Fósforo Vermelho (Red Phosfhorus)

Fósforo Vermelho é uma forma alotrópica e amorfa do Fósforo Amarelo obtido pelo aquecimento à temperaturas moderadas a altas. Fósforo Vermelho é um pó não tóxico que entra em ignição instantânea caso submetido a fricção ou impacto. Pode ser estabilizado por longo períodos contra oxidação para ácido 'fosfórico durante o contato com ar ou mistura  pela adição de pequenas quantidades de hidróxido de alumínio ou hidróxido de magnésio. Para aplicações especiais Fósforo Vermelho pode ser fornecido instável.

APLICAÇÕES DE FÓSFORO VERMELHO

• Fósforo Vermelho é usado na industria de fósforos de segurança.
• Utilizado na fabricação de fogos de artifício, sinalização
• Aplicações em equipamentos militares
• Fabricação de lâmpadas incandescentes e revestimentos luminiscentes.
• Industria eletrônica na produção de semicondutores
• Empregado também na metalurgia, em fundição e no refino de vários metais, na fundição do chumbo e processamento de cobre.

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Curiosidades sobre Fósforo

Em 1830, o químico francês Charles Sauria adicionou fósforo branco (P₄), também chamado de amarelo, aos palitos para acabar com o mau cheiro. Depois de algum tempo, no entanto, descobriu-se que a substância era altamente tóxica.

Fósforo

15 30,9738 280 b 55,2 b 1,82 +3,5,4 P Fósforo

Fluorapatita, fonte de fósforo.

Numa das tentativas de encontrar a pedra filosofal, o alquimista alemão Hennig Brand isolou pela primeira vez, em 1669, fósforo elementar a partir de resíduos de urina evaporada. O brilho emitido pela substância no escuro está na origem de sua denominação: do grego phós, “luz”, e phóros, “transportador”.

Fósforo é um elemento químico não-metálico, de símbolo P e número atômico 15, incluído no grupo Va do sistema periódico, que corresponde ao dos nitrogenóides, muito inflamável, luminoso na obscuridade.  Encontra-se na natureza em combinações de fosfatos e outros sais. Como componente orgânico, encontra-se nos nos organismos vivos sob as formas de fosfatos de cálcio nos ossos e nos dentes (metabolismo fosfocálcio), de ésteres ortofosfóricos (associado a ossos, a ácidos aminados, a bases), de ésteres difosfóricos (adenosina difosfórica ou A.D.P., que desempenham um papel importante na reserva genética), de nucleotídeo no ácido desoxirribonucléico (A.D.N.), faz parte da urina, do sangue e de outros humores ou líquidos corporais.

Propriedades físicas e químicas:

O estado fundamental do átomo de fósforo apresenta uma estrutura de elétrons representada na configuração 1s²2s²2p⁶3s²3p³. Isso implica uma camada externa de cinco elétrons sobre os quais o núcleo exerce intensa atração. Conseqüentemente, as ligações do átomo de fósforo com outros átomos próximos mostram uma natureza covalente, isto é, compartilham elétrons em suas uniões.

O fósforo apresenta dez variedades alotrópicas — manifestações diversas de composições químicas análogas — das quais as três mais importantes são o fósforo branco, o vermelho e o negro. O primeiro, fortemente tóxico, apresenta-se sob duas formas: alfa, de estrutura cristalina cúbica (embora exista uma variedade hexagonal) e estável à temperatura ambiente; e beta, de estrutura hexagonal e estável apenas a temperaturas inferiores a -78º C. De molécula tetratômica (P₄), é instável, muito reativo e, em contato com o ar, se inflama espontaneamente e experimenta oxidação lenta, que ocasiona formação de anidrido fosfórico P₄O₁₀ e emissão de luminosidade, fenômeno conhecido como fosforescência.

Exposto à luz, o fósforo branco passa à forma vermelha, com estrutura em camadas alternadas entre as quais se dispõem outras moléculas P₄ do estado branco. O fósforo vermelho não é venenoso nem fosforescente e apresenta uma reatividade muito inferior. Nesse estado alotrópico é utilizado para sua aplicação mais comum: a fabricação de palitos de fósforo. Mais raro que as variedades anteriores, o fósforo negro é o mais estável do ponto de vista termodinâmico. Sua estrutura consiste de camadas em ziguezigue de átomos de fósforo.

Estado natural e obtenção:

O fósforo não se encontra livre na natureza em nenhuma de suas variedades mas, em combinações como os fosfatos, constitui 0,12% da composição da crosta terrestre e, em ordem quantitativa, é o duodécimo elemento químico na Terra. As matérias-primas a partir das quais se extrai o fósforo são fundamentalmente os fosfatos de metais alcalino-terrosos encontrados em depósitos de rochas de fosfato, como a clorapatita, Ca₅(PO₄)₃Cl, a fluorapatita, Ca₅(PO₄)₃F ou a vivianita, Fe₃(PO₄)₂.8H₂O.

