Fosfor

Från GuldWiki
Hoppa till: navigering, sök
Fosfor
P-TableImage.png
Tecken
P
Atomnr.
15
Grupp
15
Period
3
Block
p
Allmänt
Ämnesklassicke-metaller
Densitet1823 kg/m3 (273 K)
Utseendefärglös/röd/ svagtgul-vit vaxliknande
Utseende
Atomens egenskaper
Atommassa30,973761 u
Atomradie (beräknad)100 (98) pm
Kovalent radie106 pm
van der Waalsradie180 pm
Elektronkonfiguration[ Ne ] 3s23p3
e per skal2, 8, 5
Oxidationstillstånd (O)±3, 5, 4 (svagt sur)
Kristallstrukturmonoklinisk
Ämnets fysiska egenskaper
Aggregationstillståndfast
Magnetiska egenskapericke magnetisk
Smältpunkt317,3 K (44,2 °C)
Kokpunkt550 K (280 °C)
Molvolym17,02 ·10-6 m3/mol
Ångbildningsvärme12,129 kJ/mol
Smältvärme0,657 kJ/mol
Ångtryck20,8 Pa vid 294 K
Ljudhastighet- m/s vid 293,15 K
Diverse
Elektronegativitet2,19 (Paulingskalan)
Värmekapacitet769 J/(kg·K)
Elektrisk ledningsförmåga1,0·10-9 S/m (Ω−1·m−1)
Värmeledningsförmåga0,235 W/(m·K)
1a jonisationspotential1011,8 kJ/mol
2a jonisationspotential1907 kJ/mol
3e jonisationspotential2914,1 kJ/mol
4e jonisationspotential4963,6 kJ/mol
5e jonisationspotential6273,9 kJ/mol
Stabilaste isotoper
Isotop F % Halv.tid Typ Energi (MeV) Prod.
31P 100% 31P, stabil isotop med 16 neutroner
32P syntetisk 14,28 dygn β- 1,709 MeV 32S
33P syntetisk 25,34 dygn β- 0,249 MeV 33S
SI-enheter & STP används om ej annat angivits.

Fosfor (latinskt namn: Phosphorus) (P) är ett icke-metalliskt grundämne tillhörande kvävegruppen. Fosfor ingår i kemiskt bunden form i RNA och DNA, och är nödvändig för alla levande celler. Fosfor kan inte hittas i fri form i naturen, på grund av hög kemisk reaktionsförmåga.

Fri fosfor används i formen vit fosfor i lysgranater och i brandbomber. "Fosfor" finns också i formen röd fosfor i plånet på tändsticksaskar.

Fosforföreningar ingår i NPK (konstgödsel), vilket är det viktigaste kommersiella användningsområdet. Fosforföreningar förekommer även i nervgaser, bekämpningsmedel, tandkräm och tvättmedel. Fosfor upptäcktes av tysken Henning Brand på 1600-talet.

Fri fosfor

Fosfor förekommer i ren form i flera allotroper.

Vit fosfor (även kallad gul fosfor), som var den första formen av fri fosfor att upptäckas (år 1669), sänder ut ett blekt ljus vid kontakt med luft (eftersom luft innehåller syre) och har på grund av detta fått sitt namn från Φωσφόρος som är grekiska och betyder ljusbäraren (latin: Lucifer), vilket syftar på "Morgonstjärnan", alltså planeten Venus.

Vit fosfor används bland annat i brand- och rökgranater. Det självantänder snart om det förvaras i luft och är mjukt som ost. För att kunna skäras utan att antändas måste vit fosfor skäras under vatten. Vit fosfor är mycket giftigt. Tillsammans med syre brinner fosfor till en vit rök av fosforpentoxid, som kraftigt drar till sig vatten varvid det under värmeutveckling bildas fosforsyra.

Röd fosfor, som är en annan (omvandlings-)form av fri fosfor, reagerar svagare men ändå explosionsartat vid mekanisk påverkan i kombination med oxidationsmedel och är den aktiva beståndsdelen i plånet på tändsticksaskar. Röd fosfor har inte alls samma toxiska egenskaper som vit fosfor.

Föreningar

Fosfor bildar många både oorganiska och organiska föreningar, av vilka flera har stor biologisk betydelse.

Biologisk betydelse

Den största delen av all fosfor, cirka 86 %, som finns upplagrad i kroppen finns i ben och tänder i form av svårupplösliga kalcium-fosforföreningar. 8 till 9 % finns i musklerna och resten i organen och blodet.

Fosfor ingår i många av de enzymer som styr näringsomsättningen och har därmed en viss betydelse för omsättningen av fett och kolhydrater. Det är dessutom en beståndsdel av den viktiga ATP-molekylen, som är kroppens viktigaste energireserv. Fosfor medverkar även vid bildandet av nukleinsyra, som bär på arvsanlagen, och ingår i fosfolipiderna som reglerar fettomsättningen och blodets fettbalans. Det har betydelse för utnyttjandet av hormonerna, genom att fosforhaltiga föreningar transporterar hormonerna från cellmembranens yttersidor in i cellerna.

Brist på fosfor i kroppen kan leda till besvär med bukspottkörteln, mjuk benstomme, tandbesvär, hämmad tillväxt, viktförlust, försämring av hjärnans och nervernas kapacitet och allmän svaghet.

Om man däremot ständigt har ett för högt intag så förskjuts blodets syrabasbalans i sur riktning, vilket i sin tur resulterar i att stora mängder kalcium mobiliseras från benstommen och i en förening med fosforöverskottet förs ut med urinen. Till följd av fosforöverskottet uppstår en kalciumbrist och dessutom en kraftig ökning av blodets fetthalt och därmed möjliga cirkulationsbesvär. En kosthållning som innebär stora mängder kött eller fisk leder till att man får i sig 3 till 4 gånger mer fosfor än nödvändigt, vilket kan ge hälsomässiga följder.

Fosfor finns mest i kött, fisk, fågel, ägg, korn, ris, mejeriprodukter, öljäst, lecitin, ärtväxter och torkad frukt.

Rekommenderat dagligt intag: Barn 280–540 mg, män och kvinnor 600–700 mg (ammande 900 mg). Se vidare RDI-tabell.

Organismen GFAJ-1 kan ha ersatt fosfor i föreningar med arsenik, men detta är omdiskuterat.[1]

Historik

Fosfor upptäcktes 1669 av den tyske alkemisten Henning Brand, när han försökte skapa guld av mänsklig urin.

Förr användes vit fosfor i tändstickstillverkning till tändstickornas tändsatser, vilket var farligt på grund av ämnets giftighet. Mord, självmord och oavsiktliga förgiftningar förekom. Tändsticksarbetare som utsattes för fosforångor drabbades av nekros i käkbenen, så kallad fosforkäke. När en säker metod för framställning av röd fosfor upptäcktes, så stiftades lagar som krävde en övergång till röd fosfor i tändstickstillverkningen. Det var svensken Carl Wilhelm Scheele som kom på hur man skulle kunna tillverka fosfor industriellt. Den kunskapen ledde senare till tändstickan.

Fosfor och internationell rätt

Det finns i internationell rätt inte konventioner som begränsar användandet av just "vit fosfor", utan konventionerna gäller användandet av brandbomber som ofta innehåller vit fosfor. Konventionerna är tydliga med att lysgranater eller rökgranater, inte är att betrakta som brandbomber. Det finns därför inga begränsningar för användandet av vit fosfor i lysgranater eller rökgranater.

Källor

  • Nationalencyklopedin 6. Bra Böcker. 1989. Sid. 542. ISBN 91-7024-621-1 
  • Sherwood, Martin (1990). Kemin, Grundämnen & föreningar. Bonniers. Sid. 48. ISBN 91-34-50893-7 


Se även