фосфор што не се отровни.

Некаде пред средината на 19 век, научниците константирале дека фосфорот е еден од дваесете елемени што се потребни за растење на растенијата и животните. Подоцна утврдиле дека житото, кога зрее, го зема неопходниот фосфор од земјата, па поради тоа морале да го надополнуваат во земјата, за да успее новата реколта. Така фосфорот почнал да се произведува и за растителна храна.

Денес речиси сиот форсфор се добива од фосфатни карпи. Деловите на таква карпа се загреваат на висока температура во електрични печки и во тој случај се ослободува фосфорниот гас. Со дестилација гасот преминува во течна состојба и конечно во цврст фосфор што се чува под вода за да не се запали.

Чистиот фосфор се користи мошне малку или никако. Соедниненијата на фосфорот и другите состојки имаат широка употреба во трговијата првенствено како фертилизатори, односно вештачко ѓубре. Се употребуваат и во производството на ќибрити и во медицината.

Содржина

КарактеристикиУреди

АлотропиУреди

 
Белиот фосфор изложен на воздух свети во мракот
Податотека:RedPhosphorus.jpg
Кристална структура на црвен фосфор
 
Кристална структура на црн фосфор

Фосфорот има неколку алотропи кои имаат извонредно различни својства. [6] Двата најчести алотропи се бел фосфор и црвен фосфор . [7]

Гледано од примената и хемиската литература, најважната форма на елементарен фосфор е белиот фосфор , честопати скратен како WP . Тоа е мека, восочна цврста супстанца која се состои од тетраедарски P4 молекули, во кои секој атом е поврзан со другите три атоми со единечна врска. Овој P4 тетраедар е исто така присутен во течен и гасен фосфор до температура од 800 °C (1,470 °F) кога почнува да се распаѓа на P2 молекули. [8] Белиот фосфор постои во две кристални форми: α (алфа) и β (бета). На собна температура, α-формата е стабилна, што придонесува таа да биде почеста и својствено е да има кубична кристална структура и на 195.2 K (−78.0 °C), се претвора во β-форма, која има хексагонална кристална структура. Овие форми се разликуваат во однос на релативните ориентации на конститутивиот P 4 тетраедар. [9] [10]

Белиот фосфор е најмалку стабилен, најреактивен, најстариот нестабилен , најмалку густ и најтоксичен од алотропите. Белиот фосфор постепено се менува во црвен фосфор. Оваа трансформација се забрзува со светлина и топлина, а примероците од бел фосфор речиси секогаш содржат црвен фосфор и соодветно се обоени со жолта боја. Поради оваа причина, белиот фосфор кој е отстоен или на друг начин исполнет со примеси (на пример, со воен квалитет, а не лабораториски квалитет), исто така, се нарекува жолт фосфор . Кога е изложен на кислород, белиот фосфор сјае во мракот со многу слаба нијанса од зелено-сина боја. Тој е многу запалив и пирофорен (само запалив) при контакт со воздух. Поради својата пирофоричност, белиот фосфор се користи како додаток во напалмот . Мирисот на согорувањето на овој облик има карактеристичен мирис на лук, а примероците најчесто се обложени со бел " фосфорен пентоксид ", кој се состои од P4O10 тетраедар каде кислородот е вметнат помеѓу атомите на фосфорот и во неговите темиња. Белиот фосфор е нерастворлив во вода, но растворлив во јаглерод дисулфид. [11]

Термолизата на P4 на 1100   келвини дава дифосфор , Р2. Овој вид не е стабилен во цврста или течена состојба. Димеричната единица содржи тројна врска и е аналогна на N2 . Исто така, може да се создаде како преминувачка меѓусредина во раствор со термолиза на органофосфатни првородни реагенси. [12] На уште повисоки температури, P2 се дисоцира во атомски Р [11]

Црвениот фосфор има полимерна структура. Ова се забележува како дериват на P4 каде што една PP врска се прекинува, и една дополнителна врска се создава со соседните тетраедри што резултира да се добие структура налик на синџир. Црвениот фосфор може да се формира со загревање на бел фосфор на 250 °C (482 °F) или со изложување на бел фосфор на сончева светлина. [13] Фосфорот по овој третман е аморфен . По понатамошно загревање, овој материјал кристализира. Во оваа смисла, црвениот фосфор не е алотроп, туку преодна фаза помеѓу белиот и виолетовиот фосфор, а повеќето од неговите својства имаат низа вредности. На пример, свежо подготвен, светло-црвениот фосфор е високо реактивен и се пали на околу 300 °C (572 °F), [14] иако е постабилен од белиот фосфор, кој се запалува на околу 30 °C (86 °F). [15] По понатамошно загревање или подолгорочно складирање, бојата се затемнува (Видете ги сликите во инфокутијата); добиениот производ е постабилен и не може спонтано да се запали во воздухот. [16]

Виолетовиот фосфор е облик на фосфор, кој може да се добие со еднодневно изложување на црвениот фосфор на температура над 550 ° C. Во 1865 година, Хиторф открил дека кога фосфорот е рекристализиран од стопено олово , се добива црвено / виолетов облик. Затоа, оваа форма понекогаш е позната како "фосфор на Хиторф" (или виолетов или α-метален фосфор). [17]

