Fósforo QUÍM.

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Química

Elemento no metálico, de número atómico 15 y peso atómico 30,9738. Tiene varias formas alotrópicas. Los vapores de f. contienen moléculas tetraédricas P4 que, por condensación, dan f. blanco, de red molecular mantenida por fuerzas de Van der Waals. Por esto es blando como la cera, soluble en sulfuro de carbono y disolventes orgánicos, de baja densidad (1,82), bajo punto de fusión (44,10C) y de ebullición (280,5°) y máxima tensión de vapor. Aun cuando las moléculas P4 sean estables hasta temperaturas muy altas (800°), el f. blanco es muy reactivo, comportándose como un reductor enérgico (v. OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN). Dejado al aire, se oxida con emisión de luz (de ahí su nombre) y al elevarse su temperatura por encima de 50°, arde espontáneamente. Sumamente tóxico, se debe manejar con gran precaución. Calentándolo por encima de 180° fuera del contacto con el aire y en presencia de yodo (catalizador) se transforma en f. rojo, que tiene una red tridimensional desordenada de tipo polímero. Esta forma alotrópica es insoluble en agua y disolventes orgánicos, no es tóxica, tiene reactividad mucho menor que la blanca y su temperatura de ignición es de 430-440°, cuando es pura, lo que hace su manipulación mucho más segura. Si se calienta f. a 200° sometiéndolo a hiperpresiones (12.000 atm.), se transforma en f. negro, formado por cristales rómbicos, de color gris acerado, brillo metálico, de red en capas y una cierta conductividad eléctrica. También ha sido preparado sin usar hiperpresiones en presencia de mercurio como catalizador. El f. es un elemento necesario (en forma de compuestos) para los seres vivos. Abunda en la litosfera (0,1%), en forma de fosfatos (v.) de calcio (fosforita), apatito Ca5F (P04)3, guano, y otros minerales de los que, existen grandes reservas. Se obtiene por reducción de los fosfatos con carbón en presencia de Si02, en hornos eléctricos a 1.300-1.450° C. Se condensan los vapores como f. blanco que después debe transformarse en f. rojo.

Comportamiento químico. El f. tiene las siguientes propiedades fundamentales: Estructura electrónica (Ne)3s23p’. Suma de los tres primeros potenciales de ionización: 60,4 eV. Electronegatividad 2,06. Radio covalente 1,10 r1, radio del ion P3- 2,12 A. De la estructura electrónica se deduce la posibilidad de formación del ion p3- (fosfuro). Sin embargo, la entalpía (v.) de formación del ion pies 350 Kcal/mol, lo que hace que escaseen los fosfuros predominantemente iónicos como el Na3P o el Ca3P2, siendo más frecuente que con los elementos metálicos de transición se formen fosfuros del tipo de aleaciones o fases sólidas semejantes a las que forma el níquel NiP, NiP2, Ni6P5, Ni2P, Ni5P2 y Ni3P. Por otra parte, la suma de los tres potenciales de ionización señala la dificultad de que se formen cationes p3+ y mucho más PS+.

Aun cuando la electronegatividad (2,06) permite considerarlo como un semimetal, el P es de comportamiento predominantemente no metálico. Por esto, los estados de oxidación + I I I y +V (los más estables del P) son puramente formales. El f. cuando se combina con los elementos electronegativos tiende a formar compuestos covalentes apareando sus tres electrones 3p, e incluso a promover uno de sus electrones 3s al nivel 3d para formar cinco enlaces (ampliación del octeto) (V. ENLACES QUÍMIcos). Así, se combina con violencia con el cloro dando PC13 y PC15 (según las proporciones de reactivos) y con el oxígeno para formar P406 y P401o, anhídridos de los ácidos H(O)P(OH)2 (ortofosforoso) y OP(OH)3 (ortofosfórico). Hirviendo con álcalis cáusticos se dismuta dando hipofosfitos (H)2(O)P02- y fosfamina, PH3, gas maloliente, tóxico, inflamable si es impuro, semejante al NH3 estructuralmente, pero mucho menos básico. Los potenciales electródicos.

PH3 -0,05 v P4 -0,51 v H3PO2 -0,50 v H3P03 -0,28 v H3p04 (en medio ácido) -0,89 V-2,05 V-1,57 V-1,12 V

PH3 P4 H2P02- HP032- P043(en medio alcalino)

indican que, salvo el ácido fosfórico, todos los demás estados de oxidación son reductores, bastando agentes oxidantes suaves para llegar hasta el ácido fosforoso. El paso a ácido fosfórico exige oxidantes más fuertes (yodo, p. ej.). Todos los estados intermedios, salvo el P(111) en medio alcalino, se dismutan. En los oxicompuestos más frecuentes del P se observan como regularidades más salientes la tendencia del P a tener a su alrededor cuatro átomos (de O, o de O e H). Los átomos de hidrógeno enlazados directamente al P no son ácidos y sí reductores. Los hidrógenos ácidos son los enlazados a átomos de oxígeno. Esta tendencia hace que, p. ej., el ácido ortofosforoso sea dibásico y el hipofosforoso monobásico y ambos reductores. La tendencia a manifestar índice de coordinación 4 da origen a la formación de numerosos polifosfatos (V. FOSFATOS Y SUPERFOSFATOS; POLIÁCIDOS). Entre las aplicaciones de los compuestos de f. destacan: detergentes (50%); fertilizantes (20%); aleaciones (8,5%); alimentos (8%); plaguicidas (3%), etc.

J. BELTRÁN MARTÍNEZ.

BIBL.: GRIFFITH, Topics in phosphorus Chemistry, Nueva York 1964; KIRK-OTHMER, Enciclopedia of chemicai technology, X, 1953; Pascal Nouveau Traité, X, París 1956; J. R. VAN WAZER, Phosphorus and its compounds, Nueva York-Londres 1958; A. J. L. BEGUET, Química inorgánica, Buenos Aires 1967.