Quanto a seu papel biológico, o fósforo encontra-se nos organismos vivos em combinação oxigenada, geralmente como anidrido P₂O₅, como suporte de reações metabólicas. A presença desse elemento em níveis adequados é especialmente importante nos ossos, em que atua como suporte dos compostos de cálcio. Especial interesse apresentam as fosfatases, enzimas contidas na maior parte das secreções e células do organismo humano, que intervêm em processos fisiológicos das mais diversas índoles, como a precipitação de fosfato de cálcio no tecido ósseo, a síntese de proteínas nos tecidos e a absorção de fosfatos no intestino.

Para a bioquímica, o fósforo também constitui elemento básico, já que faz parte da composição do ATP, trifosfato de adenosina, e do ADP, difosfato de adenosina, nucleotídeos presentes nos tecidos, que desempenham função essencial tanto no metabolismo molecular como na regulação entre absorção e liberação energéticas.

Aplicações:

Tanto o fósforo elementar como suas combinações apresentam amplo espectro de aplicações. Por ser essencial aos processos vitais, esse elemento é o constituinte básico, por exemplo, de muitos preparados farmacêuticos utilizados como reconstituintes e fixadores de cálcio. Uma de suas primeiras e mais generalizadas aplicações foi a fabricação dos palitos de fósforo, chamados fósforos de segurança. O fósforo branco inicialmente empregado para esse fim foi progressivamente substituído, em razão de sua toxicidade, por um de seus compostos, o trissulfureto fosfórico, P₄S₃.

É precisamente o efeito venenoso do fósforo branco que o tornou útil como substância ativa de diversos inseticidas e raticidas, mas para esse uso também foi substituído para evitar riscos de envenenamento dos aplicadores. Os compostos fosforados se empregam industrialmente como aditivos da gasolina e dos plásticos, na fabricação de detergentes e, em metalurgia, como protetores. Boa parte do fósforo usado na indústria é obtida em forma de fosfatos, extraídos de diferentes minerais e utilizados como fertilizantes.

As reservas brasileiras de fosfatos são dos seguintes tipos: jazidas de apatita ligadas a rochas graníticas; jazidas de apatita ligadas a rochas eruptivas; jazidas de fosfatos sedimentares em camadas de origem marinha; jazidas de aluminofosfatos de origem organomineral e depósitos de guano. Exploram-se as do segundo e do terceiro tipos. A principal reserva é a de Araxá, em Minas Gerais, com cem milhões de toneladas de apatita; seguem-se as de Olinda, em Pernambuco, e Jacupiranga, em São Paulo.

 Os trabalhadores das indústrias, expostos continuamente ao fósforo branco, desenvolviam doenças nos ossos, especialmente na mandíbula, desfigurando completamente os seus rostos. Crianças que comiam o fósforo dos palitos também ficavam com deformidades ósseas. Apenas uma caixinha continha fósforo suficiente para matar uma pessoa! 

Em 1836, nos Estados Unidos, Alonso D. Philips conseguiu uma patente para os fósforos de fricção, que ele chamou de Loco focos. Mas eles ainda eram muito perigosos, porque continuavam contendo fósforo branco, que além de ser venenoso, incendiava-se facilmente, provocando acidentes.

 Para maior segurança, em 1844, o professor Gustaf Erik Pasch propôs que os ingredientes necessários para a combustão fossem colocados em dois locais diferentes: na cabeça do palito e do lado de fora da caixa, junto com o material abrasivo. Essa ideia, associada à descoberta do fósforo vermelho em 1845, por Anton von Schrötter, permitiu que o sueco Johan Lundström começasse a produzir fósforos de segurança em 1855.

 O fósforo vermelho, obtido a partir da exposição à luz solar ou do aquecimento a 250ºC do fósforo branco, tem a vantagem de não queimar espontaneamente e ser bem menos tóxico. Mas também deve ser manuseado com cuidado, pois o seu aquecimento produz fumaças nocivas.

 Na busca por um fósforo mais seguro, dois químicos franceses, Savene e Cahen, também desenvolveram, em 1898, um palito usando sesquissulfeto de fósforo (P₄S₃). Eles provaram que a substância não era venenosa e, embora esses palitos pudessem ser acesos por atrito em qualquer superfície áspera, não eram explosivos como os de fósforo branco. Atualmente, eles são considerados perigosos e, por isso, proibidos em aeronaves. 

 Apesar de todos os riscos para a saúde e de incêndios acidentais, o fósforo branco, por ser mais barato, continuou sendo usado até 1906. Nesse ano, vários países firmaram um compromisso na Convenção de Berna de não mais produzir, nem importar palitos de fósforos feitos a partir do fósforo branco.