Црниот фосфор е најмалку реактивен алотроп и термодинамичкиот стабилен облик на температура под 550 °C (1,022 °F) . Тој е исто така познат како β-метален фосфор и има структура која е слична на графитот. [18] [19] Се добива со греење на бел фосфор под висок притисок ( на околу 12,000 стандардна атмосфераs (1.2 GPa) ). Исто така, може да се добие и во амбиентални услови користејќи метални соли, на пример, жива, како катализатор. [20] По изгледот, својствата и структурата, тој личи на графит ,црн е по боја и лесно ронлив, спроводник на електрична енергија, и има слоесто поврзани атоми налик на лист. [21]

Друг облик на црвениот фосфор, се добива преку растварање на бел фосфор во јаглерод дисулфид да испари со сончева светлина. [17]

Својства на некои алотропи на фосфор [6] [17]
Облик бела (α) бела (β) виолетова црна
Симетрија Коцкесто центрирана Триклиничка Моноклиничка Орторомбична
Пирсонов симбол aP24 mP84 oS8
Просторна група I 4 P 1 бр.2 P2 / c бр.13 Cmca бр.64
Густина (g/cm3) 1,828 1,88 2,36 2,69
Празнина (eV) 2,1 1.5 0.34
Индекс на прекршување 1.8244 2.6 2.4

КарактеристикиУреди

АлотропиУреди

 
Белиот фосфор изложен на воздух свети во мракот
Податотека:RedPhosphorus.jpg
Кристална структура на црвен фосфор
 
Кристална структура на црн фосфор

Гледано од примената и хемиската литература, најважната форма на елементарен фосфор е белиот фосфор , честопати скратен како WP. Тоа е мека, восочна цврста супстанца која се состои од тетраедарски P4 молекули, во кои секој атом е поврзан со другите три атоми со единечна врска. Овој P4 тетраедар е исто така присутен во течен и гасен фосфор до температура од 800° кога почнува да се распаѓа на P2 молекули. [22] Белиот фосфор постои во две кристални форми: α (алфа) и β (бета). На собна температура, α-формата е стабилна, што придонесува таа да биде почеста и својствено е да има кубична кристална структура и на 195.2 K (−78.0 °C), се претвора во β-форма, која има хексагонална кристална структура. Овие форми се разликуваат во однос на релативните ориентации на конститутивиот P 4 тетраедар. [23] [24]

Белиот фосфор е најмалку стабилен, најреактивен, наjволатилен, најмалку густ и најтоксичен од алотропите. Белиот фосфор постепено се менува во црвен фосфор. Оваа трансформација се забрзува со светлина и топлина, а примероците од бел фосфор речиси секогаш содржат црвен фосфор и соодветно се обоени со жолта боја. Поради оваа причина, белиот фосфор кој е отстоен или на друг начин исполнет со примеси (на пример, со воен квалитет, а не лабораториски квалитет), исто така, се нарекува жолт фосфор . Кога е изложен на кислород, белиот фосфор сјае во мракот со многу слаба нијанса од зелено-сина боја. Тој е многу запалив и пирофорен (само запалив) при контакт со воздух. Поради својата пирофоричност, белиот фосфор се користи како додаток во напалмот . Мирисот на согорувањето на овој облик има карактеристичен мирис на лук, а примероците најчесто се обложени со бел " фосфорен пентоксид ", кој се состои од P4O10 тетраедар каде кислородот е вметнат помеѓу атомите на фосфорот и во неговите темиња. Белиот фосфор е нерастворлив во вода, но растворлив во јаглерод дисулфид. [11]

Термолизата на P4 на 1100  келвини дава дифосфор , Р2. Овој вид не е стабилен во цврста или течена состојба. Димеричната единица содржи тројна врска и е аналогна на N2 . Исто така, може да се создаде како преминувачка меѓусредина во раствор со термолиза на органофосфатни првородни реагенси. [25] На уште повисоки температури, P2 се дисоцира во атомски Р [11]

Црвениот фосфор има полимерна структура. Ова се забележува како дериват на P4 каде што една PP врска се прекинува, и една дополнителна врска се создава со соседните тетраедри што резултира да се добие структура налик на синџир. Црвениот фосфор може да се формира со загревање на бел фосфор на 250 °C (482 °F) или со изложување на бел фосфор на сончева светлина. [13] Фосфорот по овој третман е аморфен . По понатамошно загревање, овој материјал кристализира. Во оваа смисла, црвениот фосфор не е алотроп, туку преодна фаза помеѓу белиот и виолетовиот фосфор, а повеќето од неговите својства имаат низа вредности. На пример, свежо подготвен, светло-црвениот фосфор е високо реактивен и се пали на околу 300 °C (572 °F), [14] иако е постабилен од белиот фосфор, кој се запалува на околу 30 °C (86 °F). [15] По понатамошно загревање или подолгорочно складирање, бојата се затемнува (Видете ги сликите во инфокутијата); добиениот производ е постабилен и не може спонтано да се запали во воздухот. [16]

Виолетовиот фосфор е облик на фосфор, кој може да се добие со еднодневно изложување на црвениот фосфор на температура над 550 ° C. Во 1865 година, Хиторф открил дека кога фосфорот е рекристализиран од стопено олово , се добива црвено / виолетов облик. Затоа, оваа форма понекогаш е позната како "фосфор на Хиторф" (или виолетов или α-метален фосфор). [17]

