Co svítí ve tmě kromě fosforu?

Fosfor (chemická značka – P, ze staré řečtiny. φῶς – světlo a φέρω – nesu, φωσφόρος – svítící; též z lat. Pfosfor) je chemický prvek skupiny V periodického systému chemických prvků D. I. Mendělejeva – nekov s atomovým číslem 15 a atomovou hmotností 30,97376. Je ve skupině VA a období 3 tabulky. Jeho vnější elektronová vrstva má konfiguraci 3 S 2 P 3 >> a oxidační stavy sloučenin se pohybují od -3 do +5. Nejstabilnější oxidační stav je +5. Přírodní fosfor se skládá ze stabilního izotopu 31P, ale nejdůležitější je 32P, který se používá v chemickém a biochemickém výzkumu jako značený atom s β-energií [1] [2].

Fosfor je přítomen v esenciálních bioorganických sloučeninách, jako jsou nukleotidy, nukleové kyseliny, fosfolipidy, fosfoproteiny, fosforové estery sacharidů, vitamíny a koenzymy, které se účastní různých metabolických procesů a základních funkcí všech organismů. Fosfor je jedním z nejrozšířenějších minerálů v zemské kůře. Tvoří až 1 % tělesné hmotnosti, přičemž až 85 % fosforu je koncentrováno v kostech a zubech [3].

Příběh

Fosfor byl nečekaně objeven německým alchymistou Hennigem Brandem v roce 1669. Brand se stejně jako mnoho jiných alchymistů té doby pokusil vytvořit magický elixír, který by dokázal proměnit obyčejné kovy ve zlato. Věřil, že zlato lze extrahovat z moči na základě podobnosti barev. Při odpařování biologické tekutiny a zahřívání zbytku na červený žár vznikaly svítivé páry bílé látky, které hořely a svítily ve tmě. Nejprve Brand tuto látku nazval „studený oheň“ a poté „zázračný nosič světla“ (lat. phosphorus mirabilis). Později se mu říkalo „fosfor“ z řeckých slov „φώς“ – světlo a „φέρω“ – nést. Fosfor se tak stal prvním prvkem objeveným od starověku. V roce 1680 získal R. Boyle fosfor, který svítí ve tmě. V dalších letech bylo zjištěno, že fosfor se nachází nejen v moči, ale také v mozkové tkáni a kostech skeletu. Jednoduchý způsob výroby fosforu kalcinací kostního popela uhlím navrhl K. Scheel v roce 1771 [1] [4]. Elementární povahu fosforu definitivně stanovil A. L. Lavoisier na konci 18. století. V druhé polovině 2. století se začala využívat průmyslová výroba fosforu z fosforitů v retortových pecích. Na počátku 5. století byly tyto pece nahrazeny elektrickými [XNUMX] [XNUMX].

Příjem

Průměrný obsah fosforu v zemské kůře je 9,3․10⁻² % hmotn. Ve středních skalách 1,6․10⁻¹, u základních plemen 1,4․10⁻¹, méně v žulách atd. V kyselých vyvřelinách – 7․10⁻² a ještě méně v ultramafických horninách (plášť) – 1,7․10⁻² %. V sedimentárních horninách z 1,7․10⁻² (pískovce) do 4․10⁻² % (karbonátové horniny). Fosfor se účastní magmatických procesů a intenzivně migruje v biosféře. Oba procesy jsou spojeny s jeho velkými akumulacemi, tvořícími průmyslová ložiska apatitů a fosforitů. Fosfor je extrémně důležitý biogenní prvek, je akumulován mnoha organismy. Mnoho procesů koncentrace fosforu je spojeno s biogenní migrací. Fosfor se z vod snadno vysráží ve formě nerozpustných minerálů nebo zachytí živou hmotou. Proto pouze v mořské vodě 7․10⁻⁶ fosforu. Je známo asi 180 fosforových minerálů, především různých fosforečnanů, z nichž nejčastější jsou fosforečnany vápenaté [2] [6].

Výroba fosforu se provádí jeho elektrotermální redukcí z fosforitů a apatitů při 1400–1600 °C koksem za přítomnosti oxidu křemičitého [1]:

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

4 Ca 5 (PO 4) 3 F + 21 SiO 2 + 30 C = 3 P 4 + 20 CaSiO 3 + 30 CO + SiF 4 >>

Uvolněné páry P 4 >> jsou dále upravovány přehřátou vodní párou za vzniku termální kyseliny fosforečné [1]: H 3 PO 4 >>

Při desublimaci par P 4 >> vzniká bílý fosfor. Na červený fosfor se zpracovává zahříváním bez přístupu vzduchu při teplotě 200-300 °C v reaktorech vybavených šnekovým mlýnkem reakční hmoty [1].

Fyzikální vlastnosti

Elementární fosfor existuje v několika alotropních modifikacích, z nichž hlavní jsou: bílý (fosfor III), červený (fosfor II) a černý (fosfor I) [1] [2]

Bílý fosfor

Existují dvě formy bílého fosforu: α-modifikace, která se při teplotě −76,9 °C mění v β-modifikaci.

Pevná krystalická látka. V chemicky čistém stavu jsou krystaly bílého fosforu zcela bezbarvé, průhledné a dokonale lámou světlo. Při osvětlení rychle žloutnou a ztrácejí průhlednost. Bílý fosfor proto za normálních podmínek vypadá velmi podobně jako vosk. Při nízkých teplotách je křehký, ale při pokojové teplotě je měkký a snadno se krájí nožem. Teplota tání je 44°C a bod varu 280,5°C. Bílý fosfor aktivně reaguje s kyslíkem, halogeny, sírou a kovy. Fosfor se při styku se vzduchem zahřívá a svítí. Proto se skladuje pod vodou, se kterou neinteraguje, a navíc je vysoce toxický [2] [7] [3].

Voskovitá průhledná hmota s charakteristickým zápachem, sestává z molekul P4, které mají volnou rotaci. Má kubickou krystalovou mřížku molekulárního typu s buněčným parametrem a = 1,851 nm a hustotou 1,828 kg/dm krychlových [1].

Bílý fosfor se využívá v zemědělství (využívá se k výrobě fosfátových hnojiv); používá se také při výrobě zápalek, metalurgii (jako deoxidační činidlo a složka některých slitin), v organické syntéze a dalších oborech. Bílý fosfor se používá k vytváření kouřových a zápalných směsí, k plnění leteckých bomb, kazetových náloží, dělostřeleckých granátů, min a další munice. Když taková munice exploduje, fosfor se rozpráší na kousky, které se na vzduchu samovolně vznítí a vytvoří oblak bílého kouře. Když se nastříká roztok obsahující 20 dílů fosforu a 1 díl sirouhlíku, ten se rychle odpaří a fosfor v práškové formě se vznítí a zapálí všechny hořlavé předměty, se kterými přijde do styku. Bílý fosfor je dielektrikum a rozpouští se v ethylalkoholu, benzenu a sirouhlíku CS 2 >> [7] [3] [8].

Zahřátím bílého fosforu bez kyslíku na 250-300 °C se získá červený fosfor. Nečistoty sodíku, jódu a selenu a také UV záření urychlují proces přechodu z jedné modifikace na druhou [7].

Černý fosfor

Při zahřátí bílého fosforu na 200–220 °C při tlaku 1,2 GPa se přemění na krystalický černý fosfor. Struktura se skládá z vláknitých vrstev s atomy uspořádanými pyramidálně. Nejstabilnější forma černého fosforu má ortorombickou strukturu s parametry a = 0,3314 nm, b = 0,4376 nm, c = 1,0478 nm. Hustota černého fosforu je 2,702 kg/dm560 krychlový. Navenek to vypadá jako grafit, je to polovodič a diamagnetické. Při zahřátí na 580-1,34 °C se změní na červený fosfor. Černý fosfor je neaktivní a obtížně se zapaluje. Černý fosfor má atomový poloměr 5 Å a iontové poloměry: P0,35+ 3 Å, P0,44+ 3 Å, P1,86- 2 Å. Atomy fosforu se spojují do dvouatomových (P 4 >>), čtyřatomových (P 4 >>) a polymerních molekul. Za normálních podmínek jsou nejstabilnější polymerní molekuly obsahující dlouhé řetězce složené z propojených P 800 >> -tetraedrů. V kapalné, pevné formě (bílý fosfor) a v páře při teplotách pod 4 °C se fosfor skládá z molekul P 800 >>. Při teplotách nad 4 °C se molekuly P 2 >> rozpadají na P 2000 >>, které se zase při teplotách nad 4 °C disociují na atomy. Pouze bílý fosfor se skládá z molekul P 1 >>, zatímco všechny ostatní modifikace jsou polymery [3] [XNUMX].

Červený fosfor

Červený fosfor má amorfní strukturu a barvu od šarlatové po tmavě hnědou nebo fialovou. Existuje několik krystalických forem s různými vlastnostmi. Krystalický červený fosfor, také známý jako Hittorfův fosfor, se vyrábí ochlazením nasyceného roztoku červeného fosforu v roztaveném olovu na teplotu 600 °C. Má monoklinickou krystalovou mřížku, parametry základní buňky: a = 1,02 nm, b = 0,936 nm, c = 2,51 nm, úhel b je 118,8°. Hustota červeného fosforu je 2,0-2,4 kg/dm4 krychlový. Je to dielektrikum. Při zahřívání se červený fosfor vypařuje ve formě molekul P 1 >>, které opět kondenzují za vzniku bílého fosforu [6] [3] [XNUMX].

Chemické vlastnosti

Konfigurace vnějších elektronů atomu fosforu 3 S 23 P 3 >> určuje charakteristické oxidační stavy +5, +3 a −3 ve sloučeninách. Stejně jako u dusíku tvoří fosfor především kovalentní interakce. Existuje velmi málo iontových sloučenin podobných fosfidům Na 3 P >> a Ca 3 P 2 >>. Fosfor se na rozdíl od dusíku vyznačuje přítomností volných 3d orbitalů s nízkými energiemi, což přispívá ke zvýšení koordinačního čísla a tvorbě vazeb donor-akceptor. Fosfor má vysokou chemickou aktivitu, přičemž nejaktivnější je bílý fosfor; červený a černý fosfor jsou obecně méně reaktivní v chemických procesech. Oxidační proces bílého fosforu obvykle probíhá prostřednictvím řetězových reakcí a je doprovázen fenoménem chemiluminiscence. Vystavením fosforu nadbytku kyslíku vzniká oxid P 4 O 10 >> a za podmínek jeho nedostatku především oxid P 2 O 3 >>. Oxid fosforečný se průmyslově vyrábí spalováním elementárního fosforu za přítomnosti přebytku suchého vzduchu a jeho následnou hydratací dochází ke vzniku kyselin orto- a polyfosforečné. Fosfor tvoří různé kyseliny, jako je kyselina fosforitá H 3 PO 3 >>, kyselina fosforečná H 4 P 2 O 6 >> a kyselina fosforná H 3 PO 2 >>, a také perkyseliny: kyselina perfosforečná H 4 P 2 O 8 > > a monoperfosforečnou H 3 PO 5 >> . Hojně se používají četné soli kyselin fosforečných (fosfáty), zatímco fosforitany a fosfornany se používají v menší míře. Fosfor reaguje s halogeny za vzniku trihalogenidů, pentahalidů a oxyhalogenidů a uvolňuje se značné množství tepla. Při interakci fosforu se sírou pod 100 °C vznikají tuhé roztoky na bázi fosforu a síry a při teplotách nad 100 °C dochází k exotermické reakci za vzniku krystalických sulfidů P 4 S 3 >>, P 4 S 5 >> , P 4 S 7 >> , P 4 S 10 >> . Bylo identifikováno několik typů oxysulfidů fosforu, jako je P2S3 >>, P2S4 >>, P4S3 >>. Fosfor s menší pravděpodobností tvoří sloučeniny s vodíkem ve srovnání s dusíkem, například fosforovodík (fosfin PH 3 >>) a difosfin (P 2 H 4 >>) lze získat pouze nepřímo. Ze sloučenin fosforu a dusíku jsou známy různé nitridy, jako jsou PN >>, P2N3 >>, P3N5 >>, stejně jako polymerní fosfonitrilhalogenidy a amidoimidofosfáty. Vysoké teploty (nad 2000 °C) vedou k tvorbě karbidu fosforu, který je v běžných rozpouštědlech nerozpustný a nereaguje s kyselinami ani zásadami. Fosfor tvoří četné organické sloučeniny a reaguje s kovy za vzniku fosfidů. Fosfor při interakci s halogeny uvolňuje velké množství tepla. C tvoří trihalogenidy a pentahalidy, s Cl >> a Br >> Všechny halogenidy fosforu se snadno hydrolyzují, přecházejí na kyselinu ortofosforečnou H 3 PO 4 >>, fosfor H 3 PO 3 >> a kyselinu halogenovodíkovou [1] [2] [. 6]. PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5 HCl >> Pl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 5 HCl >> Halogenidy fosforu tvoří trojstěnnou pyramidu s atomy halogenu na základně a atom fosforu – nahoře. Molekula pentahalidu se skládá ze dvou trojstěnných pyramid, které mají společnou plochu.

