Fosfor

grundstof med atomnummer 15
Confusion colour.svg Ikke at forveksle med Lysstof.

Fosfor, også kendt som phosphor i fagsprog (på græsk betyder phôs lys og phoros betyder bærende, altså lys-bærende) er et grundstof med symbolet P og atomnummeret 15. Fosfor er meget reaktionsvillig og findes ikke frit i naturen.

Fosfor
Red phosphorus in a tube - P 15 .jpg
vokshvid/sort/rødt/farveløs
Periodiske system
Generelt
Atomtegn P
Atomnummer 15
Elektronkonfiguration 2, 8, 5 Elektroner i hver skal: 2, 8, 5. Klik for større billede.
Gruppe 15 (Ikke-metaller)
Periode 3
Blok p
CAS-nummer 7723-14-0
Atomare egenskaber
Atommasse 30,973762
Atomradius 100 pm
Kovalent radius 106 pm
Van der Waals-radius 180 pm
Elektronkonfiguration [Ne] 3s² 3p3
Elektroner i hver skal 2, 8, 5
Kemiske egenskaber
Oxidationstrin 5, 4, 3, 2, 1, -3
Elektronegativitet 2,19 (Paulings skala)
Fysiske egenskaber
Smeltepunkt 44,2 °C
Kogepunkt 277 °C
Smeltevarme 0,66 kJ/mol
Fordampningsvarme 12,4 kJ/mol
Varmefylde 23,824 J·mol–1K–1

Fosfor er en vigtig brik i opbygningen af DNA og RNA og er desuden et essentielt stof for alle levende celler. Fosfor bruges også til fremstilling af gødning, hvilket er den vigtigste kommercielle anvendelse af grundstoffet.[1] Desuden finder man fosfor i sprængstoffer, nervegas, fyrværkeri, pesticider, tandpasta og vaskemidler.

Forbruget af fosfor er stærkt stigende og der forudses en global mangelsituation.[2]

HistorieRediger

Den tyske alkymist Hennig Brand opdagede fosfor i 1669 under bearbejdelse af urin. Urin indeholder ved et normalt stofskifte opløst fosfor.[3] Mens han arbejdede i Hamborg prøvede Brand at destillere nogle salte ved at inddampe urin. Processen resulterede i et hvidt stof som lyste i mørke og brændte med en flot flamme. Det fik navnet phosphorus mirabilis.[4]

Fosfor blev først kommercielt anvendeligt for tændstikindustrien i det 19. århundrede ved at destillere fosfordampe fra bundfældet fosfat, opvarmet i en retort. Tændstikker fra den tid, som blev lavet med fosfor, var giftige og derved farlige for mennesker, hvilket resulterede i mord, selvmord og uheld i form af forgiftninger.

Biologisk betydningRediger

Stoffet indgår i dyrs celler og væv, fortrinsvis i form af fosfat.

To helt væsentlige forhold er baseret på fosfor:

  • Energiformen ATP (adenosintrifosfat), hvor der foruden adenosin indgår tre energirige fosforbindinger, hvilket har betydning for leveringen af kemisk energi, som for eksempel ved funktionen af muskler
  • Arvematerialet DNA er bl.a. opbygget af fosforbindinger. Desuden er alle nukleinsyrerne opbygget tilsvarende med fosfat.

Cellulære processer reguleres ofte ved hjælp af de regulerende molekylers indhold af fosfat, bl.a. i tænder. Mange proteiner slukker for deres aktivitet via fosforylering og defosforylering, ligesom mange cofaktorer, toxiner og andre giftstoffer indeholder fosfatgrupper.

MennesketRediger

Fosfor er af helt afgørende betydning for mennesket, og kroppens behov for fosfor dækkes igennem føden, med en maksimal anbefalet mængde på 70 mg pr. kg kropsvægt dagligt. Menneskelegemet indeholder i alt 800-1.200 g fosfor, hvoraf det meste (80-85 %) findes i skelettet, fordi det sammen med calcium benyttes til opbygning af knoglemasse.

Fosfor findes især i mælk, nødder, frugt og grønt (bælgplanter), hvede og ris. Nyrerne regulerer fosformængden ved at udskille overskydende mængder af stoffet med urinen og ved at tilbageholde fosfor, hvis der er mangel på det.

SygdomstilstandeRediger

Mangel på fosfor kan give muskelsvaghed, og knoglesvind kan optræde, hvis stoffet mangler i længere tid. Manglen kan optræde hos for tidligt fødte og hos personer, hvor en tarmsygdom forhindrer optagelsen.

For meget fosfor i kroppen er også farligt, fordi calciummængden i blodet vil stige. Symptomet herfor kan f.eks. være kramper.

ForholdsreglerRediger

Der findes mange organiske forbindelser, hvor fosfor indgår, og nogle af dem er meget giftige. Flourfosfat-estere er blandt de giftigste neurotoksiner, som man kender til. En stor del af de organiske fosfor-forbindelser er netop anvendt på grund af deres giftighed som i for eksempel pesticider og kemiske våben i form af neurotoksiner. De fleste uorganiske fosfatforbindelser er forholdsvis ugiftige og vigtige næringsstoffer for planter. En større tilstedeværelse af fosfater i miljøet kan medføre eutrofiering.

Den hvide fosfors allotropi bør altid opbevares i vand, da den udgør en alvorlig brandfare, fordi den ellers reagerer med ilten i luften. Ved håndtering bør man anvende en tang, for hvis fosfor kommer i kontakt med huden kan det forårsage alvorlige forbrændinger.

Når den hvide form af fosfor bliver udsat for sollys eller opvarmet i dens egen damp til 250oC, så transformerer den til den røde form af fosfor. Den røde form antænder ikke af sig selv og den er ikke ligeså farlig som den hvide form. Alligevel bør man håndtere det med forsigtighed, da den omdanner sig til den hvide form igen inden for nogle bestemte temperaturintervaller og udsender desuden giftige dampe bestående af fosforoxider, hvis man varmer det op.

Se ogsåRediger

Eksterne links og henvisningerRediger

  • Parkes, G. D.; Mellor, J. W. (1939). Mellor's Modern Inorganic Chemistry. Longman's Green and Co. 
Wikimedia Commons har medier relateret til: