phosphore.
Publié le 08/12/2021
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Ci-dessous un extrait traitant le sujet : phosphore.. Ce document contient 412 mots. Pour le télécharger en entier, envoyez-nous un de vos documents grâce à notre système d’échange gratuit de ressources numériques ou achetez-le pour la modique somme d’un euro symbolique. Cette aide totalement rédigée en format pdf sera utile aux lycéens ou étudiants ayant un devoir à réaliser ou une leçon à approfondir en : Encyclopédie
phosphore. n.m., élément de symbole chimique P, de numéro atomique 15, de
masse atomique 30,9738, de degrés d'oxydation -III, -II, 0, II, III et V, de point de
fusion 44,3 o C et de point d'ébullition 280 o C. Il existe un seul isotope naturel stable et
deux isotopes non naturels radioactifs. Le phosphore fut découvert en 1669 par Hennig
Brandt à Hambourg.
Le phosphore existe sous trois formes différentes : le phosphore blanc, le
phosphore rouge, le phosphore noir. Le phosphore blanc, toxique, inflammable, de point
de fusion 44 o C et de point d'ébullition 280 o C, possède la propriété de briller dans
l'obscurité (luminescence), par suite d'une oxydation lente de ses vapeurs. Chauffé à
environ 300 o C, il se transforme en phosphore rouge, stable, non toxique, dont le point
d'inflammation est supérieur à 400 o C. Le phosphore noir, obtenu en chauffant le
phosphore blanc à 200 o C sous 12 000 atmosphères, forme des cristaux noirs. Comme
le phosphore rouge, il n'est pas toxique et a un point d'inflammation élevé.
On obtient le phosphore en chauffant au four électrique un mélange de phosphate
tricalcique naturel, de sable siliceux et de charbon ; les vapeurs sont condensées dans
l'eau froide. La variété rouge est utilisée sur la face frottante des boîtes d'allumettes.
Avec l'hydrogène, le phosphore forme plusieurs combinaisons, dont l'hydrogène
phosphoré PH3, qui donne avec les métaux des produits de substitution, les phosphures.
Avec le chlore, il donne des chlorures de phosphore (par exemple le trichlorure de
phosphore PCl3, liquide incolore utilisé en chimie organique pour la préparation des
chlorures d'acides, ou le pentachlorure de phosphore PCl5, solide blanc très agressif).
Avec l'oxygène, on obtient l'anhydride phosphorique P4O 10, liquide blanc dont dérivent
trois acides différents. L'acide orthophosphorique (ou acide phosphorique ordinaire)
H3PO4 s'obtient en dissolvant P4O 10 dans l'eau ; ses sels sont appelés orthophosphates.
L'acide pyrophosphorique, H4P2O 7, dont les sels sont les pyrophosphates, est obtenu en
chauffant le précédent vers 250 o C. L'acide métaphosphorique, qui a pour sels les
métaphosphates, résulte de la calcination au rouge de l'acide orthophosphorique.
Certains sels de l'acide phosphorique constituent d'importants engrais commerciaux,
d'autres sont utilisés comme détergents. L'hexamétaphosphate de sodium forme avec
les sels de magnésium et de calcium des composés solubles dans l'eau ; on les utilise
pour durcir l'eau douce.
Complétez votre recherche en consultant :
Les corrélats
alimentation humaine - Alimentation et diététique - Introduction
allumette
écosystèmes - Le cycle de la matière dans les écosystèmes
fertilisante (substance)
métalloïde
phosphate
phosphines
semi-conducteur
phosphore. n.m., élément de symbole chimique P, de numéro atomique 15, de
masse atomique 30,9738, de degrés d'oxydation -III, -II, 0, II, III et V, de point de
fusion 44,3 o C et de point d'ébullition 280 o C. Il existe un seul isotope naturel stable et
deux isotopes non naturels radioactifs. Le phosphore fut découvert en 1669 par Hennig
Brandt à Hambourg.
Le phosphore existe sous trois formes différentes : le phosphore blanc, le
phosphore rouge, le phosphore noir. Le phosphore blanc, toxique, inflammable, de point
de fusion 44 o C et de point d'ébullition 280 o C, possède la propriété de briller dans
l'obscurité (luminescence), par suite d'une oxydation lente de ses vapeurs. Chauffé à
environ 300 o C, il se transforme en phosphore rouge, stable, non toxique, dont le point
d'inflammation est supérieur à 400 o C. Le phosphore noir, obtenu en chauffant le
phosphore blanc à 200 o C sous 12 000 atmosphères, forme des cristaux noirs. Comme
le phosphore rouge, il n'est pas toxique et a un point d'inflammation élevé.
On obtient le phosphore en chauffant au four électrique un mélange de phosphate
tricalcique naturel, de sable siliceux et de charbon ; les vapeurs sont condensées dans
l'eau froide. La variété rouge est utilisée sur la face frottante des boîtes d'allumettes.
Avec l'hydrogène, le phosphore forme plusieurs combinaisons, dont l'hydrogène
phosphoré PH3, qui donne avec les métaux des produits de substitution, les phosphures.
Avec le chlore, il donne des chlorures de phosphore (par exemple le trichlorure de
phosphore PCl3, liquide incolore utilisé en chimie organique pour la préparation des
chlorures d'acides, ou le pentachlorure de phosphore PCl5, solide blanc très agressif).
Avec l'oxygène, on obtient l'anhydride phosphorique P4O 10, liquide blanc dont dérivent
trois acides différents. L'acide orthophosphorique (ou acide phosphorique ordinaire)
H3PO4 s'obtient en dissolvant P4O 10 dans l'eau ; ses sels sont appelés orthophosphates.
L'acide pyrophosphorique, H4P2O 7, dont les sels sont les pyrophosphates, est obtenu en
chauffant le précédent vers 250 o C. L'acide métaphosphorique, qui a pour sels les
métaphosphates, résulte de la calcination au rouge de l'acide orthophosphorique.
Certains sels de l'acide phosphorique constituent d'importants engrais commerciaux,
d'autres sont utilisés comme détergents. L'hexamétaphosphate de sodium forme avec
les sels de magnésium et de calcium des composés solubles dans l'eau ; on les utilise
pour durcir l'eau douce.
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allumette
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fertilisante (substance)
métalloïde
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