Fosfor tvoří se sírou sulfidy P 4 S 3 >>, P 4 S 5 >>, P 4 S 7 >> a P 4 S 10 >>. Existují také oxysulfidy fosforu: P 2 O 3 S 2 >>, P 2 O 2 S 3 >>, P 4 O 4 S 3 >>, P 6 O 10 S 5 >> a P 4 O 4 S 3 >> . Fosfor reaguje se selenem a tellurem za vzniku sloučenin s křemíkem a uhlíkem (PC 3 >>). Fosfor nereaguje přímo s vodíkem. Při interakci se zředěným roztokem hydroxidu draselného KOH vzniká plynný fosfin PH 3 >> [1] [2] [6] . 4 P + 3 KOH + 3 H 2 O = 3 KH 2 PO 2 + PH 3 >> V tomto případě také vzniká příměs difosfinu P 2 H 4 >>. Oba fosfiny mají charakteristický zápach shnilých ryb. Fosfin P 2 H 3 >> je svými chemickými vlastnostmi podobný amoniaku NH 3 >>, ale méně stabilní. Při roztavení fosfor interaguje s kovy. S kovy alkalických zemin tvoří iontové fosfidy M 3 P 2 >>, které reagují při kontaktu s vodou. Mg 3 P 2 + 6 H 2 O = 3 Mg (OH) 2 + 2 PH 3 >> Ca 3 P 2 + 6 H 2 O = 3 Ca (OH) 2 + 2 PH 3 >> Fosfor tvoří fosfidy kovů s přechodem kovy jako Mn3P >>, FeP >> a Ni2P >>. Fosfor je přítomen v různých anorganických kyselinách. Patří sem kyselina ortofosforečná H 3 PO 4 >> (včetně jejích solí: ortofosforečnany, monohydrogenfosforečnany, Na 2 HPO 4 >> a dihydrogenfosforečnany, Ca (H 2 PO 4) 2 >>, kyselina metafosforečná (HPO 3) n >> (nebo její metafosfáty), monovalentní kyselina fosforná H 3 PO 2 >> (nebo její fosfornany, NaH 2 PO 2 >>), a dvojmocná kyselina fosforitá H 3 PO 3 >> (nebo její fosfity, Na 2 HPO 3 >> Fosfor se také nachází v organických esterech, alkoholech a kyselinách, jako je fosfinová RRP (O) OH). >>, fosfonové RH 2 PO 2 >> a fosfonové RP (O) (OH) 2 >> (R – organické radikály) [1] [2] [6] .

přihláška

Většina vyrobeného fosforu se zpracovává na kyselinu fosforečnou, ze které se vyrábějí fosforečnanová hnojiva a technické soli (fosfáty). Bílý fosfor se používá v zápalných a kouřových střelách, ale i bombách, červený fosfor se používá při výrobě zápalek. Fosfor se také používá jako deoxidační činidlo při výrobě slitin neželezných kovů, což umožňuje zvýšit jejich tepelnou odolnost. Fosfidy kovů a některé nekovy se používají pro přípravu a dopování polovodičových materiálů. Kromě toho se fosfor používá pro výrobu změkčovadel obsahujících fosfor, léčiv, organofosforových pesticidů, ale i přísad do maziv a paliv [2] [6].

Nebezpečnost pro zdraví

Bílý fosfor je vysoce toxický. Příznaky akutní otravy zahrnují gastrointestinální potíže a srdeční selhání. Při dlouhodobém působení bílého fosforu na těle je možné poškození kostí. Kontakt s pokožkou může způsobit požár a vážné popáleniny, proto se doporučuje skladovat ve vodě a ve tmě. Červený fosfor je méně toxický, ale jeho prach může způsobit chronickou otravu, zápal plic a podráždění kůže. Černý fosfor není toxický. Bílý (žlutý) fosfor je klasifikován jako vysoce toxická látka s dráždivými, neurotoxickými a hepatotoxickými účinky. To je způsobeno inhibicí oxidačních procesů v buňkách a přímým nekrotizujícím účinkem na jaterní buňky. Konečný mechanismus toxického účinku fosforu však není zcela objasněn. Porušení těsnosti zařízení, procesy s uvolňováním plynů, odchylky od technologických předpisů, havarijní stavy, nízká účinnost zachycování a neutralizace odpadních plynů a také opravy zařízení kontaminovaných fosforem mohou vést k uvolňování fosforových par. , jeho oxidy, fosfin a oxid do ovzduší průmyslových prostor uhlík. V těchto případech se fosfor a jeho anorganické sloučeniny mohou dostat do lidského těla vdechováním nebo požitím slinami. Kontakt s pokožkou může způsobit samovolné vznícení fosforu a popáleniny II-III závažnosti. Smrtelná dávka bílého fosforu v jedné perorální dávce je 0,05-0,5 g a inhalace fosfinu v koncentraci 10 mg/m3 po dobu několika hodin může být fatální. Chronická otrava fosforem se může vyvinout po 3-5 letech práce v kontaktu s fosforem. Zpočátku patologický proces zahrnuje ústní sliznici a zuby: zánět dásní, výskyt fosforových pruhů na předních zubech, periodontální onemocnění. Charakteristické je poškození kostní tkáně [1] [6] [3].

Poznámky

1. ↑ 1,001,011,021,031,041,051,061,071,081,091,101,111,12Berdonosov S.S., Berdonosov P.S.Fosfor(nespecifikováno) . Encyklopedie Cyrila a Metoděje. Datum přístupu: 6. května 2024.
2. ↑ 2,02,12,22,32,42,52,62,72,8 fosfor(nespecifikováno) . Velká sovětská encyklopedie. Datum přístupu: 6. května 2024.
3. ↑ 3,03,13,23,33,43,5Gulyaeva N.V., Agranat, V.Z., Savvateeva Zh.P., Buromsky I.V., Kozlovsky V.A., Samoilov D.N.Fosfor(nespecifikováno) . Velká lékařská encyklopedie. Datum přístupu: 6. května 2024.
4. ↑Prvky: světélkující fosfor(nespecifikováno) . Planetárium-Moskva (17. července 2019). Datum přístupu: 6. května 2024.
5. ↑Phosphorus, Phosphorus, P (15)(nespecifikováno) . Chemická fakulta Moskevské státní univerzity. Datum přístupu: 6. května 2024.
6. ↑ 6,06,16,26,36,46,56,6Alikberová L. Yu.Fosfor(nespecifikováno) . Velká ruská encyklopedie (2017). Datum přístupu: 6. května 2024.
7. ↑ 7,07,17,2Bílý fosfor. Odkaz(nespecifikováno) . Ria (17. listopadu 2005). Datum přístupu: 6. května 2024.
8. ↑Bílý fosfor(nespecifikováno) . Světová zdravotnická organizace. Datum přístupu: 15. ledna 2024.