Црниот фосфор е најмалку реактивен алотроп и термодинамичкиот стабилен облик на температура под 550 °C (1,022 °F) . Тој е исто така познат како β-метален фосфор и има структура која е слична на графитот. [18] [26] Се добива со греење на бел фосфор под висок притисок ( на околу 12,000 стандардна атмосфераs (1.2 GPa) ). Исто така, може да се добие и во амбиентални услови користејќи метални соли, на пример, жива, како катализатор. [27] По изгледот, својствата и структурата, тој личи на графит ,црн е по боја и лесно ронлив, спроводник на електрична енергија, и има слоесто поврзани атоми налик на лист. [28]

Друг облик на црвениот фосфор, се добива преку растварање на бел фосфор во јаглерод дисулфид да испари со сончева светлина. [17]

Својства на некои алотропи на фосфор [6] [17]
Форма бела (α) бела (β) виолетова црна
Симетрија Кубично-центрирано куќиште Триклин Моноклиничар Orthorhombic
Пирсон симбол aP24 mP84 oS8
Космичка група Јас 4 P 1 No.2 P2 / c бр.13 Cмка бр.64
Густина (g / cm 3 ) 1.828 1.88 2.36 2.69
Бенд празнина (eV) 2.1 1.5 0.34
Индекс на рефракција 1.8244 2.6 2.4

ХемилуминесценцијаУреди

Кога првпат бил изолиран, било забележано дека зелениот сјај кој произлегува од белиот фосфор останува одреден период во затворена тегла, но потоа престанува. Роберт Бојл во 1680-тите го објаснил како "дебилитирање" на воздухот. Всушност, кислородот е конзумиран. До 18 век, се знаеше дека во чист кислород фосфорот воопшто не свети; [29] има само низа парцијални притисоци на кои тоа го прави. Може да се примени топлина за да се предизвика реакција при повисоки притисоци. [30]

Во 1974 година, сјајот го објаснуваат Р.Ј. Ван Зеи и А.У. Кан. [31] [32] Реакцијата со кислород се одвива на површината на цврст (или течен) фосфор, формирајќи краткотрајни молекули HPO и P2O2 кои испуштаат видлива светлина. Реакцијата е бавна и само многу малку од меѓупроизводите се потребни за да се произведе луминисценција, па оттука и продолженото време сјајот продолжува во затворена тегла.

Од откривањето, фосфорот и фосфоресценцијата се користат за да се опишат супстанциите што блескаат во темнината без да гориат. Иако терминот фосфоресценција е изведен од фосфор, реакцијата која му дава на фосфор својот сјај е правилно наречена хемилуминисценција (блескава поради студена хемиска реакција), а не фосфоресценција (повторно емитувачка светлина која претходно падна врз супстанца и ја возбудува). [33]

ИзотопиУреди

Познати се 23 изотопи на фосфорот,[34] кои се со масени броеви од 24P до 46P. Само 31P е стабилен и затоа е присутен во 100%. Полубројниот нуклеарен спин и високото изобилство од 31 P ја прават фосфор-31 NMR спектроскопијата многу корисна аналитичка алатка во испитувањата на примероците што содржат фосфор.

Два радиоактивни изотопи на фосфор имаат полуживот погоден за биолошки научни експерименти. Овие се:

  • 32P , бета- емитер (1.71   MeV) со полуживот од 14,3 дена, кој се користи рутински во лаборатории за животна наука, првенствено за производство на радиоабелелирани ДНК и РНК- сонди.
  • 33P , бета-емитер (0,25   MeV) со полуживот од 25,4 дена. Се користи во лабораториите за наука во животот во апликации во кои емисијата на бета емисии со помала енергија е поволна, како што се секвенционирање на ДНК .

Бета-честичките со висока енергија од 32P продираат во кожата и корнеата и сите 32P што се голтнати, инхалирани или апсорбирани лесно се инкорпорираат во коските и нуклеинските киселини . Поради овие причини, Управата за безбедност и здравје при работа во Соединетите Американски Држави и слични институции во други развиени земји бараат персоналот кој работи со 32P да носат лабораториски панталони, ракавици за еднократна употреба и заштитни очила за да ги заштитат очите и да избегнуваат да работат директно преку отворени контејнери. Мониторинг на лична, облека и површинска контаминација исто така е потребно. Заштита, исто така бара посебно внимание. Високата енергија на бета-честичките доведува до секундарно емитување на Х-зраци преку Bremsstrahlung (закочно зрачење) во густи заштитени материјали како олово. Затоа, зрачењето мора да биде заштитено со материјали со мала густина како што се акрилни или други пластики, вода или (кога транспарентноста не е потребна), дури и дрво. [35]

ПојаваУреди

УниверзумотУреди

Во 2013 година, астрономите откриле фосфор во Cassiopeia A, кој потврди дека овој елемент е произведен во супернови како нуспроизвод од нуклеосинтезата на супернова . Односот помеѓу фосфорот и железото во материјалот од остатокот од супернова може да биде до 100 пати повисок отколку во Млечниот Пат воопшто. [36]

