Fosfor

Fra Wikipedia, den frie encyklopædi
Gå til: navigation, søg
Egenskaber
Udseende
P,15.jpg
vokshvid/sort/rødt/farveløs
Generelt
Navn(e): Fosfor, Phosphor
Kemisk symbol: P
Atomnummer: 15
Atommasse: 30.973762 g/mol
Grundstofserie: Ikke-metaller
Gruppe: 15
Periode: 3
Blok: p
Elektronkonfiguration: [Ne] 3s² 3p3
Elektroner i hver skal: 2, 8, 5
Atomradius: 100 pm
Kovalent radius: 106 pm
Van der Waals-radius: 180 pm
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
ID-numre
CAS-nummer: 7723-14-0

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 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. Desuden finder man fosfor i sprængstoffer, nervegas, fyrværkeri, pesticider, tandpasta og vaskemidler.

Historie[redigér | redigér wikikode]

Det var den tyske alkymist Hennig Brand som opdagede fosfor i 1669 under bearbejdelse af urin. Urin indeholder en hel del opløst fosfor i forbindelse med et normalt stofskifte. Mens han arbejdede i Hamborg prøvede Brand at destillere nogle salte ved at inddampe noget urin. Processen resulterede i hvidt materiale som lyste i mørke og brændte fantastisk. Da fosfor er selvlysende kaldte han det "min ild" og troede, at han havde isoleret et af grækernes fire elementer: jord, ild, vand og luft.

Fosfor blev først gjort kommercielt 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 med forgiftninger.

Biologisk betydning[redigér | redigér wikikode]

Stoffet indgår i dyrs celler og væv, fortrinsvis i formen fosfat.

To helt væsentlige forhold er baseret på fosfor:

  • Energiformen ATP (adenosintrifosfat), hvor der foruden adenosin indgår tre energirige fosforbindinger, hvilket har betydning for funktionen af muskler
  • Arvematerialet DNA er bl.a. opbygget af fosforbindinger.

Mennesket[redigér | redigér wikikode]

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 %) 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.

Sygdomstilstande[redigér | redigér wikikode]

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 tarmsygdom forhindrer optagelsen.

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

Forholdsregler[redigér | redigér wikikode]

Skull and crossbones.svg

Der findes et bredt udvalg af fosfors organiske forbindelser og nogen af dem er meget giftige. Flourfosfat estere er blandt de giftigste neurotoksiner som man kender til. En god del af de organiske fosfor-forbindelser er netop brugt på grund af deres giftighed som i for eksempel pesticider og våben/krig i form af et neurotoksin. De fleste uorganiske fosfat forbindelser er forholdsvis ikke giftige og et vigtigt næringsstof for planter. Hvis du vil læse mere om fosfors uønskede bivirkninger i miljøet, se eutrofiering.

Den hvide fosfors allotropi bør altid opbevares i vand, da den udgør en seriøs brandfare da den meget gerne vil reagere med ilten i luften. Hvis man skal omgås med den, så bør man bruge en tang, for hvis fosfor kommer i kontakt med ens hud, så forsager den 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 også[redigér | redigér wikikode]

Commons-logo.svg
Wikimedia Commons har medier relateret til: