Phosphore -Phosphorus

Phosphore  , 15P
PhosphComby.jpg
blanc cireux (coupe jaune), rouge (granules au centre à gauche, gros morceau au centre à droite) et phosphore violet
Phosphore
Prononciation / ˈ f ɒ s f ər ə s / ​( FOS -fər-əs )
Allotropes blanc, rouge, violet, noir et autres (voir Allotropes du phosphore )
Apparence le blanc, le rouge et le violet sont cireux, le noir est métallique
Masse atomique standard A r, std (P) 30.973 761 998 (5)
Abondance
dans la  croûte terrestre 5,2 (silicium = 100)
Phosphore dans le tableau périodique
Hydrogène Hélium
Lithium Béryllium Bore Carbone Azote Oxygène Fluor Néon
Sodium Magnésium Aluminium Silicium Phosphore Soufre Chlore Argon
Potassium Calcium Scandium Titane Vanadium Chrome Manganèse Le fer Cobalt Nickel Le cuivre Zinc Gallium Germanium Arsenic Sélénium Brome Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdène Technétium Ruthénium Rhodié Palladium Argent Cadmium Indium Étain Antimoine Tellure Iode Xénon
Césium Baryum Lanthane Cérium Praséodyme Néodyme Prométhium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutétium Hafnium Tantale Tungstène Rhénium Osmium Iridium Platine Or Mercure (élément) Thallium Mener Bismuth Polonium astate Radon
francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Américium Curium Berkélium Californie Einsteinium fermium Mendélévium nobélium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium copernic nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessee Oganesson
N

P

Comme
siliciumphosphoresoufre
Numéro atomique ( Z ) 15
Grouper groupe 15 (pnictogènes)
Point final période 3
Bloquer   p-bloc
Configuration électronique [ Ne ] 3s 2 3p 3
Électrons par coquille 2, 8, 5
Propriétés physiques
Phase à  STP solide
Point de fusion blanc : 317,3  K ​(44,15 °C, ​111,5 °F)
rouge : ∼860 K (∼590 °C, ∼1090 °F)
Point d'ébullition blanc : 553,7 K ​(280,5 °C, ​536,9 °F)
Point de sublimation rouge : ≈689,2–863 K ​(≈416–590 °C, ​≈780,8–1094 °F)
violet : 893 K (620 °C, 1148 °F)
Densité (près de  rt ) blanc : 1,823 g/cm 3
rouge : ≈2,2–2,34 g/cm 3
violet : 2,36 g/cm 3
noir : 2,69 g/cm 3
Température de fusion blanc : 0,66  kJ/mol
Chaleur de vaporisation blanc : 51,9 kJ/mol
Capacité calorifique molaire blanc : 23,824 J/(mol·K)
Pression de vapeur (blanc)
P  (Pa) 1 dix 100 1 k 10k 100k
à  T  (K) 279 307 342 388 453 549
Pression de vapeur (rouge, point d'ébullition 431 °C)
P  (Pa) 1 dix 100 1 k 10k 100k
à  T  (K) 455 489 529 576 635 704
Propriétés atomiques
États d'oxydation −3 , −2, −1, 0, +1, +2, +3 , +4, +5 (un oxydelégèrement acide )
Électronégativité Échelle de Pauling : 2,19
Énergies d'ionisation
Rayon covalent 107±  15h
Rayon de Van der Waals 180h
Lignes de couleur dans une gamme spectrale
Raies spectrales du phosphore
Autres propriétés
Occurrence naturelle primordial
Structure en cristal ​cubique centré sur le corps (bcc)
Structure cristalline cubique centrée sur le corps pour le phosphore
Conductivité thermique blanc : 0,236 W/(m⋅K)
noir : 12,1 W/(m⋅K)
Commande magnétique blanc, rouge, violet, noir : diamagnétique
Susceptibilité magnétique molaire −20,8 × 10 −6  cm 3 /mol (293 K)
Module de masse blanc : 5 GPa
rouge : 11 GPa
Numero CAS 7723-14-0 (rouge)
12185-10-3 (blanc)
Histoire
Découverte Marque Hennig (1669)
Reconnu comme élément par Antoine Lavoisier (1777)
Principaux isotopes du phosphore
Isotope Abondance Demi-vie ( t 1/2 ) Mode de déclin Produit
31 P 100% stable
32P _ trace 14.28 j β- _ 32 S
33P _ trace 25,3 j β- _ 33 S
 Catégorie : Phosphore
| les références

Le phosphore est un élément chimique avec le symbole P et le numéro atomique 15. Le phosphore élémentaire existe sous deux formes principales, le phosphore blanc et le phosphore rouge , mais comme il est hautement réactif , le phosphore ne se trouve jamais sous forme d'élément libre sur Terre. Il a une concentration dans la croûte terrestre d'environ un gramme par kilogramme (comparez le cuivre à environ 0,06 gramme). Dans les minéraux, le phosphore se présente généralement sous forme de phosphate.

Le phosphore élémentaire a été isolé pour la première fois sous forme de phosphore blanc en 1669. Le phosphore blanc émet une faible lueur lorsqu'il est exposé à l'oxygène - d'où le nom, tiré de la mythologie grecque, Φωσφόρος signifiant «porteur de lumière» (latin Lucifer ), faisant référence à «l' étoile du matin ». , la planète Vénus . Le terme phosphorescence , signifiant lueur après illumination, dérive de cette propriété du phosphore, bien que le mot ait depuis été utilisé pour un processus physique différent qui produit une lueur. La lueur du phosphore est causée par l'oxydation du phosphore blanc (mais pas rouge) - un processus maintenant appelé chimioluminescence . Avec l'azote, l'arsenic, l'antimoine et le bismuth, le phosphore est classé comme pnictogène .

Le phosphore est un élément essentiel au maintien de la vie en grande partie grâce aux phosphates , composés contenant l'ion phosphate, PO 4 3− . Les phosphates sont un composant de l'ADN , de l' ARN , de l' ATP et des phospholipides , des composés complexes fondamentaux pour les cellules . Le phosphore élémentaire a été isolé pour la première fois à partir de l' urine humaine et la cendre d'os était une source importante de phosphate précoce. Les mines de phosphate contiennent des fossiles car le phosphate est présent dans les dépôts fossilisés de restes d'animaux et d'excréments. Les faibles niveaux de phosphate constituent une limite importante à la croissance dans certains systèmes aquatiques. La grande majorité des composés de phosphore extraits sont consommés comme engrais . Le phosphate est nécessaire pour remplacer le phosphore que les plantes retirent du sol, et sa demande annuelle augmente presque deux fois plus vite que la croissance de la population humaine. D'autres applications incluent les composés organophosphorés dans les détergents , les pesticides et les agents neurotoxiques .

Les caractéristiques

Allotropes

Le phosphore a plusieurs allotropes qui présentent des propriétés étonnamment diverses. Les deux allotropes les plus courants sont le phosphore blanc et le phosphore rouge.

Du point de vue des applications et de la littérature chimique, la forme la plus importante de phosphore élémentaire est le phosphore blanc , souvent abrégé en WP. C'est un solide doux et cireux qui se compose de P tétraédrique
4
molécules, dans lesquelles chaque atome est lié aux trois autres atomes par une simple liaison formelle. Ce P
4
le tétraèdre est également présent dans le phosphore liquide et gazeux jusqu'à la température de 800 ° C (1470 ° F) lorsqu'il commence à se décomposer en P
2
molécules. Le P
4
La molécule en phase gazeuse a une longueur de liaison PP de r g = 2,1994(3) Å comme cela a été déterminé par diffraction des électrons gazeux . La nature de la liaison dans ce P
4
le tétraèdre peut être décrit par l'aromaticité sphérique ou la liaison en grappes, c'est-à-dire que les électrons sont fortement délocalisés . Ceci a été illustré par les calculs des courants induits magnétiquement, qui totalisent 29 nA/T, bien plus que dans l'archétype de la molécule aromatique benzène (11 nA/T).

Structures cristallines de certains allotropes du phosphore
blanche
rouge
Violet
Le noir

Le phosphore blanc existe sous deux formes cristallines : α (alpha) et β (bêta). A température ambiante, la forme α est stable. Il est plus courant, a une structure cristalline cubique et à 195,2 K (−78,0 ° C), il se transforme en forme β, qui a une structure cristalline hexagonale. Ces formes diffèrent en termes d'orientations relatives des tétraèdres P 4 constitutifs. La forme β du phosphore blanc contient trois P légèrement différents
4
molécules, soit 18 longueurs de liaison PP différentes entre 2,1768(5) et 2,1920(5) Å. La longueur moyenne de la liaison PP est de 2,183(5) Å.

Le phosphore blanc est le moins stable, le plus réactif, le plus volatil , le moins dense et le plus toxique des allotropes. Le phosphore blanc se transforme progressivement en phosphore rouge. Cette transformation est accélérée par la lumière et la chaleur, et les échantillons de phosphore blanc contiennent presque toujours du phosphore rouge et apparaissent donc jaunes. Pour cette raison, le phosphore blanc vieilli ou autrement impur (par exemple, le WP de qualité militaire et non de qualité laboratoire) est également appelé phosphore jaune. Lorsqu'il est exposé à l'oxygène, le phosphore blanc brille dans le noir avec une très faible teinte de vert et de bleu. Il est hautement inflammable et pyrophorique (auto-inflammable) au contact de l'air. En raison de sa pyrophoricité, le phosphore blanc est utilisé comme additif dans le napalm . L'odeur de combustion de cette forme a une odeur caractéristique d'ail, et les échantillons sont généralement enduits de blanc " pentoxyde de phosphore ", qui se compose de P
4
O
dix
tétraèdres avec de l'oxygène inséré entre les atomes de phosphore et à leurs sommets. Le phosphore blanc est insoluble dans l'eau mais soluble dans le sulfure de carbone.

La décomposition thermique de P 4 à 1100 K donne du diphosphore , P 2 . Cette espèce n'est pas stable sous forme solide ou liquide. L'unité dimère contient une triple liaison et est analogue à N2 . Il peut également être généré en tant qu'intermédiaire transitoire en solution par thermolyse de réactifs précurseurs organophosphorés. A des températures encore plus élevées, P 2 se dissocie en P atomique.

Propriétés de certains allotropes du phosphore
Forme blanc(α) blanc(β) rouge violet le noir
Symétrie
Cubique centré
Triclinique Amorphe Monoclinique Orthorhombique
Symbole poire aP24 mP84 oS8
Groupe d'espace je 4 3m P 1 n ° 2 P2/c n°13 Cmca n°64
Densité (g/cm 3 ) 1.828 1,88 ~2,2 2.36 2,69
Bande interdite (eV) 2.1 1.8 1.5 0,34
Indice de réfraction 1.8244 2.6 2.4

Le phosphore rouge est de structure polymère. Il peut être considéré comme un dérivé de P 4 dans lequel une liaison PP est rompue et une liaison supplémentaire est formée avec le tétraèdre voisin, ce qui donne des chaînes de molécules P 21 liées par les forces de van der Waals . Le phosphore rouge peut être formé en chauffant le phosphore blanc à 250 ° C (482 ° F) ou en exposant le phosphore blanc à la lumière du soleil. Le phosphore après ce traitement est amorphe . Lors d'un chauffage supplémentaire, ce matériau cristallise. En ce sens, le phosphore rouge n'est pas un allotrope, mais plutôt une phase intermédiaire entre le phosphore blanc et violet, et la plupart de ses propriétés ont une gamme de valeurs. Par exemple, le phosphore rouge vif fraîchement préparé est très réactif et s'enflamme à environ 300 ° C (572 ° F), bien qu'il soit plus stable que le phosphore blanc, qui s'enflamme à environ 30 ° C (86 ° F). Après un chauffage ou un stockage prolongé, la couleur s'assombrit (voir les images de l'infobox); le produit obtenu est plus stable et ne s'enflamme pas spontanément à l'air.

Le phosphore violet est une forme de phosphore qui peut être produit par un recuit d'une journée du phosphore rouge au-dessus de 550 ° C. En 1865, Hittorf découvre que lorsque le phosphore est recristallisé à partir de plomb fondu , une forme rouge/violette est obtenue. Par conséquent, cette forme est parfois connue sous le nom de "phosphore de Hittorf" (ou phosphore violet ou α-métallique).

Le phosphore noir est l'allotrope le moins réactif et la forme thermodynamiquement stable en dessous de 550 ° C (1022 ° F). Il est également connu sous le nom de phosphore β-métallique et a une structure ressemblant quelque peu à celle du graphite . Il est obtenu en chauffant du phosphore blanc sous haute pression (environ 12 000 atmosphères standard soit 1,2 gigapascals). Il peut également être produit dans des conditions ambiantes en utilisant des sels métalliques, par exemple du mercure, comme catalyseurs. En apparence, propriétés et structure, il ressemble au graphite , étant noir et floconneux, un conducteur d'électricité, et a des feuilles plissées d'atomes liés.

Une autre forme, le phosphore écarlate, est obtenue en laissant une solution de phosphore blanc dans du sulfure de carbone s'évaporer au soleil .

Chimiluminescence

Le phosphore blanc exposé à l'air brille dans l'obscurité

Lorsqu'il a été isolé pour la première fois, il a été observé que la lueur verte émanant du phosphore blanc persistait pendant un certain temps dans un bocal bouché, puis cessait. Robert Boyle dans les années 1680 l'a attribué à "l'affaiblissement" de l'air. En fait, c'est de l'oxygène qui est consommé. Au 18ème siècle, on savait que dans l'oxygène pur, le phosphore ne brille pas du tout ; il n'y a qu'une gamme de pressions partielles auxquelles il le fait. La chaleur peut être appliquée pour conduire la réaction à des pressions plus élevées.

En 1974, la lueur a été expliquée par RJ van Zee et AU Khan. Une réaction avec l'oxygène a lieu à la surface du phosphore solide (ou liquide), formant les molécules à vie courte HPO et P
2
O
2
qui émettent tous deux de la lumière visible. La réaction est lente et très peu d'intermédiaires sont nécessaires pour produire la luminescence, d'où la durée prolongée de la lueur dans un bocal bouché.

Depuis sa découverte, les luminophores et la phosphorescence ont été utilisés de manière vague pour décrire des substances qui brillent dans l'obscurité sans brûler. Bien que le terme phosphorescence soit dérivé du phosphore, la réaction qui donne au phosphore sa lueur est correctement appelée chimioluminescence (brillant due à une réaction chimique froide), et non phosphorescence (réémission de lumière qui est précédemment tombée sur une substance et l'a excitée).

Isotopes

Il existe 23 isotopes connus du phosphore, allant de25
P
à47
P.
_ Seulement31
Le P
est stable et est donc présent à 100% d'abondance. Le spin nucléaire demi-entier et la forte abondance de 31 P font de la spectroscopie RMN du phosphore-31 un outil analytique très utile dans les études d'échantillons contenant du phosphore.

Deux isotopes radioactifs du phosphore ont des demi-vies adaptées aux expériences scientifiques biologiques. Ceux-ci sont:

  • 32
    P
    , un émetteur bêta (1,71 MeV) avec une demi-vie de 14,3 jours, qui est couramment utilisé dans les laboratoires des sciences de la vie, principalement pour produire des sondes d'ADN et d'ARN radiomarquées , par exemple pour une utilisation dans les Northern blots ou Southern blots .
  • 33
    P
    , un émetteur bêta (0,25 MeV) avec une demi-vie de 25,4 jours. Il est utilisé dans les laboratoires des sciences de la vie dans des applications dans lesquelles des émissions bêta à faible énergie sont avantageuses, telles que le séquençage de l'ADN .

Les particules bêta à haute énergie de32
P
pénétrer la peau et les cornées et tout32
P
ingéré, inhalé ou absorbé est facilement incorporé dans les os et les acides nucléiques . Pour ces raisons, l'Occupational Safety and Health Administration aux États-Unis et des institutions similaires dans d'autres pays développés ont besoin de personnel travaillant avec32
P
de porter des blouses de laboratoire, des gants jetables et des lunettes ou des lunettes de sécurité pour protéger les yeux et d'éviter de travailler directement sur des contenants ouverts. La surveillance de la contamination des personnes, des vêtements et des surfaces est également requise. Le blindage nécessite une attention particulière. La haute énergie des particules bêta donne lieu à une émission secondaire de rayons X via Bremsstrahlung (rayonnement de freinage) dans des matériaux de blindage denses tels que le plomb. Par conséquent, le rayonnement doit être protégé par des matériaux à faible densité tels que l'acrylique ou un autre plastique, de l'eau ou (lorsque la transparence n'est pas requise) même du bois.

Occurrence

Univers

En 2013, des astronomes ont détecté du phosphore dans Cassiopée A , ce qui a confirmé que cet élément est produit dans les supernovae en tant que sous-produit de la nucléosynthèse des supernovae . Le rapport phosphore/ fer dans le matériau du reste de la supernova pourrait être jusqu'à 100 fois plus élevé que dans la Voie lactée en général.

En 2020, les astronomes ont analysé les données ALMA et ROSINA de la région massive de formation d'étoiles AFGL 5142, pour détecter les molécules contenant du phosphore et comment elles sont transportées dans les comètes vers la Terre primitive.

Croûte et sources organiques

Le phosphore a une concentration dans la croûte terrestre d'environ un gramme par kilogramme (comparez le cuivre à environ 0,06 gramme). Il ne se trouve pas à l'état libre dans la nature, mais il est largement distribué dans de nombreux minéraux , généralement sous forme de phosphates. La roche phosphatée inorganique , qui est partiellement constituée d' apatite (un groupe de minéraux étant, généralement, du fluorure de triorthophosphate de pentacalcium (hydroxyde)), est aujourd'hui la principale source commerciale de cet élément. Selon l' US Geological Survey (USGS) , environ 50 % des réserves mondiales de phosphore se trouvent dans les pays arabes. 85% des réserves connues de la Terre se trouvent au Maroc avec des gisements plus petits en Chine , en Russie , en Floride , en Idaho , au Tennessee , en Utah et ailleurs. Albright et Wilson au Royaume-Uni et leur usine de Niagara Falls , par exemple, utilisaient de la roche phosphatée dans les années 1890 et 1900 du Tennessee, de la Floride et des Îles du Connétable ( sources de phosphate insulaires de guano ); en 1950, ils utilisaient de la roche phosphatée principalement du Tennessee et d'Afrique du Nord.

Les sources organiques, à savoir l'urine , les cendres d'os et (à la fin du XIXe siècle) le guano , étaient historiquement importantes mais n'avaient qu'un succès commercial limité. Comme l'urine contient du phosphore, elle a des qualités fertilisantes qui sont encore exploitées aujourd'hui dans certains pays, dont la Suède , en utilisant des méthodes de réutilisation des excréta . A cet effet, l'urine peut être utilisée comme engrais sous sa forme pure ou en partie mélangée à de l'eau sous forme d' eaux usées ou de boues d'épuration .

Composés

Phosphore(V)

La structure tétraédrique de P 4 O 10 et P 4 S 10 .

Les composés les plus répandus du phosphore sont des dérivés du phosphate (PO 4 3− ), un anion tétraédrique. Le phosphate est la base conjuguée de l'acide phosphorique, qui est produit à grande échelle pour être utilisé dans les engrais. Étant triprotique, l'acide phosphorique se convertit progressivement en trois bases conjuguées :

H 3 PO 4 + H 2 O ⇌ H 3 O + + H 2 PO 4       K a1  = 7,25×10 −3
H 2 PO 4 + H 2 O ⇌ H 3 O + + HPO 4 2−       K a2  = 6,31×10 −8
HPO 4 2− + H 2 O ⇌ H 3 O + + PO 4 3−        K a3  = 3,98×10 −13

Le phosphate a tendance à former des chaînes et des anneaux contenant des liaisons POP. De nombreux polyphosphates sont connus, dont l'ATP . Les polyphosphates proviennent de la déshydratation d'hydrogénophosphates tels que HPO 4 2- et H 2 PO 4 - . Par exemple, le triphosphate pentasodique industriellement important (également connu sous le nom de tripolyphosphate de sodium , STPP) est produit industriellement à la mégatonne par cette réaction de condensation :

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

Le pentoxyde de phosphore (P 4 O 10 ) est l' anhydride d'acide de l'acide phosphorique, mais plusieurs intermédiaires entre les deux sont connus. Ce solide blanc cireux réagit vigoureusement avec l'eau.

Avec les cations métalliques , le phosphate forme une variété de sels. Ces solides sont polymères, avec des liaisons POM. Lorsque le cation métallique a une charge de 2+ ou 3+, les sels sont généralement insolubles, ils existent donc en tant que minéraux communs. De nombreux sels de phosphate sont dérivés de l'hydrogénophosphate (HPO 4 2− ).

PCl 5 et PF 5 sont des composés courants. Le PF 5 est un gaz incolore et les molécules ont une géométrie trigonale bipyramidale . PCl 5 est un solide incolore qui a une formulation ionique de PCl 4 + PCl 6 - , mais adopte la géométrie trigonale bipyramidale lorsqu'il est fondu ou en phase vapeur. PBr 5 est un solide instable formulé comme PBr 4 + Br - et PI 5 n'est pas connu. Le pentachlorure et le pentafluorure sont des acides de Lewis . Avec le fluorure, PF 5 forme PF 6 , un anion isoélectronique avec SF 6 . L'oxyhalogénure le plus important est l'oxychlorure de phosphore (POCl 3 ), qui est approximativement tétraédrique.

Avant que des calculs informatiques approfondis ne soient réalisables, on pensait que la liaison dans les composés de phosphore (V) impliquait des orbitales d . La modélisation informatique de la théorie des orbitales moléculaires indique que cette liaison implique uniquement les orbitales s et p.

Phosphore(III)

Les quatre trihalogénures symétriques sont bien connus : le PF 3 gazeux , les liquides jaunâtres PCl 3 et PBr 3 , et le PI 3 solide . Ces matériaux sont sensibles à l'humidité et s'hydrolysent pour donner de l'acide phosphoreux . Le trichlorure, réactif courant, est produit par chloration du phosphore blanc :

P 4 + 6 Cl 2 → 4 PCl 3

Le trifluorure est produit à partir du trichlorure par échange d'halogénure. Le PF 3 est toxique parce qu'il se lie à l'hémoglobine .

L'oxyde de phosphore(III) , P 4 O 6 (également appelé hexoxyde de tétraphosphore) est l'anhydride de P(OH) 3 , le tautomère mineur de l'acide phosphoreux. La structure de P 4 O 6 est similaire à celle de P 4 O 10 sans les groupes oxydes terminaux.

Phosphore(I) et phosphore(II)

Un diphosphène stable , un dérivé du phosphore(I).

Ces composés comportent généralement des liaisons P – P. Des exemples comprennent des dérivés caténés de phosphine et d'organophosphines. Des composés contenant des doubles liaisons P = P ont également été observés, bien qu'ils soient rares.

Phosphures et phosphines

Les phosphures résultent de la réaction des métaux avec le phosphore rouge. Les métaux alcalins (groupe 1) et les métaux alcalino-terreux peuvent former des composés ioniques contenant l' ion phosphure , P 3- . Ces composés réagissent avec l'eau pour former de la phosphine . D'autres phosphures , par exemple Na3P7 , sont connus pour ces métaux réactifs. Avec les métaux de transition ainsi que les monophosphures, il existe des phosphures riches en métaux, qui sont généralement des composés réfractaires durs avec un éclat métallique, et des phosphures riches en phosphore qui sont moins stables et comprennent des semi-conducteurs. La schreibersite est un phosphure naturel riche en métaux présent dans les météorites. Les structures des phosphures riches en métaux et riches en phosphore peuvent être complexes.

La phosphine (PH 3 ) et ses dérivés organiques (PR 3 ) sont des analogues structuraux de l'ammoniac (NH 3 ), mais les angles de liaison au phosphore sont plus proches de 90° pour la phosphine et ses dérivés organiques. C'est un composé toxique et malodorant. Le phosphore a un nombre d'oxydation de -3 dans la phosphine. La phosphine est produite par hydrolyse du phosphure de calcium , Ca 3 P 2 . Contrairement à l'ammoniac, la phosphine est oxydée par l'air. La phosphine est également beaucoup moins basique que l'ammoniac. D'autres phosphines sont connues qui contiennent des chaînes jusqu'à neuf atomes de phosphore et ont la formule P n H n +2 . Le gaz hautement inflammable diphosphine (P 2 H 4 ) est un analogue de l' hydrazine .

Oxoacides

Les oxoacides phosphoreux sont nombreux, souvent commercialement importants et parfois structurellement compliqués. Ils ont tous des protons acides liés à des atomes d'oxygène, certains ont des protons non acides qui sont liés directement au phosphore et certains contiennent des liaisons phosphore-phosphore. Bien que de nombreux oxoacides de phosphore soient formés, seuls neuf sont commercialement importants, et trois d'entre eux, l'acide hypophosphoreux , l'acide phosphoreux et l'acide phosphorique, sont particulièrement importants.

État d'oxydation Formule Nom Protons acides Composés
+1 HH 2 PO 2 acide hypophosphoreux 1 acide, sels
+3 H 2 HPO 3 acide phosphoreux 2 acide, sels
+3 HPO 2 acide métaphosphoreux 1 sels
+3 H 3 PO 3 (ortho) acide phosphoreux 3 acide, sels
+4 H 4 P 2 O 6 acide hypophosphorique 4 acide, sels
+5 (HPO 3 ) n acides métaphosphoriques n sels ( n  = 3,4,6)
+5 H(HPO 3 ) n OH acides polyphosphoriques n +2 acides, sels ( n  = 1-6)
+5 H 5 P 3 O 10 acide tripolyphosphorique 3 sels
+5 H 4 P 2 O 7 acide pyrophosphorique 4 acide, sels
+5 H 3 PO 4 (ortho) acide phosphorique 3 acide, sels

Nitrures

La molécule PN est considérée comme instable, mais est un produit de la décomposition cristalline du nitrure de phosphore à 1100 K. De même, H 2 PN est considéré comme instable et les halogènes de nitrure de phosphore comme F 2 PN, Cl 2 PN, Br 2 PN et I 2 PN oligomériser en polyphosphazènes cycliques . Par exemple, les composés de formule (PNCl 2 ) n existent principalement sous forme de cycles tels que le trimère hexachlorophosphazène . Les phosphazènes proviennent du traitement du pentachlorure de phosphore avec du chlorure d'ammonium :

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

Lorsque les groupements chlorures sont remplacés par des alcoxydes (RO ), une famille de polymères aux propriétés potentiellement intéressantes est produite.

Sulfures

Le phosphore forme une large gamme de sulfures, où le phosphore peut être dans P (V), P (III) ou d'autres états d'oxydation. Le triple symétrique P 4 S 3 est utilisé dans les matchs sans but. P 4 S 10 et P 4 O 10 ont des structures analogues. Les oxyhalogénures et oxyhydrures mixtes de phosphore(III) sont quasiment inconnus.

Composés organophosphorés

Les composés avec des liaisons PC et POC sont souvent classés comme composés organophosphorés. Ils sont largement utilisés dans le commerce. Le PCl 3 sert de source de P 3+ dans les voies vers les composés organophosphorés (III). Par exemple, c'est le précurseur de la triphénylphosphine :

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

Le traitement des trihalogénures de phosphore avec des alcools et des phénols donne des phosphites, par exemple le triphénylphosphite :

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

Des réactions similaires se produisent pour l' oxychlorure de phosphore , donnant du triphénylphosphate :

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

Histoire

Étymologie

Le nom Phosphorus dans la Grèce antique était le nom de la planète Vénus et est dérivé des mots grecs (φῶς = lumière, φέρω = porter), qui se traduit approximativement par porteur de lumière ou porteur de lumière. (En mythologie et tradition grecques, Augérinus (αυγερινός = star du matin, toujours en cours d'utilisation aujourd'hui), Hesperus ou Hesperinus (εσπερος ou εσπερινός ou εποσπερίτης = étoile du soir, toujours en cours d'utilisation aujourd'hui) et Esiωσόρος = DAWNBERER, non utilisé pour la planète après le christianisme) sont des homologues proches, et également associés à Phosphorus-the-morning-star ).

Selon l'Oxford English Dictionary, l'orthographe correcte de l'élément est le phosphore . Le mot phosphoreux est la forme adjectivale de la valence P 3+ : ainsi, tout comme le soufre forme des composés sulfureux et sulfuriques , le phosphore forme des composés phosphoreux (par exemple, l'acide phosphoreux ) et des composés phosphoriques de valence P 5+ (par exemple, les acides phosphoriques et les phosphates ) .

Découverte

La découverte du phosphore, le premier élément à découvrir qui n'était pas connu depuis l'Antiquité, est attribuée à l'alchimiste allemand Hennig Brand en 1669, bien que d'autres chimistes aient pu découvrir le phosphore à peu près à la même époque. Brand a expérimenté l'urine , qui contient des quantités considérables de phosphates dissous provenant du métabolisme normal. Travaillant à Hambourg , Brand a tenté de créer la pierre philosophale légendaire par la distillation de certains sels en évaporant l'urine, et dans le processus a produit un matériau blanc qui brillait dans l'obscurité et brûlait brillamment. Il a été nommé phosphorus mirabilis ("porteur miraculeux de lumière").

Le processus de Brand consistait à l'origine à laisser l'urine reposer pendant des jours jusqu'à ce qu'elle dégage une odeur terrible. Puis il l'a fait bouillir en une pâte, a chauffé cette pâte à une température élevée et a conduit les vapeurs à travers l'eau, où il espérait qu'elles se condenseraient en or. Au lieu de cela, il a obtenu une substance blanche et cireuse qui brillait dans le noir. Brand avait découvert le phosphore. Plus précisément, Brand a produit de l'hydrogénophosphate de sodium et d'ammonium (NH
4
)NaHPO
4
. Alors que les quantités étaient essentiellement correctes (il fallait environ 1 100 litres [290 US gal] d'urine pour fabriquer environ 60 g de phosphore), il n'était pas nécessaire de laisser l'urine pourrir d'abord. Plus tard, les scientifiques ont découvert que l'urine fraîche produisait la même quantité de phosphore.

Brand a d'abord essayé de garder la méthode secrète, mais a ensuite vendu la recette pour 200 thalers à D. Krafft de Dresde. Krafft a fait le tour d'une grande partie de l'Europe avec lui, y compris l'Angleterre, où il a rencontré Robert Boyle . Le secret - que la substance était fabriquée à partir d'urine - a été divulgué et Johann Kunckel (1630-1703) a pu le reproduire en Suède (1678). Plus tard, Boyle à Londres (1680) a également réussi à fabriquer du phosphore, peut-être avec l'aide de son assistant, Ambrose Godfrey-Hancwitz . Godfrey a fait plus tard une entreprise de fabrication de phosphore.

Boyle déclare que Krafft ne lui a donné aucune information sur la préparation du phosphore autre que le fait qu'il provenait "d'un peu de ce qui appartenait au corps de l'homme". Cela a donné à Boyle un indice précieux, de sorte qu'il a également réussi à fabriquer du phosphore et a publié la méthode de sa fabrication. Plus tard, il a amélioré le processus de Brand en utilisant du sable dans la réaction (en utilisant toujours l'urine comme matériau de base),

4 NaPO
3
+ 2 SiO
2
+ 10 C → 2 Na
2
SiO
3
+ 10 CO + P
4

Robert Boyle a été le premier à utiliser du phosphore pour enflammer des attelles en bois à pointe de soufre, précurseurs de nos allumettes modernes, en 1680.

Le phosphore était le 13e élément découvert. En raison de sa tendance à s'enflammer spontanément lorsqu'il est laissé seul dans l'air, il est parfois appelé «l'élément du diable».

Cendre d'os et guano

Exploitation minière de guano dans les îles centrales de Chincha , ca. 1860.

Antoine Lavoisier a reconnu le phosphore comme élément en 1777 après que Johan Gottlieb Gahn et Carl Wilhelm Scheele , en 1769, aient montré que le phosphate de calcium ( Ca
3
(PO
4
)
2
) se trouve dans les os en obtenant du phosphore élémentaire à partir de cendres osseuses .

La cendre d'os était la principale source de phosphore jusque dans les années 1840. La méthode commençait par le rôtissage des os, puis utilisait des cornues en argile enfermées dans un four à briques très chaud pour distiller le produit de phosphore élémentaire hautement toxique. Alternativement, les phosphates précipités pouvaient être fabriqués à partir d'os broyés qui avaient été dégraissés et traités avec des acides forts. Le phosphore blanc pourrait alors être fabriqué en chauffant les phosphates précipités, mélangés avec du charbon broyé ou du charbon de bois dans un pot en fer, et en distillant la vapeur de phosphore dans une cornue . Le monoxyde de carbone et d'autres gaz inflammables produits au cours du processus de réduction ont été brûlés dans une torchère .

Dans les années 1840, la production mondiale de phosphate s'est tournée vers l'exploitation des gisements insulaires tropicaux formés à partir de guano d'oiseaux et de chauves-souris (voir aussi Guano Islands Act ). Ceux-ci sont devenus une source importante de phosphates pour les engrais dans la seconde moitié du XIXe siècle.

Roche phosphatée

La roche phosphatée , qui contient généralement du phosphate de calcium, a été utilisée pour la première fois en 1850 pour fabriquer du phosphore, et suite à l'introduction du four à arc électrique par James Burgess Readman en 1888 (breveté en 1889), la production de phosphore élémentaire est passée du chauffage à la cendre osseuse à production d'arcs électriques à partir de roches phosphatées. Après l'épuisement des sources mondiales de guano à peu près au même moment, les phosphates minéraux sont devenus la principale source de production d'engrais phosphatés. La production de roches phosphatées a considérablement augmenté après la Seconde Guerre mondiale et reste aujourd'hui la principale source mondiale de phosphore et de produits chimiques phosphorés. Voir l'article sur le pic de phosphore pour plus d'informations sur l'histoire et l'état actuel de l'extraction du phosphate. La roche phosphatée reste une matière première dans l'industrie des engrais, où elle est traitée avec de l'acide sulfurique pour produire divers produits fertilisants « superphosphates ».

Incendiaires

Le phosphore blanc a été fabriqué commercialement pour la première fois au XIXe siècle pour l' industrie des allumettes . Cela utilisait de la cendre d'os comme source de phosphate, comme décrit ci-dessus. Le processus de cendre d'os est devenu obsolète lorsque le four à arc submergé pour la production de phosphore a été introduit pour réduire la roche phosphatée. La méthode du four électrique a permis d'augmenter la production au point où le phosphore pouvait être utilisé dans les armes de guerre. Pendant la Première Guerre mondiale , il a été utilisé dans des incendiaires, des écrans de fumée et des balles traçantes. Une balle incendiaire spéciale a été développée pour tirer sur des Zeppelins remplis d'hydrogène au-dessus de la Grande-Bretagne (l'hydrogène étant hautement inflammable ). Pendant la Seconde Guerre mondiale , des cocktails Molotov à base de phosphore dissous dans de l' essence ont été distribués en Grande-Bretagne à des civils spécialement sélectionnés dans le cadre de l'opération de résistance britannique, pour la défense ; et des bombes incendiaires au phosphore ont été utilisées en temps de guerre à grande échelle. Le phosphore brûlant est difficile à éteindre et s'il éclabousse la peau humaine, il a des effets horribles.

Les premières allumettes utilisaient du phosphore blanc dans leur composition, ce qui était dangereux en raison de sa toxicité. Des meurtres, des suicides et des empoisonnements accidentels ont résulté de son utilisation. (Un conte apocryphe raconte l'histoire d'une femme tentant d'assassiner son mari avec du phosphore blanc dans sa nourriture, qui a été détecté par le ragoût dégageant de la vapeur lumineuse). De plus, l'exposition aux vapeurs provoquait chez les travailleurs des allumettes une nécrose sévère des os de la mâchoire, connue sous le nom de " mâchoire phossy ". Lorsqu'un procédé sûr de fabrication du phosphore rouge a été découvert, avec son inflammabilité et sa toxicité bien inférieures, des lois ont été promulguées, en vertu de la Convention de Berne (1906) , exigeant son adoption comme alternative plus sûre pour la fabrication d'allumettes. La toxicité du phosphore blanc a conduit à l'arrêt de son utilisation dans les allumettes. Les Alliés ont utilisé des bombes incendiaires au phosphore pendant la Seconde Guerre mondiale pour détruire Hambourg, l'endroit où le "porteur de lumière miraculeux" a été découvert pour la première fois.

Production

Extraction de roche phosphatée à Nauru

La majeure partie de la production de matières contenant du phosphore est destinée aux engrais agricoles. À cette fin, les minéraux phosphatés sont convertis en acide phosphorique . Il suit deux voies chimiques distinctes, la principale étant le traitement des minéraux phosphatés à l'acide sulfurique. L'autre procédé utilise du phosphore blanc, qui peut être produit par réaction et distillation à partir de sources de phosphate de très faible qualité. Le phosphore blanc est ensuite oxydé en acide phosphorique puis neutralisé avec une base pour donner des sels de phosphate. L'acide phosphorique produit à partir du phosphore blanc est relativement pur et constitue la principale voie de production de phosphates à toutes fins, y compris la production de détergents.

Au début des années 1990, l'activité d'acide phosphorique humide purifié d'Albright et Wilson était affectée par les ventes de roche phosphatée par la Chine et l'entrée de leurs fournisseurs marocains de longue date de phosphate dans l'activité d'acide phosphorique humide purifié.

Pic de phosphore

En 2017, l'USGS a estimé les réserves mondiales à 68 milliards de tonnes, les chiffres des réserves faisant référence au montant supposé récupérable aux prix actuels du marché ; 0,261 milliard de tonnes ont été extraites en 2016. Critique pour l'agriculture contemporaine, sa demande annuelle augmente presque deux fois plus vite que la croissance de la population humaine.

La production de phosphore a peut-être déjà atteint un pic (selon 2011), entraînant la possibilité de pénuries mondiales d'ici 2040. En 2007, au rythme de la consommation, l'approvisionnement en phosphore était estimé à s'épuiser en 345 ans. Cependant, certains scientifiques pensent maintenant qu'un " pic de phosphore " se produira dans 30 ans et qu'"[a]ux taux actuels, les réserves seront épuisées dans les 50 à 100 prochaines années". Le cofondateur de la société d'investissement et fondation environnementale basée à Boston , Jeremy Grantham, a écrit dans Nature en novembre 2012 que la consommation de l'élément "doit être considérablement réduite au cours des 20 à 40 prochaines années, sinon nous commencerons à mourir de faim". Cependant, NN Greenwood et A. Earnshaw, dans leur manuel Chemistry of the Elements , déclarent que le phosphore comprend environ 0,1% en masse de la roche moyenne et, par conséquent, l'approvisionnement de la Terre est vaste, bien que dilué.

Phosphore élémentaire

Actuellement, environ 1 000 000 tonnes courtes (910 000  t ) de phosphore élémentaire sont produites chaque année. Le phosphate de calcium (roche phosphatée), principalement extrait en Floride et en Afrique du Nord, peut être chauffé à 1 200–1 500 ° C avec du sable, qui est principalement du SiO
2
, et du coke (charbon raffiné) pour produire du P vaporisé
4
. Le produit est ensuite condensé en une poudre blanche sous l'eau pour éviter l'oxydation par l'air. Même sous l'eau, le phosphore blanc est lentement converti en allotrope de phosphore rouge plus stable . L'équation chimique de ce processus lors du démarrage avec la fluoroapatite, un minéral phosphaté commun, est :

4 Ca 5 (PO 4 ) 3 F + 18 SiO 2 + 30 C → 3 P 4 + 30 CO + 18 CaSiO 3 + 2 CaF 2

Les sous-produits de ce processus comprennent le ferrophosphore, une forme brute de Fe 2 P, résultant des impuretés de fer dans les précurseurs minéraux. Le laitier de silicate est un matériau de construction utile. Le fluorure est parfois récupéré pour être utilisé dans la fluoration de l'eau . Plus problématique est une "boue" contenant des quantités importantes de phosphore blanc. La production de phosphore blanc est effectuée dans de grandes installations en partie parce qu'elle est énergivore. Le phosphore blanc est transporté sous forme fondue. Certains accidents majeurs se sont produits pendant le transport; des déraillements de train à Brownston, Nebraska et Miamisburg, Ohio ont provoqué de grands incendies. Le pire incident de ces derniers temps a été une contamination de l'environnement en 1968 lorsque la mer a été polluée par un déversement et/ou des eaux usées mal traitées d'une usine de phosphore blanc à Placentia Bay, à Terre-Neuve .

Un autre processus par lequel le phosphore élémentaire est extrait comprend la calcination du phosphate tricalcique à haute température (1500 ° C):

2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6 SiO 2 + 10 C → 6 CaSiO 3 + 10 CO + P 4

Historiquement, avant le développement des extractions minérales, le phosphore blanc était isolé à l'échelle industrielle à partir de cendres osseuses. Dans ce processus, le phosphate tricalcique contenu dans la cendre osseuse est converti en phosphate monocalcique avec de l'acide sulfurique :

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 2 H 2 SO 4 → Ca(H 2 PO 4 ) 2 + 2 CaSO 4

Le phosphate monocalcique est ensuite déshydraté en métaphosphate correspondant :

Ca(H 2 PO 4 ) 2 → Ca(PO 3 ) 2 + 2 H 2 O

Lorsqu'il est enflammé à une chaleur blanche (~ 1300C) avec du charbon de bois , le métaphosphate de calcium donne les deux tiers de son poids de phosphore blanc tandis qu'un tiers du phosphore reste dans le résidu sous forme d'orthophosphate de calcium :

3 Ca(PO 3 ) 2 + 10 C → Ca 3 (PO 4 ) 2 + 10 CO + P 4

Applications

Engrais

Le phosphore est un nutriment essentiel pour les plantes (le nutriment le plus souvent limitant, après l'azote ), et la majeure partie de toute la production de phosphore se fait dans des acides phosphoriques concentrés pour les engrais agricoles , contenant jusqu'à 70 % à 75 % de P 2 O 5 . Cela a conduit à une forte augmentation de la production de phosphate (PO 4 3− ) dans la seconde moitié du 20e siècle. La fertilisation phosphatée artificielle est nécessaire car le phosphore est indispensable à tous les organismes vivants ; il est impliqué dans les transferts d'énergie, la force des racines et des tiges, la photosynthèse , l'expansion des racines des plantes , la formation de graines et de fleurs et d'autres facteurs importants affectant la santé et la génétique globales des plantes.

Les composés naturels contenant du phosphore sont pour la plupart inaccessibles aux plantes en raison de leur faible solubilité et mobilité dans le sol. La plupart du phosphore est très stable dans les minéraux du sol ou dans la matière organique du sol. Même lorsque le phosphore est ajouté au fumier ou à l'engrais, il peut se fixer dans le sol. Par conséquent, le cycle naturel du phosphore est très lent. Une partie du phosphore fixé est à nouveau libérée au fil du temps, soutenant la croissance des plantes sauvages, mais il en faut plus pour soutenir la culture intensive des cultures. L'engrais est souvent sous forme de superphosphate de chaux, un mélange de dihydrogénophosphate de calcium (Ca(H 2 PO 4 ) 2 ) et de sulfate de calcium dihydraté (CaSO 4 ·2H 2 O) produit en faisant réagir de l'acide sulfurique et de l'eau avec du phosphate de calcium.

Le traitement des minéraux phosphatés avec de l'acide sulfurique pour obtenir des engrais est si important pour l'économie mondiale qu'il s'agit du principal marché industriel de l'acide sulfurique et de la plus grande utilisation industrielle de soufre élémentaire .

Composés largement utilisés Utiliser
Ca(H 2 PO 4 ) 2 ·H 2 O Poudre à lever et engrais
CaHPO 4 ·2H 2 O Additif alimentaire pour animaux, poudre dentifrice
H 3 PO 4 Fabrication d'engrais phosphatés
PCl 3 Fabrication de POCl 3 et de pesticides
POCI 3 Fabrication de plastifiant
P 4 S 10 Fabrication d'additifs et de pesticides
Na5P3O10 _ _ _ _ _ Détergents

Organophosphorés

Le phosphore blanc est largement utilisé pour fabriquer des composés organophosphorés à travers des chlorures de phosphore intermédiaires et deux sulfures de phosphore, le pentasulfure de phosphore et le sesquisulfure de phosphore . Les composés organophosphorés ont de nombreuses applications, notamment dans les plastifiants , les retardateurs de flamme , les pesticides , les agents d'extraction, les agents neurotoxiques et le traitement de l'eau .

Aspects métallurgiques

Le phosphore est également un élément important dans la production d' acier , dans la fabrication du bronze phosphoreux et dans de nombreux autres produits connexes. Le phosphore est ajouté au cuivre métallique au cours de son processus de fusion pour réagir avec l'oxygène présent comme impureté dans le cuivre et pour produire des alliages de cuivre contenant du phosphore ( CuOFP ) avec une résistance à la fragilisation par l'hydrogène plus élevée que le cuivre normal.

Allumettes

Surface de frappe match composée d'un mélange de phosphore rouge, de colle et de verre dépoli. La poudre de verre est utilisée pour augmenter le frottement.

La première allumette frappante avec une tête de phosphore a été inventée par Charles Sauria en 1830. Ces allumettes (et modifications ultérieures) ont été faites avec des têtes de phosphore blanc, un composé libérant de l'oxygène ( chlorate de potassium , dioxyde de plomb ou parfois nitrate ) et un liant. Ils étaient toxiques pour les travailleurs de la fabrication, sensibles aux conditions de stockage, toxiques en cas d'ingestion et dangereux s'ils s'enflammaient accidentellement sur une surface rugueuse. La production dans plusieurs pays a été interdite entre 1872 et 1925. La Convention internationale de Berne , ratifiée en 1906, interdit l'utilisation du phosphore blanc dans les allumettes.

En conséquence, les allumettes phosphorées ont été progressivement remplacées par des alternatives plus sûres. Vers 1900, les chimistes français Henri Sévène et Emile David Cahen inventent l'allumette moderne à frappe nulle part, dans laquelle le phosphore blanc est remplacé par du sesquisulfure de phosphore (P 4 S 3 ), un composé non toxique et non pyrophorique qui s'enflamme sous l'effet du frottement. Pendant un certain temps, ces matchs de sécurité plus sûrs étaient très populaires, mais à long terme, ils ont été remplacés par le match de sécurité moderne.

Les allumettes de sécurité sont très difficiles à allumer sur toute surface autre qu'une bande de frappe spéciale. La bandelette contient du phosphore rouge non toxique et du chlorate de potassium à tête d'allumette , un composé libérant de l'oxygène. Lorsqu'ils sont frappés, de petites quantités d' abrasion de la tête d'allumette et de la bande de frappe sont mélangées intimement pour faire une petite quantité du mélange d'Armstrong , une composition très sensible au toucher. La poudre fine s'enflamme immédiatement et fournit l'étincelle initiale pour déclencher la tête d'allumette. Les allumettes de sécurité séparent les deux composants du mélange d'allumage jusqu'à ce que l'allumette soit frappée. C'est le principal avantage de sécurité car il empêche l'allumage accidentel. Néanmoins, les allumettes de sécurité, inventées en 1844 par Gustaf Erik Pasch et prêtes sur le marché dans les années 1860, n'ont pas été acceptées par les consommateurs avant l'interdiction du phosphore blanc. L'utilisation d'une bande d'attaquant dédiée était considérée comme maladroite.

Adoucissement de l'eau

Le tripolyphosphate de sodium fabriqué à partir d'acide phosphorique est utilisé dans les détergents à lessive dans certains pays, mais interdit pour cette utilisation dans d'autres. Ce composé adoucit l'eau pour améliorer les performances des détergents et pour empêcher la corrosion des tuyaux/tubes de chaudière .

Divers

  • Les phosphates sont utilisés pour fabriquer des verres spéciaux pour les lampes au sodium .
  • La cendre d'os, phosphate de calcium , est utilisée dans la production de porcelaine fine.
  • L'acide phosphorique fabriqué à partir de phosphore élémentaire est utilisé dans des applications alimentaires telles que les boissons gazeuses et comme point de départ pour les phosphates de qualité alimentaire. Ceux-ci comprennent le phosphate monocalcique pour la levure chimique et le tripolyphosphate de sodium . Les phosphates sont utilisés pour améliorer les caractéristiques de la charcuterie et du fromage , ainsi que dans les dentifrices.
  • Le phosphore blanc , appelé "WP" (terme d'argot "Willie Peter") est utilisé dans des applications militaires comme bombes incendiaires , pour faire écran à la fumée comme fumigènes et bombes fumigènes , et dans les munitions traçantes . Il fait également partie d'une grenade à main obsolète M34 White Phosphorus US . Cette grenade polyvalente était principalement utilisée pour la signalisation, les écrans de fumée et l'inflammation ; il pouvait également causer de graves brûlures et avoir un impact psychologique sur l'ennemi. Les utilisations militaires du phosphore blanc sont limitées par le droit international.
  • Le 32 P et le 33 P sont utilisés comme traceurs radioactifs dans les laboratoires de biochimie.

Rôle biologique

Phosphore inorganique sous forme de phosphate PO3−
4
est nécessaire pour toutes les formes de vie connues . Le phosphore joue un rôle majeur dans le cadre structurel de l'ADN et de l' ARN . Les cellules vivantes utilisent le phosphate pour transporter l'énergie cellulaire avec l' adénosine triphosphate (ATP), nécessaire à chaque processus cellulaire qui utilise de l'énergie. L'ATP est également important pour la phosphorylation , un événement régulateur clé dans les cellules. Les phospholipides sont les principaux composants structurels de toutes les membranes cellulaires. Les sels de phosphate de calcium aident à raidir les os . Les biochimistes utilisent couramment l'abréviation "Pi" pour désigner le phosphate inorganique.

Chaque cellule vivante est enfermée dans une membrane qui la sépare de son environnement. Les membranes cellulaires sont composées d'une matrice phospholipidique et de protéines, typiquement sous la forme d'une bicouche. Les phospholipides sont dérivés du glycérol avec deux des protons hydroxyle (OH) du glycérol remplacés par des acides gras sous forme d' ester , et le troisième proton hydroxyle a été remplacé par du phosphate lié à un autre alcool.

Un humain adulte moyen contient environ 0,7 kg de phosphore, environ 85 à 90 % dans les os et les dents sous forme d' apatite , et le reste dans les tissus mous et les fluides extracellulaires (~ 1 %). La teneur en phosphore passe d'environ 0,5 % en masse chez l'enfant à 0,65–1,1 % en masse chez l'adulte. La concentration moyenne de phosphore dans le sang est d'environ 0,4 g/L, dont environ 70 % sont des phosphates organiques et 30 % des phosphates inorganiques. Un adulte ayant une alimentation saine consomme et excrète environ 1 à 3 grammes de phosphore par jour, avec une consommation sous forme de phosphate inorganique et de biomolécules contenant du phosphore telles que des acides nucléiques et des phospholipides ; et excrétion presque exclusivement sous forme d'ions phosphate tels que H
2
Bon de commande
4
et HPO2−
4
. Seulement environ 0,1% du phosphate corporel circule dans le sang, parallèlement à la quantité de phosphate disponible pour les cellules des tissus mous.

Émail des os et des dents

Le composant principal de l'os est l' hydroxyapatite ainsi que des formes amorphes de phosphate de calcium, y compris éventuellement du carbonate. L'hydroxyapatite est le composant principal de l'émail dentaire. La fluoration de l'eau améliore la résistance des dents à la carie par la conversion partielle de ce minéral en un matériau encore plus dur appelé fluoroapatite :

Californie
5
(PO
4
)
3
OH
+ F
Ca
5
(PO
4
)
3
F
+ OH

Carence en phosphore

En médecine, le syndrome de carence en phosphate peut être causé par la malnutrition , par une incapacité à absorber le phosphate et par des syndromes métaboliques qui extraient le phosphate du sang (comme dans le syndrome de réalimentation après une malnutrition) ou qui en transmettent une trop grande quantité dans les urines. Tous sont caractérisés par une hypophosphatémie , qui est une condition de faibles niveaux de phosphate soluble dans le sérum sanguin et à l'intérieur des cellules. Les symptômes de l'hypophosphatémie comprennent un dysfonctionnement neurologique et une perturbation des muscles et des cellules sanguines en raison d'un manque d' ATP . Trop de phosphate peut entraîner la diarrhée et la calcification (durcissement) des organes et des tissus mous, et peut interférer avec la capacité du corps à utiliser le fer, le calcium, le magnésium et le zinc.

