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Monophosphan

Strukturformel
Struktur von Monophosphan
Allgemeines
Name Monophosphan
Andere Namen
  • Phosphin
  • Phosphorwasserstoff
  • Phosphan
Summenformel PH3
Kurzbeschreibung

brennbares, giftiges, farb- und geruchloses Gas. Durch Verunreinigungen Geruch nach Knoblauch und faulem Fisch[1]

Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7803-51-2
PubChem 24404
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Eigenschaften
Molare Masse 34,00 g·mol−1
Aggregatzustand

gasförmig

Dichte

1,53 kg·m−3 (0 °C)[1]

Schmelzpunkt

−133,8 °C[1]

Siedepunkt

−87,77 °C[1]

Dampfdruck

3,49 MPa (20 °C)[1]

Löslichkeit

330 mg·l−1 (20 °C) in Wasser[1]

Brechungsindex

1,224 (16,85 °C)[2]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [3]
Gefahrensymbol Gefahrensymbol Gefahrensymbol
Gefahrensymbol Gefahrensymbol

Gefahr

H- und P-Sätze H: 220​‐​330​‐​314​‐​400
P: 260​‐​280​‐​210​‐​273​‐​304+340​‐​303+361+353​‐​305+351+338​‐​315​‐​377​‐​381​‐​405​‐​403 [1]
MAK

0,14 mg·m−3[1]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Monophosphan, umgangssprachlich etwas unpräzise als Phosphorwasserstoff, Phosphan oder veraltet als Phosphin bezeichnet, gehört zur Gruppe der Phosphane. Monophosphan ist eine chemische Verbindung des Elements Phosphor mit der Summenformel PH3. Es ist ein brennbares, äußerst giftiges, im reinen Zustand geruchloses Gas. Reines Monophosphan ist erst bei 150 °C selbstentzündlich. Durch die Anwesenheit von Diphosphan P2H4 brennt kommerziell erhältliches und im Labor zubereitetes Gas jedoch auch bei Raumtemperatur beim Zutritt von Luft; das Diphosphan und andere Phosphane verleihen diesem gewöhnlich nicht ganz reinen Monophosphan einen starken Geruch nach Knoblauch.

Gewinnung und Darstellung

Es gibt zahlreiche Möglichkeiten zur Darstellung von Monophosphan. Zum Beispiel disproportioniert weißer Phosphor (P4) im alkalischen Medium zu Phosphan und Phosphinsäure, welche bei höheren Temperaturen zu Monophosphan und Phosphonsäure disproportioniert, welche wiederum zu Phosphorsäure und Monophosphan disproportioniert:

$ \mathrm {2\ P_{4}+12\ H_{2}O\longrightarrow } $ $ \mathrm {2\ PH_{3}+6\ H_{3}PO_{2}\longrightarrow } $ $ \mathrm {4\ PH_{3}+4\ H_{3}PO_{3}\longrightarrow } $ $ \mathrm {5\ PH_{3}+3\ H_{3}PO_{4}} $

Diese Methode wird technisch im Autoklaven bei 250 °C durchgeführt.

Analog zur Herstellung von Ammoniak (Haber-Bosch-Verfahren) kann auch eine Synthese aus den Elementen erfolgen:

$ \mathrm {P_{4}+6\ H_{2}\longrightarrow 4\ PH_{3}} $

Monophosphan entsteht auch bei der sauren Hydrolyse von salzartigen Phosphiden und Phosphonium-Salzen, sowie bei der Hydridolyse von Phosphorhalogeniden wie z. B. Phosphortrichlorid mit Lithiumaluminiumhydrid in Ether.

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Monophosphan ist in Wasser kaum löslich, die wässrige Lösung reagiert neutral.

Das Molekül ist trigonal-pyramidal gebaut. Der Winkel zwischen den einzelnen Wasserstoffatomen beträgt 93,5°.[4] Der Abstand zwischen dem Phosphor- und den Wasserstoffatomen beträgt 1,419 Å.

Geometrie von Monophosphan
Kritische Temperatur 51,9 °C[1]
Kritischer Druck 65,3 bar[1]
Gibbs-Energie 13 kJ/mol
Standardentropie 210 J/(mol·K)
Wärmekapazität 37 J/(mol·K)
Verdampfungsenthalpie 1 kJ/mol
Elektrisches Dipolmoment 1,9·10−30 C·m

Chemische Eigenschaften

Monophosphan ist eine schwache Base (pKb ~27). Mit Halogenwasserstoffsäuren reagiert es zu unbeständigen Salzen, den sogenannten Phosphoniumsalzen. Bei erhöhter Temperatur zersetzt es sich in die Elemente Wasserstoff und Phosphor.