Tento článek má stav „připraveno“. To sice nevypovídá o kvalitě článku, ale hlavní téma už dostatečně pokryl. Pokud chcete článek vylepšit, klidně jej upravte!

Druhy luminiscenčních barev, oblasti použití luminiscenční barvy.

Mezi moderními dekorativními materiály používanými ve výzdobě existuje mnoho úžasných, které svými vlastnostmi ohromují představivost. Ještě před pár lety by si něco takového nebylo možné ani představit, ale dnes existuje spousta různých možností, jak ten či onen nový materiál využít.

Jedním ze stále oblíbenějších materiálů je barva svítící ve tmě. Budeme mluvit o tom, co to je.

Co je luminiscenční barva

Barva Glow in the Dark není nic jiného než barva s přídavkem záře v tmavém pigmentu.

Na základě vzhledu tohoto pigmentu může být svítivá barva:

• Luminiscenční – barva, která svítí ve tmě;

• Fluorescenční – vysoce svítivá barva, která září v UV světle;

• Reflexní barva – při dopadu paprsku světla jasně září.

Zářící pigment se přidává do různých barev, akrylových, polyuretanových, alkydových a přimíchává se do epoxidové pryskyřice, čímž vytváří téměř magické efekty.

Použití různých typů svítících barev závisí na vlastnostech plniv a ekologické šetrnosti základny.

Nejoblíbenější je samozřejmě luminiscenční barva. Fosfor svítí díky absorpci světla a jeho následnému uvolnění ve tmě. Pro udržení efektu záře po dlouhou dobu stačí asi patnáct minut pobytu na dobře osvětleném místě.

Dalším typem svítivé barvy je fluorescenční. Vzhledem k tomu, že záře této barvy je možná pouze pod UV osvětlením, obvykle se používá k výzdobě interiérů barů, klubů a podobných zařízení, ve špionážních hrách (v mnoha filmech postavy zanechávaly poznámky pomocí fluorescenční barvy). A vzhledem k tomu, že fluorescenční barvy jsou velmi světlé, používají se k dekoraci tam, kde je to potřeba. No, já nevím, oblečení tam je.

Reflexní barva obvykle se používá při výzdobě ulic (fasády budov, různé obvodové konstrukce, dopravní značení). Sám o sobě nesvítí, ale odráží směrové světlo. Světelného efektu je v něm dosaženo díky speciálním částicím, které jsou schopny odrážet světlo dopadající na lakovaný povrch ve tmě zpět ke zdroji s minimálním rozptylem světla. A zdá se, že lakovaný povrch vydává světlo sám o sobě.

Dopravní signály často kombinují fluorescenční (pro denní jas) a retroreflexní (k upoutání pozornosti v noci) povlaky.

Vzhledem k tomu, že fyzikální vlastnosti nátěrové hmoty, jako je životnost, odolnost vůči teplotním změnám, uvolňování škodlivých látek, závisí na typu pojiva, je při rozhodování o tom, kde a jak složení použít, rozhodující jeho výběr. Pro dekoraci interiéru a dekoraci předmětů, se kterými lidé často přicházejí do styku, je zvolena nejbezpečnější varianta – akrylová základna.

Luminiscenční barvy jsou bezpečné

Luminiscenční a fluorescenční barvy na bázi fosforu jsou ekologickým produktem, který je zdravotně nezávadný.

Mnoho lidí se je však bojí používat, protože první svítící barvy vznikly přidáním radioaktivních solí do barvy, která dávala záři. Samozřejmě to bylo velmi nebezpečné. Pak se objevily svítivé barvy s přídavkem fosforu, také ve tmě dobře svítily a stejně jako jejich předchůdci byly zdraví škodlivé. V dnešní době se takové barvy již nevyrábějí a nebezpečí, že se s těmito barvami setkáte ve starožitnictví, můžete zažít pouze při výběru retro věci se svítícími prvky.