Le phosphore est un macrominéral essentiel pour les plantes, qui est largement étudié en édaphologie pour comprendre l'absorption des plantes par les systèmes du sol . Le phosphore est un facteur limitant dans de nombreux écosystèmes ; c'est-à-dire que la rareté du phosphore limite le taux de croissance des organismes. Un excès de phosphore peut également être problématique, en particulier dans les systèmes aquatiques où l'eutrophisation conduit parfois à des efflorescences algales .

Nutrition

Recommandations diététiques

L' Institut américain de médecine (IOM) a mis à jour les besoins moyens estimés (EAR) et les apports nutritionnels recommandés (RDA) pour le phosphore en 1997. S'il n'y a pas suffisamment d'informations pour établir les EAR et les RDA, une estimation appelée Adequate Intake (AI) est utilisée à la place. . Le BME actuel pour le phosphore chez les personnes âgées de 19 ans et plus est de 580 mg/jour. Le RDA est de 700 mg/jour. Les RDA sont supérieurs aux EAR afin d'identifier les montants qui couvriront les personnes ayant des besoins supérieurs à la moyenne. Les RDA pour la grossesse et l'allaitement sont également de 700 mg/jour. Pour les personnes âgées de 1 à 18 ans, la RDA augmente avec l'âge de 460 à 1250 mg/jour. En ce qui concerne la sécurité, l'IOM fixe des niveaux d'apport supérieurs tolérables (UL) pour les vitamines et les minéraux lorsque les preuves sont suffisantes. Dans le cas du phosphore, l'UL est de 4000 mg/jour. Collectivement, les EAR, RDA, AI et UL sont appelés apports nutritionnels de référence (ANREF).

L' Autorité européenne de sécurité des aliments (EFSA) fait référence à l'ensemble collectif d'informations en tant que valeurs nutritionnelles de référence, avec apport de référence pour la population (PRI) au lieu de RDA et besoin moyen au lieu de BME. AI et UL ont défini la même chose qu'aux États-Unis. Pour les personnes âgées de 15 ans et plus, y compris la grossesse et l' allaitement , l'AS est fixé à 550 mg/jour. Pour les enfants de 4 à 10 ans, l'AI est de 440 mg/jour et pour les 11 à 17 ans, il est de 640 mg/jour. Ces AI sont inférieurs aux RDA américains. Dans les deux systèmes, les adolescents ont besoin de plus que les adultes. L'Autorité européenne de sécurité des aliments a examiné la même question de sécurité et a décidé qu'il n'y avait pas suffisamment d'informations pour établir une UL.

Aux États-Unis, à des fins d'étiquetage des aliments et des compléments alimentaires, la quantité dans une portion est exprimée en pourcentage de la valeur quotidienne (% VQ). Aux fins de l'étiquetage du phosphore, 100 % de la valeur quotidienne était de 1 000 mg, mais à compter du 27 mai 2016, elle a été révisée à 1 250 mg pour la mettre en accord avec la RDA. Un tableau des anciennes et nouvelles valeurs quotidiennes pour adultes est fourni à Reference Daily Intake .

Sources de nourriture

Les principales sources alimentaires de phosphore sont les mêmes que celles contenant des protéines , bien que les protéines ne contiennent pas de phosphore. Par exemple, le lait, la viande et le soja contiennent généralement aussi du phosphore. En règle générale, si un régime contient suffisamment de protéines et de calcium, la quantité de phosphore est probablement suffisante.

Précautions

Explosion de phosphore

Les composés organiques du phosphore forment une large classe de matériaux; beaucoup sont nécessaires à la vie, mais certains sont extrêmement toxiques. Les esters de fluorophosphate sont parmi les neurotoxines les plus puissantes connues. Une large gamme de composés organophosphorés sont utilisés pour leur toxicité comme pesticides ( herbicides , insecticides , fongicides , etc.) et militarisés comme agents neurotoxiques contre les humains ennemis. La plupart des phosphates inorganiques sont des nutriments relativement non toxiques et essentiels.

L'allotrope de phosphore blanc présente un danger important car il s'enflamme dans l'air et produit des résidus d'acide phosphorique. L'intoxication chronique au phosphore blanc entraîne une nécrose de la mâchoire appelée « mâchoire phossy ». Le phosphore blanc est toxique , causant de graves dommages au foie lors de l'ingestion et peut provoquer une affection connue sous le nom de "syndrome des selles du tabagisme".

Dans le passé, l'exposition externe au phosphore élémentaire était traitée en lavant la zone affectée avec une solution de sulfate de cuivre à 2 % pour former des composés inoffensifs qui sont ensuite éliminés. Selon le récent rapport US Navy's Treatment of Chemical Agent Casualties and Conventional Military Chemical Injuries: FM8-285: Part 2 Conventional Military Chemical Injuries , "le sulfate de cuivre (cuivre (II)) a été utilisé par le personnel américain dans le passé et est toujours utilisé utilisé par certains pays. Cependant, le sulfate de cuivre est toxique et son utilisation sera interrompue. Le sulfate de cuivre peut produire une toxicité rénale et cérébrale ainsi qu'une hémolyse intravasculaire.

Le manuel suggère plutôt "une solution de bicarbonate pour neutraliser l'acide phosphorique, ce qui permettra ensuite d'éliminer le phosphore blanc visible. Les particules peuvent souvent être localisées par leur émission de fumée lorsque l'air les frappe, ou par leur phosphorescence dans l'obscurité. Dans un environnement sombre, les fragments sont considérés comme des taches luminescentes. Débrider rapidement la brûlure si l'état du patient permet d'éliminer des morceaux de WP (phosphore blanc) qui pourraient être absorbés plus tard et éventuellement produire un empoisonnement systémique. NE PAS appliquer de pommades à base d'huile tant qu'il n'est pas certain que tout WP a été retiré. Après l'élimination complète des particules, traitez les lésions comme des brûlures thermiques." Comme le phosphore blanc se mélange facilement aux huiles, toute substance huileuse ou pommade n'est pas recommandée tant que la zone n'est pas soigneusement nettoyée et que tout le phosphore blanc n'a pas été éliminé.

Les personnes peuvent être exposées au phosphore sur le lieu de travail par inhalation, ingestion, contact avec la peau et contact avec les yeux. L' Occupational Safety and Health Administration (OSHA) a fixé la limite d'exposition au phosphore (limite d'exposition admissible ) sur le lieu de travail à 0,1 mg/m 3 sur une journée de travail de 8 heures. L' Institut national pour la sécurité et la santé au travail (NIOSH) a fixé une limite d'exposition recommandée (REL) de 0,1 mg/m 3 sur une journée de travail de 8 heures. A des niveaux de 5 mg/m 3 , le phosphore est immédiatement dangereux pour la vie et la santé .

Statut de la liste US DEA I

Le phosphore peut réduire l' iode élémentaire en acide iodhydrique , qui est un réactif efficace pour réduire l' éphédrine ou la pseudoéphédrine en méthamphétamine . Pour cette raison, le phosphore rouge et blanc ont été désignés par la Drug Enforcement Administration des États-Unis comme précurseurs chimiques de la liste I sous 21 CFR 1310.02 à compter du 17 novembre 2001. Aux États-Unis, les manipulateurs de phosphore rouge ou blanc sont soumis à des contrôles réglementaires rigoureux. .

Voir également

Remarques

  1. ^ WP, (phosphore blanc), présente une chimioluminescence lors de l'exposition à l'air et s'il y a du WP dans la plaie, recouvert de tissu ou de fluides tels que le sérum sanguin, il ne brillera pas tant qu'il n'est pas exposé à l'air, ce qui nécessite une très sombre chambre et yeux adaptés à l'obscurité pour voir clairement

Les références

Bibliographie

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