Земјина кора и органски извориУреди

Фосфорот има концентрација во Земјината кора од околу еден грам за килограм (во споредба со бакар на околу 0,06 грама). Не е пронајден слободен во природата, но е широко распространет во многу минерали, обично како фосфати. [7] Неорганската фосфатна карпа, која е делумно изработена од апатит (група минерали, генерално, пентакалциум триортофосфат флуорид (хидроксид)), денес е главен комерцијален извор на овој елемент. Според американското геолошко истражување (USGS), околу 50 проценти од глобалните резерви на фосфор се наоѓаат во арапските земји. [37] Големи депозити на апатит се наоѓаат во Кина, Русија, Мароко, [38] Флорида, Ајдахо, Тенеси, Јута и на други места. [39] Олбрајт и Вилсон во Велика Британија и нивната фабрика во Нијагарините водопади, на пример, користеа фосфатни камења во 1890-тите и 1900-тите години од Тенеси, Флорида и Îles du Connétable (извори на фосфати од гвано ); до 1950 година, тие користеле фосфатна карпа главно од Тенеси и Северна Африка. [40]

Органските извори, имено урината, коскениот пепел и (во вториот 19 век) гвано, историски се од значење, но имале ограничен комерцијален успех. [41] Бидејќи урината содржи фосфор, таа има квалитети на ѓубриво кои се уште се користат денес во некои земји, вклучувајќи ја Шведска, користејќи методи за повторно користење на екскретите . За таа цел, урината може да се користи како ѓубриво во чиста форма или дел од мешање со вода во форма на отпадна вода или канализација .

СоединенијаУреди

Фосфор (V)Уреди

 
Тетраэдричната структура на P 4 O 10 и P 4 S 10 .

Најзастапени соединенија на фосфор се деривати на фосфат (PO43- ), тетраедарски анјон. [42] Фосфат е коњугатната база на фосфорна киселина, која се произведува во масовна скала за употреба во ѓубрива. Како трипротик, фосфорната киселина се претвора по чекор до три коњугати бази:

H3PO4 + H2O ⇌ H3O+ + H2PO4 -       Ka1 = 7,25×10 -3
H2PO4- + H2O ⇌ H3O+ + HPО42-       Ka2 = 6,31×10 -8
HPO42- + H2O ⇌ H3O+ +  PO43-        Ka3 = 3,98×10 -13

Фосфатот покажува тенденција да формира синџири и прстени кои содржат POP врски. Многу полифосфати се познати, вклучувајќи АТП . Полифосфати се јавуваат со дехидратација на водородни фосфати како HPO42- и H2PO4- . На пример, индустриски важниот пентаодиум трифосфатот (исто така познат како натриум триполифосфат, STPP) се произведува индустриски на мегатонната од оваа реакција на кондензација :

2 Na 2 [(HO) PO 3 ] + Na [(HO) 2 PO 2 ] → Na 5 [O 3 POP (O) 2- O-PO 3 ] + 2 H 2 O

Фосфорен пентоксид (P4О10 ) е киселински анхидрид на фосфорна киселина, но неколку меѓупроизводи меѓу нив се познати. Оваа восочна бела цврста супстанца реагира енергично со вода.

Со метални катјони, фосфатот формира различни соли. Овие цврсти материи се полимерични, во кои се прикажани ПОМ врски. Кога металниот катјон има задолжен за 2+ или 3+, солите се генерално нерастворливи, па оттука тие постојат како вообичаени минерали. Многу фосфатни соли се изведени од водород фосфат (HPO42- ).

PCl 5 и PF5 се чести соединенија. PF5 е безбоен гас и молекулите имаат тригонална бипирамидална геометриска форма. PCl5 е безбојна цврста материја која има јонска формулација на PCl4 + PCl6 -, но ја усвојува тригоналната бипирамидална геометриска форма кога е стопена или во фазата на пареа. [11] PBr5 е нестабилна цврста супстанца формулирана како PBr4 + Br - и PI5 не е позната. [11] Пентахлоридот и пентафлуоридот се киселини на Луис . Со флуорид, PF5 формира PF6 -, анјон кој е изоелектроничен со SF6 . Најважниот оксихалид е фосфор оксихлорид, (POCl3), кој е приближно тетраедричен.

Пред да бидат возможни напредни компјутерски пресметки, се сметаше дека сврзување со фосфор (V) соединенија вклучувало д-орбитали. Компјутерското моделирање на молекуларната орбитална теорија покажува дека ова поврзување вклучува само s- и p-орбитали. [43]

Фосфор (III)Уреди

Сите четири симетрични триалиди се добро познати: гасовит PCl3, жолтеникавите течности PCL 3 и PBR 3, и цврстиот PI 3 . Овие материјали се чувствителни на влага, и хидролизираат за да се добие фосфорна киселина . Трихлоридот, заеднички реагенс, се добива со хлорирање на бел фосфор:

P4 + 6 C 2 → 4 PCl3

Трифлуоридот се произведува од трихлорид со халидна размена. PF3 е токсичен бидејќи се врзува за хемоглобинот .

Фосфор (III) оксид, P4O6 (исто така наречен тетрафосфор хексоксид) е анхидрид на P(OH)3, е мал таутомер на фосфорна киселина. Структурата на P4O6 е слична на онаа на P4O10 , без групи на терминални оксиди.

Фосфор (I) и фосфор (II)Уреди

 
Стабилен дифосфен, дериват на фосфор (I).

Овие соединенија генерално се состојат од Р-Р врски. [11] Примери вклучуваат катенирани деривати на фосфин и органофосфини. Исто така, биле забележани соединенија кои содржат P = P двојни врски, иако тие се ретки.

