Fosfor – Wikipedia

Fosfor
Nummer 15 Tecken P Grupp 15 Period 3 Block p
N ↑ P ↓ As Kisel ← Fosfor → Svavel     [Ne] 3s2 3p3             15P                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                         Vaxvit, röd och violett fosfor. Emissionsspektrum
Generella egenskaper
Relativ atommassa	30,973761998(5)[1] u
Utseende	Färglös, vaxvit, gul, scharlakansröd, röd, violett, svart.
Allotroper	Vit fosfor (V) Röd fosfor (R) Svart fosfor (S) Violett fosfor (Vi)
Fysikaliska egenskaper
Densitet vid r.t.	V: 1,823 g/cm3 R: ≈ 2,2–2,34 g/cm3 S: 2,69 g/cm3 Vi: 2,36 g/cm3
Aggregationstillstånd	Fast
Smältpunkt	317,3 K (44,15 °C)
Kokpunkt	553,2 K (276,85 °C)[2]
Molvolym	17,02 × 10−6 m³/mol
Smältvärme	V: 0,66 kJ/mol
Ångbildningsvärme	V: 51,9[2] kJ/mol
Specifik värmekapacitet	R: 685,6[3] J/(kg × K)
Molär värmekapacitet	V: 23,824 J/(mol × K)
Ångtryck (vit) Tr. (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k Te. (K) 279 307 342 388 453 549 Ångtryck (röd: 431 °C) Tr. (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k Te. (K) 455 489 529 576 635 704
Atomära egenskaper
Atomradie	100 pm
Kovalent radie	106 pm
van der Waalsradie	180 pm
Elektronaffinitet	72 kJ/mol
Jonisationspotential	Första: 1 011,8 kJ/mol Andra: 1 907 kJ/mol Tredje: 2 914,1 kJ/mol Fjärde: 4 963,6 kJ/mol (Lista)
Elektronkonfiguration
Elektronkonfiguration	[Ne] 3s2 3p3
e− per skal	2, 8, 5
Kemiska egenskaper
Oxidationstillstånd	5, 4, 3, 2,[4] 1,[5] −1, −2, −3
Oxider (basicitet)	P2O5 (svagt sur)
Elektronegativitet	2,19 (Paulingskalan) 2,253 (Allenskalan)
Diverse
Kristallstruktur	Kubisk rymdcentrerad
Värmeledningsförmåga	V: 0,236 W/(m × K) S: 12,1 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet	10−9 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet	102 nΩ × m (20 °C)
Magnetism	Diamagnetisk[6]
Magnetisk susceptibilitet	R: −1,9 × 10−5[7] S: −2,9 × 10−5[7]
Brytningsindex	1,001212
Kompressionsmodul	V: 5 GPa R: 11 GPa
Identifikation
RTECS-nummer	TH3495000, TH3500000
Historia
Namnursprung	Från grekiska fosforos, ”ljusbärare”[8][9]
Upptäckt	Henning Brand (1669)
Fastställt som ett grundämne av	Antoine Lavoisier (1777)[10]
Stabilaste isotoper
Huvudartikel: Fosforisotoper Nuklid NF t1/2 ST SE (MeV) SP 28P {syn.} 270,3 ms β+ 14,332 28Si β+ + p 27Al β+ + α 24Mg 29P {syn.} 4,142 s β+ 4,943 29Si 30P {syn.} 2,498 min β+ 4,232 30Si 31P 100 % Stabil 32P Spår 14,263 d β− 1,711 32S 33P {syn.} 25,34 d β− 0,249 33S 34P {syn.} 12,43 s β− 5,374 34S 35P {syn.} 47,3 s β− 3,989 35S
Säkerhetsinformation
Säkerhetsdatablad: Sigma-Aldrich
Globalt harmoniserat system för klassifikation och märkning av kemikalier GHS-märkning av farliga ämnen enligt EU:s förordning 1272/2008 (CLP) på grundval av följande källa: [12] Röd Brandfarlig Vit Brandfarlig Giftig Frätande Miljöfarlig
H-fraser	Röd: H228, H412 Vit: H250, H300, H314, H330, H400
P-fraser	Röd: P210, P275[11] Vit: P?
SI-enheter och STP används om inget annat anges.

Fosfor (från det grekiska ordet φωσφόρος, fosforos, "ljusbärare") (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.

I människokroppen har fosfor till funktion att bidra till fosforylering.^[13] Detta inträffar i viktiga processer som proteinkinasen och cellens energihantering (se exempelvis adenosintrifosfat och oxidativ fosforylering).

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.

Vit fosfor består av P₄-molekyler där atomerna ligger i hörnen av en tetrader och varje atom binder till övriga tre fosforatomer. Vit fosfor finns i två former, alfa och beta, som skiljer sig åt beträffande hur P₄-molekylerna är packade i förhållande till varandra.

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. Röd fosfor är en polymer där många fosforatomer binder till varandra. Den är amorf och kan betraktas som en övergångsform till violett fosfor.

Violett fosfor är en kristallin form som kan framställas genom kristallisation ur en blysmälta ("Hittorfs fosfor"). Den är mindre reaktiv än den röda fosforn.

Svart fosfor, som kan framställas vid högt tryck och temperatur, är grafitliknande.

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

Den största delen av all fosfor, cirka 86 %, som finns upplagrad i kroppen finns i benvävnad och tänder i form av svårlösliga 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, vuxna 600–700 mg (ammande kvinnor 900 mg). Se vidare RDI-tabell.

Enligt Livsmedelsverkets rikstäckande undersökning av kostvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten - 2010-11, var intaget av fosfor i genomsnitt 1 374 mg per dag, varav 1 242 mg för kvinnor och 1 541 mg för män.^[14]

Organismen GFAJ-1 kan ha ersatt fosfor i föreningar med arsenik, men detta är omdiskuterat.^[15]

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. ^[16]

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.

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.

• 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 

• Wikimedia Commons har media som rör Fosfor.
  Bilder & media

v • r Periodiska systemet 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18  1  H He  2  Li Be B C N O F Ne  3  Na Mg Al Si P S Cl Ar  4  K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr  5  Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe  6  Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn  7  Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Metaller Halvmetall Icke-metaller Okända kemiska egenskaper Alkalimetall Alkalisk jordartsmetall Lantanoid Aktinoid Övergångsmetall Övrig metall Diatomisk icke-metall Polyatomisk icke-metall Ädelgas