SADRŽAJ:
1. UVOD.......................................................................................................................3
2. HEMIJA FOSFORA...............................................................................................4
2.1. Jedinjenja fosfora.............................................................................................5
3. KRUŽENJE FOSFORA U PRIRODI...................................................................6
3.1. Nastajanje fosfata (FOSFOFIKACIJA).........................................................7
3.2. Otapanje fosfora (FOSFOMOBILIZACIJA)................................................7
3.3. Redukcija fosfata (DEFOSFOFIKACIJA)
....................................................7
4. TOKSIČNOST FOSFORA.......................................................................................8
4.1. Toksičnost fosfora i njegovih jedinjenja u zemljištu..............................10
4.1.1. Uticaj pesticida na insekte......................................................................11
4.1.2 Dejstvo pesticida na ptice i divljač..........................................................12
4.1.3 Dejstvo pesticida na biljke.......................................................................12
4.1.4 Uticaj pesticida na aktivnosti mikroflore i faune zemljišta..................13
4.2. Neposredno dejstvo pesticida na ljude.....................................................13
4.2.1 Dejstvo pesticida na ribe..........................................................................14
4.2.2 Fosforna đubriva......................................................................................14
4.2.3 Prirodna fosforna đubriva.......................................................................16
4.2.4 Industrijska fosforna đubriva.................................................................16
4.3 Toksičnost fosfora i njegovih jedinjenja u vodi........................................18
5. ZAKLJUČAK............................................................................................................19
6. LITERATURA...........................................................................................................20
2
2. HEMIJA FOSFORA
Fosfor je otkrio alhemičar Hening Brand (1630-1710), 1669 u Hamburgu. On je
kao i drugi alhemičari pokušavao da dobije zlato.
Fosfor (P, lat. phosphorus) je hemijski element koji ima simbol P i atomski broj
15. On je viševalentan nemetal iz Va grupe.
Fosfor se javlja u sledećim oksidacionim stanjima: 4, +1, +3, +5. Predstavnik edinjenja u
kojima je fosfor u oksidacionom stanju -3 je fosfin PH3. Fosfidi su spojevi fosfora sa
metalima, npr. kalcijum fosfid Ca3P2.Hipofosfitna kiselina (H3PO2) je umereno jaka
monoprotonska kiselina fosfora u kojoj on ima oksidaciono stanje +1. Oksidaciono stanje
fosfora +3 je prisutno u halogenidima npr. PF3, PCl3, PBr3 i PI3.Oksidaciono stanje +5
je prisutno u halogenidima npr. (PBr5), fosfor (V) oksidu P4O10 i fosfatnoj kiselini
H3PO4.
Često se nalazi u neorganskim fosfatnim stenama.Zbog velike reaktivnosti, fosfor
se ne nalazi slobodan u prirodi. Jedan oblik fosfora (beli fosfor) emituje bledo svetlucanje
u prisustvu kiseonika (otuda grčki naziv). Fosfor je sastavni deo nukleinskih kiselina
-DNK (dezoksiribonukleinske kiseline) i RNK (ribonukleinske kiseline) i esencijalan
element za sve ćelije. Zato se zove biogeni element (bios -život, genezis -nastajanje).
Najznačajnija industrijska upotreba fosfornih hemikalija je pravljenje đubriva. Fosforne
smeše se koriste i u eksplozivima, nervnim agentima, pirotehnici, pesticidima, pastama za
zube i deterdžentima.
Zbog reaktivnosti sa vazduhom i mnogim kiseoničnim jedinjenjima, fosfor se ne
nalazi elementaran u prirodi ali ga ima puno u mnogim drugim oblicima. Fosforni kamen,
koji se delimično sadrži od apatita je bitan komercijalan izvor ovog elementa. Velika
izvorišta apatita se nalaze u Kini, Rusiji, Maroku, Floridi, Ajdahu, Juti i na drugim
mestima.