Фосфиди и фосфиниУреди

Фосфидите се јавуваат со реакција на метали со црвен фосфор. Алкалните метали (група 1) и алкално-земните метали можат да формираат јонски соединенија кои го содржат фосфидниот јон, Р3- . Овие соединенија реагираат со вода за да формираат фосфин . Други фосфиди, на пример Na3P7, се познати по овие реактивни метали. Со транзициони метали, како и монофосфидите, постојат фосфиди богати со метал, кои обично се тешки рефракторни соединенија со метален сјај и фосфиди кои се богати со фосфор, кои се помалку стабилни и вклучуваат полупроводници. [11] Schreibersite е природен фосфид богат со метал откриен во метеорити. Структурите на фосфидите богати со метал и со фосфор можат да бидат комплексни.

Фосфин (PH3) и неговите органски деривати (PR3) се структурни аналози на амонијакот (NH3), но аглите на врската кај фосфорот се поблиску до 90 ° за фосфинот и неговите органски деривати. Тоа е токсично соединение со лош мирис. Фосфорот има оксидациски број -3 во фосфинот. Фосфин се добива со хидролиза на калциум фосфид, Ca3P2. За разлика од амонијакот, фосфинот се оксидира со воздух. Други фосфини се познати, кои содржат синџири со девет фосфорни атоми и имаат формула PnHn+2. [11] Високо запаливиот гас дифосфин (P2H4) е аналог на хидразин .

ОксоацидиУреди

Фосфорните оксоациди се екстензивни, често комерцијално важни, а понекогаш и структурно комплицирани. Сите тие имаат ацидни протони врзани за кислородни атоми, некои имаат неацидни протони кои се врзани директно со фосфор, а некои содржат фосфор-фосфорни врски. [11] Иако се формираат многу оксоациди од фосфор, само девет се комерцијално важни, а три од нив, хипофосфорна киселина, фосфорна киселина и фосфорна киселина, се особено важни.

Оксидациона состојба Формула Име Кисели протони Соединенија
+1 HH 2 PO 2 хипофосфорна киселина 1 киселина, соли
+3 H 2 HPO 3 фосфорна киселина 2 киселина, соли
+3 HPO 2 метафосфорна киселина 1 соли
+3 H 3 PO 3 (орто) фосфорна киселина 3 киселина, соли
+4 H 4 P 2 O 6 хипофосфорна киселина 4 киселина, соли
+5 (HPO 3 ) n метафосфорни киселини n соли (n = 3,4,6)
+5 H (HPO 3) n-OH полифосфорни киселини n + 2 киселини, соли (n = 1-6)
+5 H 5 P 3 O 10 триполифосфорна киселина 3 соли
+5 H 4 P 2 O 7 пирофосфорна киселина 4 киселина, соли
+5 H 3 PO 4 (орто) фосфорна киселина 3 киселина, соли

НитридиУреди

Молекулата на PN се смета за нестабилна, но е производ на распаѓање на кристален фосфор нитрид на 1100 K. Слично на тоа, H2PN се смета за нестабилен, а фосфор нитридните халогени како F2PN, Cl2PN, Br2PN и I2PN олигомеризира во циклични полифосфазени . На пример, соединенијата со формулата (PNCl2)n постојат главно како прстени како тример хексахлорофосфатен . Фосфазените се јавуваат со третман на фосфор пентахлорид со амониум хлорид:

PCl 5 + NH 4 Cl → 1 / n (NPCl 2 ) n + 4 HCl

Кога хлоридните групи се заменуваат со алкоксид (RO-), семејството на полимери се произведува со потенцијално корисни својства. [44]

СулфидиУреди

Фосфорот формира широк спектар на сулфиди, каде што фосфорот може да биде во P(V), P(III) или други оксидациски состојби. Најпознат е трикратниот симетричен P4S3 кој се користи во чкорчињата. P4S10 и P4O10 имаат аналогни структури. [45] Мешаните оксихариди и оксихидриди на фосфор (III) се речиси непознати.

Органофосфорни соединенијаУреди

Соединенијата со P-C и P-O-C врски често се класифицираат како органофосфорни соединенија. Тие се широко користени во комерцијална смисла. PCl3 служи како извор на P3+ во правци кон органофосфорни (III) соединенија. На пример, тоа е претходник на трифенилфосфин :

PCL 3 + 6 Na + 3 C 6 H 5 Cl → P (C 6 H 5) 3 + 6 NaCl

Третман на фосфор трихалиди со алкохоли и феноли дава фосфити, на пример трифенилфосфит :

PCl 3 + 3 C 6 H 5 OH → P (OC 6 H 5 ) 3 + 3 HCl

Слични реакции се случуваат за фосфор оксихлорид, што овозможува трифенилфосфат :

OPCl 3 + 3 C 6 H 5 OH → OP (OC 6 H 5 ) 3 + 3 HCl

ИсторијаУреди

Името Фосфор во Античка Грција беше име за планетата Венера и е изведено од грчките зборови (φῶς = светлина, φέρω = носат), што грубо се преведува како носител на светлина. [13] (Во грчката митологија и традиција, Ожеринус (υυγερινός = утринска ѕвезда, сеуште во употреба денес), Хесперус или Хесперинус (Εσπερος или Εσπερινός или Αποσπερίτης = ѕвездена ѕвезда, која сеуште е во употреба денес) и Ефосфор (Εωσφόρος = носител на зората, не се користи за планетата по христијанството) се блиски хомолози, а исто така се поврзуваат со Фосфор-планетата).

