Fosfor

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök
Den här artikeln handlar om grundämnet fosfor. För ordet fosfor med betoningen på andra stavelsen hänvisas till artikeln lysämne.
Fosfor
P-TableImage.png
Tecken
P
Atomnr.
15
Grupp
15
Period
3
Block
p
Allmänt
Ämnesklass icke-metaller
Densitet 1823 kg/m3 (273 K)
Utseende färglös/röd/svagt gul-vit, vaxliknande
Utseende
Atomens egenskaper
Atommassa 30,973761 u
Atomradie (beräknad) 100 (98) pm
Kovalent radie 106 pm
van der Waalsradie 180 pm
Elektronkonfiguration [ Ne ] 3s23p3
e per skal 2, 8, 5
Oxidationstillstånd (O) ±3, 5, 4 (svagt sur)
Kristallstruktur monoklinisk
Ämnets fysiska egenskaper
Aggregationstillstånd fast
Magnetiska egenskaper icke magnetisk
Smältpunkt 317,3 K (44,2 °C)
Kokpunkt 550 K (280 °C)
Molvolym 17,02 ·10-6 m3/mol
Ångbildningsvärme 12,129 kJ/mol
Smältvärme 0,657 kJ/mol
Ångtryck 20,8 Pa vid 294 K
Ljudhastighet - m/s vid 293,15 K
Diverse
Elektronegativitet 2,19 (Paulingskalan)
Värmekapacitet 769 J/(kg·K)
Elektrisk ledningsförmåga 1,0·10-9 S/m (Ω−1·m−1)
Värmeledningsförmåga 0,235 W/(m·K)
1a jonisationspotential 1011,8 kJ/mol
2a jonisationspotential 1907 kJ/mol
3e jonisationspotential 2914,1 kJ/mol
4e jonisationspotential 4963,6 kJ/mol
5e jonisationspotential 6273,9 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[redigera | redigera wikitext]

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[redigera | redigera wikitext]

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

Biologisk betydelse[redigera | redigera wikitext]

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

Fosfor reagerar med bisköldkörtelhormon, och 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 (hypofosfatemi) kan leda till besvär med bukspottkörteln, mjuk benvävnad, tandbesvär, hämmad tillväxt, viktförlust, försämring av hjärnans och nervernas kapacitet och allmän svaghet (fatigue).

Om man däremot ständigt har ett för högt intag (hyperfosfatemi), förskjuts blodets syrabasbalans i sur riktning (mot acidos), vilket i sin tur resulterar i att stora mängder kalcium mobiliseras från benvävnaden 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[redigera | redigera wikitext]

Fosfor upptäcktes 1669 av den tyske alkemisten Henning Brand, när han försökte skapa guld av mänsklig urin. Efter att ha hemlighållit framställningsmetoden en tid sålde han den till Johan Daniel Krafft. Denne visade det bl. a. för den engelske kemisten och fysikern Robert Boyle, som lyckades komma på metoden och publicerade den 1680. År 1769 fann svensken Carl Wilhelm Scheele ett enklare och billigare sätt för framställning från ben. [2]

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[redigera | redigera wikitext]

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[redigera | redigera wikitext]

  1. ^ Arsenikbaserad livsform debatteras
  2. ^ Anders Lennartsson, Periodiska systemet, Studentlitteratur, 2011


Se även[redigera | redigera wikitext]