Phosphor Verbindungen

Phosphor ist ein Element der V. Hauptgruppe. Das Phosphoratom besitzt 15 Protonen und 16 Neutronen im Atomkern sowie 15 Elektronen in der Atomhülle. Davon befinden sich 10 Elektronen auf den beiden inneren, voll besetzten Elektronenschalen. Die restlichen 5 Elektronen auf der dritten, nicht vollständig besetzten Elektronenschale sind die Außenelektronen des Phosphors.

Um eine stabile Elektronenkonfiguration, die Edelgaskonfiguration des Argons, zu erreichen, kann Phosphor drei Elektronen aufnehmen. Mit einigen elektropositiven Metallen bildet Phosphor ionische Phosphide, die Phosphidanionen, $P^{3\text{-}}$, enthalten. Wesentlich häufiger jedoch geht Phosphor polare oder unpolare Atombindungen mit geeigneten Partnern ein. Anders als Stickstoff bildet Phosphor nur selten Mehrfachbindungen aus und kommt daher nicht als $P_2$-Molekül vor. Wie alle Elemente der 3. Periode kann auch Phosphor mehr als 4 Atombindungen eingehen.

Phosphor wurde 1669 von dem Alchimisten Henning Brand (um 1630 - nach 1692) auf der Suche nach Gold bzw. dem „Stein der Weisen“ entdeckt, als er im eingedampften Harn unter Luftabschluss eine feste Substanz erhielt. Bei Lufteinwirkung leuchtete diese Substanz im Dunkeln und bekam deshalb den Namen (griech: phosphoros = Lichtträger, Licht tragend).

Modifikationen

Modifikationen sind verschiedene Erscheinungsformen ein und desselben Stoffes. Modifikationen eines Elements bestehen aus den gleichen Atomen, haben aber durch unterschiedliche Anordnung der Atome (Struktur) unterschiedliche physikalische und z. T. auch chemische Eigenschaften.
Vom elementaren Phosphor existieren mehrere Modifikationen, so z. B. weißer, roter, violetter oder schwarzer Phosphor. Die einzelnen Modifikation unterscheiden sich in ihren Strukturen und somit auch in ihren Eigenschaften.

Weißer Phosphor ist kristallin, bei Zimmertemperatur wachsartig und löst sich nicht in Wasser. Er bildet sehr giftige Dämpfe und leuchtet im Dunkeln. Das Leuchten des weißen Phosphors im Dunkeln beruht darauf, dass er an der Luft in Spuren verdampft und langsam zu Phosphor(V)-oxid oxidiert wird. Bei dieser Reaktion wird Energie frei, die zum Teil als Licht abgegeben wird. Diese Erscheinung bezeichnet man als Phosphoreszens.
Roter, schwarzer und violetter Phosphor können aus der weißen Modifikation hergestellt werden. Sie bilden kompliziertere, dafür aber stabilere Strukturen.

Reaktionen des Phosphors

Das Element Phosphor ist ein typisches Nichtmetall. Es bildet in erster Linie polare Atombindungen zu anderen Partnern aus, die speziell bei den Phosphor-Sauerstoff-Verbindungen sehr stabil sind. In salzartigen Verbindungen ist Phosphor anionisch gebunden.

Der reaktionsfreudige weiße Phosphor ist schon bei tiefen Temperaturen selbstentzündlich. An trockener Luft verbrennt er zu Phosphor(V)-oxid, das aus $P_4{O}_{10}$-Molekülen aufgebaut ist.

$P_4\text{+}\text{5}{\text{O}}_{\text{2}}\stackrel{}{\to }{P}_4{O}_{10}$

Mit Halogenen, z. B. Chlor, reagiert Phosphor zu Halogeniden.

$P_4\text{+}\text{6}{\text{Cl}}_{\text{2}}\stackrel{}{\to }4PC{l}_3$

Phosphor kommt in der Natur nur in gebundener Form vor. Die wichtigsten Mineralien sind die Phosphate, z. B. Apatit

${\text{Ca}}_{\text{5}}{{\text{(PO}}_{\text{4}}\text{)}}_{\text{3}}\text{(OH}\text{,F}\text{,Cl)}$

Technisch bedeutsam ist vor allem Phosphor(V)-oxid oder Tetraphosphordecaoxid, das nach dem stöchiometrischen Verhältnis der Elemente auch Phosphorpentoxid $P_2{O}_5$ genannt wird, obwohl seine Summenformel $P_4{O}_{10}$ ist. Die $P_4{O}_{10}$- Moleküle bilden eine sogenannte Käfigstruktur aus vier Phosphor- und zehn Sauerstoffatomen, die durch polare Atombindungen miteinander verbunden sind.
Phosphorpentoxid ist ein weißes geruchloses Pulver. Es reagiert sehr heftig mit Wasser unter Bildung von Phosphorsäure. Wegen der Wasser entziehenden Wirkung wird das Oxid als Trockenmittel verwendet.

$P_4{O}_{10}\text{+}\text{6}{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}\stackrel{}{\to }4H_{3}P{O}_4$

Phosphor bildet eine Vielzahl von Säuren. Die wichtigste davon ist die Phosphorsäure $H_{3}P{O}_4$. Phosphorsäure ist eine mittelstarke Säure, die drei Wasserstoff-Ionen (Protonen) abgeben kann und somit eine dreiprotonige (dreiwertige) Säure ist. Sie kann durch Umsetzung von Calciumphosphat mit verdünnter Schwefelsäure hergestellt werden:

${\text{Ca}}_{\text{3}}{{\text{(PO}}_{\text{4}}\text{)}}_{{}_{\text{2}}}\text{ +}{\text{ 3 H}}_{\text{2}}{\text{SO}}_{\text{4}}\stackrel{}{\to }{\text{ 3 CaSO}}_{\text{4}}\text{ +}{\text{ 2 H}}_{\text{3}}{\text{PO}}_{\text{4}}$

Phosphorsäuremoleküle können durch Wasserabspaltung (Kondensation) miteinander verknüpft werden, wobei lineare oder verzweigte Ketten oder ringförmige Moleküle entstehen. Solche Kondensationsreaktionen spielen im Organismus eine wichtige Rolle, z. B. bei der Umwandlung von Adenosindiphosphat (ADP) zu Adenosintriphosphat (ATP), das als Energiespeicher dient. Die Kondensation von Phosphorsäure mit Hydroxy-Gruppen führt zu Phosphorsäureestern, die z. B. in der DNA vorkommen und somit ebenfalls biologisch von großer Bedeutung sind.
Phosphorsäure dient als Ausgangsstoff für die Herstellung phosphathaltiger Düngemittel und von Wasserenthärtern auf Phosphatbasis. In der Getränkeindustrie wird sie als säuernder Zusatzstoff, z. B. in Cola, genutzt.

Bei der Neutralisation von Phosphorsäure entstehen Phosphate . Da Phosphorsäure eine dreiprotonige Säure ist, verläuft die Neutralisation über drei Stufen. Je nach den eingesetzten Mengenverhältnissen Phosphorsäure : Lauge erhält man Dihydrogenphospate (primäres Phosphat), Hydrogenphosphate (sekundäres Phosphat) oder Phosphate (tertiäres Phosphat). Da das dritte Proton nur schwer abgegeben wird (der pKs-Wert für die dritte Stufe der Phosphorsäure beträgt 12,3), kann man nur von starken Basen die tertiären Phosphate herstellen. Phosphate, vor allem Calcium- und Ammoniumphosphate, sind wichtige Düngemittel. Außerdem sind Phosphate als Komplexbildner in Waschmitteln enthalten.