Според Оксфорд англискиот речник, точниот правопис на елементот е фосфор . Фосфор зборот е придавската форма на P3+ валенција: значи, како што сулфурот има форми на сулфидни и сулфатни соединенија, фосфорот претставува фосфорни соединенија (на пример, фосфорна киселина ) и P5+ валентни фосфатни соединенија (на пример, фосфатни киселини и фосфати ).

ОткривањеУреди

Откривањето на фосфорот, е првиот елемент што е откриен, а не бил познат уште од античките времиња,ова откритие [46] се придава на германскиот алхемичар Хениг Бранд во 1669 година, иако други хемичари можеби го откриле фосфорот околу истиот период. [47] Бренд експериментирал со урина, која содржи значителни количини на растворени фосфати од нормалниот метаболизам. [13] Работејќи во Хамбург, Бренд се обидел да го создаде легендарниот камен на мудроста преку дестилација на некои соли испарувајќи ја урината, и во тој процес се произведел бела супстанца што блеска во темнината и горел брилијантно. Таа беше именувана како фосфор мирабилис ("чудесен носител на светлината"). [48]

Процесот на Бренд првично вклучувал оставање на урина неколку дена се додека не испушти ужасен мирис. Потоа се варела до паста, се загревала оваа паста на висока температура и ја водел пареата преку вода, каде што се надевал дека ќе се кондензира до златна. Наместо тоа, тој добил бела, восочна супстанца што сјаела во мракот. Бренд го открил фосфорот. Ние сега знаеме дека Бренд произвел амониум натриум хидроген фосфат, (NH4)NaHPO4. Додека количините биле суштински точни (потребни се околу 1,100 лтри урина за да се направи околу 60 грама на фосфор), не е потребно да се остави урината прво да изгние. Подоцна научниците открија дека свежа урина дава иста концентрација на фосфор. [33]

Бренд во почетокот се обидел да го задржи методот таен [49] но подоцна го продал рецептот за 200 талери на Д. Крафт од Дрезден, [13] кој исто така сега можел да го направи тоа, и турнеја низ поголемиот дел од Европа со неа, вклучувајќи ја и Англија, каде што се запозна со Роберт Бојл . Тајната што била направена од урината излегла, а прво Јохан Кункел (1630-1703) во Шведска (1678), а подоцна и Бојл во Лондон (1680) исто така успеале да направат фосфор, можеби со помош на неговиот помошник, Амброуз Годфри-Ханкквиц, кој подоцна направил бизнис за производство на фосфор.

Бојл наведува дека Крафт не му дал информации за подготовката на фосфор, освен дека бил извлечен од "нешто што му припаѓало на човечкото тело". Ова му даде на Бојл вредно навестување, така што и тој успеа да направи фосфор и го објави методот на неговото производство. [13] Подоцна тој го подобрил процесот на Бренд со користење на песок во реакцијата (сеуште користејќи урина како основен материјал),

4 NaPO3 + 2 SiO2 + 10 C → 2 Na2SiO3 + 10 CO + P4

Роберт Бојл беше првиот кој употреби фосфор за да запали дрвени деланки од сулфур, претходници на нашите современи чкорчиња, во 1680 година. [50]

Фосфорот е 13-тиот елемент што е откриен. Поради оваа причина, и поради неговата употреба во експлозиви, отрови и нервни агенси, тоа понекогаш се нарекува "елемент на Ѓаволот". [51]

Коскена пепел и гваноУреди

 
Копање гвано во средна Кина, о. 1860 г.

Во 1769 година, Јохан Готлиб Ган и Карл Вилхелм Шеле покажале дека калциум фосфат (Ca3(PO4)2) се наоѓа во коските, и тие добиваат елементарен фосфор од коскениот пепел . Антоан Лавуајер го препознал фосфорот како елемент во 1777 година. [52] Коскената пепел била главен извор на фосфор до 1840-тите. Методот започна лсо печење коски, а потоа се употребувале глински реторси спакувани во многу топла печка за тули за да го дестилираат високотоксичниот елементарен производ на фосфор. [53] Наизменично, преципитираните фосфати може да се направат од измелени коски кои биле подмастени и третирани со силни киселини. Белиот фосфор потоа можел да се направи со загревање на преципитираните фосфати, помешани со измелен јаглен или јаглен во железен сад и дестилирање на пареата на фосфор во ретор . [54] Јаглерод моноксид и други запаливи гасови произведени за време на процесот на намалување биле изгорени надвор во магацинот одблесокот .

Во 1840-тите, светското производство на фосфати се започнало со ископи на тропските островски наслаги на гвано од птици и лилјаци. Со што е добиен важен извор на фосфати за вештачко ѓубриво во втората половина на 19 век. [55]

Фосфатна карпаУреди

Фосфатниот камен, кој обично содржи калциум фосфат, првпат бил употребен во 1850 година за да се направи фосфор, а по воведувањето на електролачната печка од Џејмс Бургес Ридмен во 1888 година [56] (патентиран 1889), [57] елементарниот фосфор заппочнал да се добива со електролачна печка, за разлика од претходниот метод на греење на коскена пепел. По исцрпувањето на светските извори на гвано во тој период, минералните фосфати станаа главен извор на производството на фосфатни ѓубрива. Производството на фосфатни карпи во голема мера се зголеми по Втората светска војна и останува главен извор за фосфор и фосфорни хемикалии. Погледнете ја статијата за максимум на фосфор за повеќе информации за историјата и сегашната состојба на рударството за фосфати. Фосфатната карпа останува суровина во индустријата за ѓубрива, каде што се третира со сулфурна киселина за да се произведат различни " суперфосфатни " ѓубрива.