V dnešní době se svítící barvy vyrábějí pomocí fosforových krystalů (tyto nádherné krystaly dokážou světlo akumulovat a následně ho postupně uvolňovat). Takové barvy jsou zdravotně nezávadné.

Moderní barvy svítící ve tmě se nazývají fosforeskující, ale s nebezpečným fosforem nemají nic společného.

Je zvláštní, že známá záře bílého fosforu při kontaktu se vzduchem, která dává jméno samotnému fenoménu fosforescence, také není fosforescence, ale chemiluminiscence, která doprovází proces oxidace fosforu.

Fosforescenci by se také nemělo zaměňovat s radioluminiscencí – záře pod vlivem radioaktivních izotopů, které se používaly ve vojenské technice minulých let k nanášení povlaku svítícího ve tmě na číselníky a ručičky hodinek, číselníky a ručičky přístrojů atd. přes

Moderní svítivé barvy (luminiscenční, fluorescenční, retroreflexní) jsou netoxické a neradioaktivní.

Výroba zářící barvy doma

Pokud si chcete luminiscenční barvu vyzkoušet ve své práci a zhodnotit všechny její přednosti, můžete si ji vyrobit doma nebo zakoupit již hotovou.

Abyste získali zářící barvu, budete potřebovat základ (například akrylový lak), fosforový prášek a nádobu na míchání. Sytost barvy a stupeň lesku bude záviset na množství svítícího pigmentu. Optimální poměr je přibližně 1:2 (na 1 díl prášku, dva díly laku) nebo 30 %. Maximální množství pigmentu, které lak pojme, je stanoveno na 50 %. Pro lepší promíchání můžete nejprve smíchat fosfor s malým množstvím vody (1-2% celkové hmoty) a teprve poté zavést tuto kompozici do akrylové báze. Chcete-li přidat barvu do kompozice, můžete do ní přidat trochu odstínu nebo umělecké akrylové barvy. Po dobrém promíchání budete mít složení připravené k použití.

Nevýhodou podomácku vyrobené luminiscenční barvy je v první řadě nepřesný poměr složek. Pokud tedy směs dojde, je extrémně obtížné vytvořit úplně stejnou. Kromě toho pojivo (v našem případě akrylový lak) rychleji schne, když jsou přidány a aktivně míchány cizí nečistoty, což značně snižuje trvanlivost kompozice.

Nejlepší možností při použití v dekoraci a decoupage je nákup hotové barvy. Výrobci jsou zodpovědní za kvalitu svých materiálů a dodržují proporce při výrobě. Průmyslově vyráběná barva má vždy jednotnou konzistenci a sklenice se stejným značením se shodují v tónu a stupni luminiscence.

Oblast použití luminiscenční barvy, vlastnosti práce s ní

Záře ve tmě akrylové barvy mají různé aplikace.

Jednou z nejoblíbenějších oblastí použití je interiérová výzdoba. Stěny natřené luminiscenčními barvami vypadají úžasně. Trik této malby je v tom, že za denního světla nejsou barvy buď vůbec vidět, nebo vytvářejí lehký průsvitný povlak. Jakmile však světlo zhasnete, povrchy natřené zářivou barvou získají pohádkový vzhled. Pokud navíc zakryjete vypínače světel luminiscenční barvou, v tmavé místnosti je mnohem snáze najdete.

Květinové aranžmá nepopsatelné krásy získáte nanesením malého množství svítivé barvy na okvětní lístky. Líčení a manikúra s přidáním luminiscenční barvy, zdobení těla a make-up vypadají originálně a odvážně. Oblečení zdobené tímto nátěrem nechá svého majitele vyniknout v davu na večírku a ochrání ho v noci na cestách. Všude, kde je nanesena luminiscenční barva, dodá vytvořenému obrazu jedinečnost.