Mit starken Basen wie Natriumamid oder Butyllithium lassen sich die Wasserstoffatome durch Alkalimetalle ersetzen. Durch Substitution sämtlicher Wasserstoffatome lassen sich die sogenannten Phosphide synthetisieren.

Das Standard-Reduktionspotential beträgt in im sauren Milieu −0,063 V, im basischen −0,89 V.

Bei 150 °C entzündet sich reines Monophosphan in Luft und wird zu Phosphorsäure oxidiert:

$ \mathrm {PH_{3}+2\ O_{2}\longrightarrow H_{3}PO_{4}+1270\ kJ} $

In Gegenwart von Spuren von Diphosphan mit 0,2 % entzündet sich Monophosphan sofort spontan in Gegenwart von Luft.[5]

Verwendung

Monophosphan wird zur Schädlingsbekämpfung, insbesondere zur Mäuse- und Insektenbekämpfung in Getreidesilos und Lagern von Pflanzenprodukten eingesetzt. Die Begasung kann durch Fachkräfte direkt mit Monophosphangas erfolgen. Häufig werden stattdessen feste Präparate (z. B. mit dem Wirkstoff Aluminiumphosphid AlP oder Calciumphosphid Ca3P2) ausgelegt, die mit der Luftfeuchtigkeit reagieren und so das Monophosphangas freisetzen.

Es wird auch bei der Herstellung von Leuchtdioden zur Dotierung von Silicium mit Phosphor verwendet. Außerdem wird es zur Synthese diverser organischer Verbindungen verwendet.

Es wurden auch schon Versuche zur Phosphordüngung mittels Monophosphan angestellt.

Sicherheitshinweise

Monophosphan ist ein sehr starkes Nerven- und Stoffwechselgift, das nicht nur bei Säugetieren, sondern auch bei Insekten schon bei niedriger Konzentration hochwirksam ist. Beim Menschen löst es Blutdruckabfall, Erbrechen, Lungenödeme und Koma aus. Außerdem ist Monophosphan durch Spuren von Diphosphan an der Luft selbstentzündlich, was die Handhabung sehr heikel macht.

Nachweis

Monophosphan lässt sich am einfachsten mit sogenannten Prüfröhrchen oder entsprechenden Sensoren nachweisen. Außerdem ist der Geruch von Phosphan (genauer gesagt, der Geruch der enthaltenen Verunreinigungen) ab einer Konzentration von 2 ppm wahrnehmbar.

Einzelnachweise

  1. ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 1,7 1,8 1,9 Eintrag zu Monophosphan in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
  2. ↑ P. G. Sennikov, V. E. Shkrunin, D. A. Raldugin, K. G. Tokhadze: Weak Hydrogen Bonding in Ethanol and Water Solutions of Liquid Volatile Inorganic Hydrides of Group IV-VI Elements (SiH4, GeH4, PH3, AsH3, H2S, and H2Se). 1. IR Spectroscopy of H Bonding in Ethanol Solutions in Hydrides. In: The Journal of Physical Chemistry. Band 100, Nr. 16, Januar 1996, ISSN 0022-3654, S. 6415–6420, doi:10.1021/jp953245k.
  3. ↑ 3,0 3,1 Referenzfehler: Es ist ein ungültiger <ref>-Tag vorhanden: Für die Referenz namens ESIS wurde kein Text angegeben.
  4. ↑ M. Binnewies et alii: Allgemeine und Anorganische Chemie. 2. Auflage. Spektrum, 2010, ISBN 3-8274-2533-6, S. 511.
  5. ↑ P. G. Urban, M. J. Pitt (Hrsg.): Bretherick's Handbook of Reactive Chemical Hazards. 6th edition. Butterworths-Heinemann, Oxford u. a., ISBN 0-7506-3605-X.
  • Produkteinformationen der Firma AIR LIQUIDE
  • Hermann Römpp: Chemielexikon. Völlig neu bearbeitete 5. Auflage. Franckh'sche Verlagshandlung, Stuttgart 1962.
  • Robert C. Weast (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 60th Edition. CRC Press, Boca Raton FL 1979, ISBN 0-8493-0460-8 (formal falsche ISBN).
  • A. F. Holleman (Begr.), Nils Wiberg: Lehrbuch der anorganischen Chemie. 101., verbesserte und stark erweiterte Auflage. de Gruyter, Berlin u. a. 1995, ISBN 3-11-012641-9.
  • G. H. Aylward; T. J. V. Findlay: Datensammlung Chemie in SI-Einheiten. 3., erweiterte und neu bearbeitete Auflage. Wiley-VCH, Weinheim u. a. 1999, ISBN 3-527-29468-6.
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