ЗапаливостУреди

НаводиУреди

  1. Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. webelements
  3. Ellis, Bobby D.; MacDonald, Charles L. B.. Phosphorus(I) Iodide: A Versatile Metathesis Reagent for the Synthesis of Low Oxidation State Phosphorus Compounds. „Inorganic Chemistry“ том  45 (17): 6864–74. doi:10.1021/ic060186o. PMID 16903744. 
  4. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Lide, D. R., уред (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (LXXXVI издание). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. 
  5. cf. "Memoir on Combustion in General" Mémoires de l'Académie Royale des Sciences 1777, 592–600. from Henry Marshall Leicester and Herbert S. Klickstein, A Source Book in Chemistry 1400–1900 (New York: McGraw Hill, 1952)
  6. 6,0 6,1 6,2 A. Holleman; N. Wiberg (1985). „XV 2.1.3“. Lehrbuch der Anorganischen Chemie (33rd издание). de Gruyter. ISBN 3-11-012641-9. 
  7. 7,0 7,1 Изобилство . ptable.com
  8. Simon, Arndt; Borrmann, Horst; Horakh, Jörg (1997 г). On the Polymorphism of White Phosphorus. „Chemische Berichte“ том  130 (9): 1235. doi:10.1002/cber.19971300911. 
  9. Welford C. Roberts; William R. Hartley. Drinking Water Health Advisory: Munitions (illustrated издание). CRC Press, 1992. стр. 399. ISBN 0873717546. 
  10. Marie-Thérèse Averbuch-Pouchot; A. Durif. Topics in Phosphate Chemistry. World Scientific, 1996. стр. 3. ISBN 9810226349. 
  11. 11,0 11,1 11,2 11,3 11,4 11,5 11,6 11,7 11,8 11,9 Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann. .
  12. Piro, N. A.; Figueroa, J. S.; McKellar, J. T.; Cummins, C. C. (2006 г). Triple-Bond Reactivity of Diphosphorus Molecules. „Science“ том  313 (5791): 1276–9. doi:10.1126/science.1129630. PMID 16946068. Bibcode2006Sci...313.1276P. 
  13. 13,0 13,1 13,2 13,3 13,4 13,5 Parkes & Mellor 1939
  14. 14,0 14,1 Egon Wiberg; Nils Wiberg; Arnold Frederick Holleman (2001). Inorganic chemistry. Academic Press. стр. 683–684, 689. ISBN 978-0-12-352651-9. https://books.google.com/books?id=Mtth5g59dEIC&pg=PA684. посет. 19 ноември 2011 г. 
  15. 15,0 15,1 Parkes & Mellor 1939
  16. 16,0 16,1 Hammond, C. R. (2000). The Elements, in Handbook of Chemistry and Physics (81st издание). CRC press. ISBN 0-8493-0481-4. 
  17. 17,0 17,1 17,2 17,3 17,4 17,5 Berger, L. I. (1996). Semiconductor materials. CRC Press. стр. 84. ISBN 0-8493-8912-7. https://books.google.com/?id=Ty5Ymlg_Mh0C&pg=PA84. 
  18. 18,0 18,1 A. Brown; S. Runquist (1965 г). Refinement of the crystal structure of black phosphorus. „Acta Crystallogr“ том  19 (4): 684. doi:10.1107/S0365110X65004140. 
  19. Cartz, L.; Srinivasa, S.R.; Riedner, R.J.; Jorgensen, J.D.; Worlton, T.G. (1979 г). Effect of pressure on bonding in black phosphorus. „Journal of Chemical Physics“ том  71 (4): 1718–1721. doi:10.1063/1.438523. Bibcode1979JChPh..71.1718C. 
  20. Lange, Stefan; Schmidt, Peer; Nilges, Tom (2007 г). Au3SnP7@Black Phosphorus: An Easy Access to Black Phosphorus. „Inorg. Chem.“ том  46 (10): 4028–35. doi:10.1021/ic062192q. PMID 17439206. 
  21. Robert Engel. Synthesis of Carbon-Phosphorus Bonds (2 издание). CRC Press, 2003. стр. 11. ISBN 0203998243. 
  22. Simon, Arndt; Borrmann, Horst; Horakh, Jörg (1997 г). On the Polymorphism of White Phosphorus. „Chemische Berichte“ том  130 (9): 1235. doi:10.1002/cber.19971300911. 
  23. Welford C. Roberts; William R. Hartley. Drinking Water Health Advisory: Munitions (illustrated издание). CRC Press, 1992. стр. 399. ISBN 0873717546. 
  24. Marie-Thérèse Averbuch-Pouchot; A. Durif. Topics in Phosphate Chemistry. World Scientific, 1996. стр. 3. ISBN 9810226349. 
  25. Piro, N. A.; Figueroa, J. S.; McKellar, J. T.; Cummins, C. C. (2006 г). Triple-Bond Reactivity of Diphosphorus Molecules. „Science“ том  313 (5791): 1276–9. doi:10.1126/science.1129630. PMID 16946068. Bibcode2006Sci...313.1276P. 
  26. Cartz, L.; Srinivasa, S.R.; Riedner, R.J.; Jorgensen, J.D.; Worlton, T.G. (1979 г). Effect of pressure on bonding in black phosphorus. „Journal of Chemical Physics“ том  71 (4): 1718–1721. doi:10.1063/1.438523. Bibcode1979JChPh..71.1718C. 
