Monophosphan

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:

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

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:

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

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.

Im Labor wird Monophosphan in annähernd quantitativer Ausbeute durch thermische Zersetzung von kristalliner Phosphonsäure zwischen 200 und 350 °C^[12]

${\displaystyle {\ce {4 H3PO3 ->[T][] 3 H3PO4 + PH3}}}$

oder durch Umsetzung von Aluminiumphosphid mit konzentrierter Schwefelsäure erhalten^[13]:

${\displaystyle {\ce {2 AlP + 3 H2SO4 -> 2 PH3 + Al2(SO4)3}}}$

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°.^[14] Der Abstand zwischen dem Phosphor- und den Wasserstoffatomen beträgt 1,419 Å.

Monophosphan ist eine schwache Base (pK_b ~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 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:

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

In Gegenwart von Spuren von Diphosphan mit 0,2 % entzündet sich Monophosphan sofort spontan in Gegenwart von Luft.^[15]

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 in der Halbleiterindustrie, beispielsweise bei der Herstellung von Leuchtdioden, zur Dotierung mit Phosphor verwendet. Außerdem wird es zur Synthese diverser organischer Verbindungen verwendet.

Es wurden auch schon Versuche zur Phosphordüngung mittels Monophosphan angestellt.

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, so dass bei Handhabung strenge Sicherheitsvorkehrungen notwendig sind.

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.

• Produktinformationen der Firma AIR LIQUIDE
• Eintrag zu Phosphane. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 26. Juli 2013.
• Robert C. Weast (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 60th Edition. CRC Press, Boca Raton FL 1979, ISBN 0-8493-0460-8.
• A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 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.