Elementarni fosfor se dobija žarenjem kalcijum fosfata sa silicijum dioksidom i
ugljenikom na temperaturi 1300°C:
2Ca
3
(PO
4
)
2
+ 6SiO
2
+ 10C → 6CaSiO
3
+ 10CO + P
4
Fosfor se moze naći u više alotropskih modifikacija najčešće kao beli, crveni i
crni. Beli fosfor (P4) sastoji se iz 4 atoma raspoređena u temena tetraedra sto uzrokuje
nestabilnost. Sastoji se iz šest veza. Beli fosfor je žut, sjajan i transparentan, a zato se
ponekad još naziva i žuti fosfor. Sija zeleno u mraku ( u prisustvu kiseonika), jako je
zapaljiv i piroforičan u prisustvu vazduha kao i otrovan. Miris njegovog sagorevanja je
karakterističan, nalik belom luku.
Crveni fosfor se može dobiti zagrevanjem belog fosfora na
250°C ili izlaganjem
belog fosfora sunčevim zravima. Fosfor nakon toga dobija amorfan raspored atoma što
4
uzrokuje veću stabilnost. Dalje zagrevanje će uzrokovati kristalizaciju. Crveni fosfor gori
na 240°C, dok beli gori na 30°C.
Crni fosfor ima rombičnu kristalnu rešetku i najmanje je reaktivan, sastoji se iz
šestočlanih prstenova koji su mežusobno povezani. Svaki atom je spojen sa otala tri.
Noviji metod sinteze crnog fosfora pojavio se koristeći metalne soli kao katalizatore.
Organske smese fosfora sa raznim materijalima su rasprostranjene od kojih su
mnoge otrovne. Fluorofosfatni etri su najjači toksini. Mnogi pesticide su napravljeni od
fosfora (herbicidi, insekticidi, fungicidi...). Mnogi neorganski fosfati su relativno
neotrovni i esencijalni nutricijenti. Za okruženje su opasni u prevelikim količinama,
uzrokuju cvetanje algi. Beli fosfor treba da se čuva stalno pod vodom, jer je zapaljiv.
Crveni fosfor nije toliko zapaljiv ali treba biti pazljiv sa njim jer se vraća u beli fosfor na
nekim rasponima temperature, jer onda emituje veoma otrovne gasove koji se sastoje iz
fosfor oksida kada se zagreju. U problemu izloženosti elementarnom fosforu se
predlagalo ispiranje sa 2% bakar-sulfatom, ali je ono ukinuto jer je on otrovan i može da
šteti bubrezima. Sada se preporučuje bikarbonatni rastvor da neutrališe fosfornu kiselinu.
2.1. Jedinjenja fosfora
Sa kiseonikom fosfor gradi tri oksida: fosfor(III)-oksid (P
4
O
6
) ili anhidrid fosfitne
kiseline, fosfor(IV)-oksid (P
4
O
8
) ili anhidrid hipofosfitne kiseline i fosfor(V)-oksid
(P
4
O
10
) ili anhidrid fosfatne kiseline. Fosfor(V)-oksid je beli prašak koji nastaje pri
sagorevanju belog fosfora,a tako se i naveliko proizvodi. Jako privlači vodu i prelazi u
fosfatnu kiselinu.On je međuproizvod pri proizvodnji fosfatne kiseline iz fosfora.Ostala
dva oksida fosfora su takođe bele čvrste materije, nemaju tehničkih važnosti.
U praksi je najvažnija fosforna kiselina (fosfatna) koja postoji u tri oblika: kao
(orto) fosfatna kiselina H
3
PO
4
, soli su fosfati, difosfatna (pirofosfatna) kiselina H
4
P
2
O
7
,
soli difosfati i metafosfatna kiselina HPO
3
, soli metafosfati. Ortofosfatna kiselina je u
bezvodnom stanju kristalna materija, u trgovinama dolazi u koncentrisanoj vodenom
rastvoru sirupaste konzistencije. Dobija se sagorevanjem belog fosfora (ili fosfornih para,
koje pri proizvodnji fosfora izlaze iz električnih peći) i otapanjem nastalog pentoksida u
vodi, ili rastvaranjem prirodnih fosforita sulfatnom kiselinom. Fosfatna kiselina služi za
proizvodnju fosfornih đubriva i soli svih fosfatnih kiselina.
5