  27. Lange, Stefan; Schmidt, Peer; Nilges, Tom (2007 г). Au3SnP7@Black Phosphorus: An Easy Access to Black Phosphorus. „Inorg. Chem.“ том  46 (10): 4028–35. doi:10.1021/ic062192q. PMID 17439206. 
  28. Robert Engel. Synthesis of Carbon-Phosphorus Bonds (2 издание). CRC Press, 2003. стр. 11. ISBN 0203998243. 
  29. „Nobel Prize in Chemistry 1956 – Presentation Speech by Professor A. Ölander (committee member)“. конс. 2009-05-05. 
  30. „Phosphorus Topics page, at Lateral Science“. Архивирано од изворникот на 2009-02-21. конс. 2009-05-05. 
  31. Emsley, John (2000). The Shocking History of Phosphorus. London: Macmillan. ISBN 0-330-39005-8. 
  32. Vanzee, Richard J.; Khan, Ahsan U.. The phosphorescence of phosphorus. „The Journal of Physical Chemistry“ том  80 (20): 2240. doi:10.1021/j100561a021. 
  33. 33,0 33,1 Michael A. Sommers. Phosphorus. The Rosen Publishing Group, 2007. стр. 25. ISBN 1404219609. 
  34. „The Berkeley Laboratory Isotopes Project“. Архивирано од изворникот на 2009-04-01. конс. 2009-05-05. 
  35. „Phosphorus-32“ (PDF). University of Michigan Department of Occupational Safety & Environmental Health. конс. 2010-11-18. 
  36. Koo, B.-C.; Lee, Y.-H.; Moon, D.-S.; Yoon, S.-C.; Raymond, J. C.. Phosphorus in the Young Supernova Remnant Cassiopeia A. „Science“ том  342 (6164): 1346. doi:10.1126/science.1243823. PMID 24337291. Bibcode2013Sci...342.1346K. 
  37. „Phosphate Rock: Statistics and Information“. USGS. конс. 2009-06-06. 
  38. Philpott, Tom. „You Need Phosphorus to Live—and We're Running Out“, Mother Jones, March–April 2013.
  39. Klein, Cornelis and Cornelius S. Hurlbut, Jr., Manual of Mineralogy, Wiley, 1985, 20th ed., p. 360,
  40. Threlfall 1951
  41. Arthur D. F. Toy. The Chemistry of Phosphorus. Elsevier, 2013. стр. 389. ISBN 148314741X. 
  42. D. E. C. Corbridge "Phosphorus: An Outline of its Chemistry, Biochemistry, and Technology" 5th Edition Elsevier: Amsterdam 1995. .
  43. Kutzelnigg, W. (1984 г). Chemical Bonding in Higher Main Group Elements. „Angew. Chem. Int. Ed. Engl.“ том  23 (4): 272–295. doi:10.1002/anie.198402721. http://web.uvic.ca/~chem421/ACIE_1984_Kutzelnigg_review.pdf. 
  44. Mark, J. E.; Allcock, H. R.; West, R. "Inorganic Polymers" Prentice Hall, Englewood, NJ: 1992. .
  45. Heal, H. G. "The Inorganic Heterocyclic Chemistry of Sulfur, Nitrogen, and Phosphorus" Academic Press: London; 1980. .
  46. Weeks, Mary Elvira (1932 г). The discovery of the elements. II. Elements known to the alchemists. „Journal of Chemical Education“ том  9: 11. doi:10.1021/ed009p11. Bibcode1932JChEd...9...11W. 
  47. Beatty, Richard (2000). Phosphorus. Marshall Cavendish. стр. 7. ISBN 0-7614-0946-7. https://books.google.com/?id=FHJIUJM1_JUC&pg=PA7. 
  48. "Experts Warn of Impending Phosphorus Crisis", by Hilmar Schmundt, Spiegel, 21 April 2010
  49. Stillman, J. M. (1960). The Story of Alchemy and Early Chemistry. New York: Dover. стр. 418–419. ISBN 0-7661-3230-7. 
  50. Peter Baccini; Paul H. Brunner. Metabolism of the Anthroposphere. MIT Press, 2012. стр. 288. ISBN 0262300540. 
  51. John Emsley (7 January 2002). The 13th Element: The Sordid Tale of Murder, Fire, and Phosphorus. John Wiley & Sons. ISBN 978-0-471-44149-6. https://books.google.com/books?id=D8IMOQAACAAJ. посет. 3 февруари 2012 г. 
  52. cf. "Memoir on Combustion in General" Mémoires de l'Académie Royale des Sciences 1777, 592–600. from Henry Marshall Leicester and Herbert S. Klickstein, A Source Book in Chemistry 1400–1900 (New York: McGraw Hill, 1952)
  53. Thomson, Robert Dundas (1870). Dictionary of chemistry with its applications to mineralogy, physiology and the arts. Rich. Griffin and Company. стр. 416. https://books.google.com/books?id=1LxBAAAAcAAJ&pg=PA416. 
  54. Threlfall 1951
  55. Robert B. Heimann; Hans D. Lehmann. Bioceramic Coatings for Medical Implants. John Wiley & Sons, 2015. стр. 4. ISBN 352768400X. 
  56. The Chemistry of Phosphorus, by Arthur Toy
  57. US patent 417943