Fosfor -Phosphorus

Fosfor,  15 P
PhosphComby.jpg
voksaktig hvit (gult kutt), rødt (granulat midt til venstre, stykke midt til høyre) og fiolett fosfor
Fosfor
Uttale / ˈ f ɒ s f ər ə s / ​( FOS -fər-əs )
Allotroper hvit, rød, fiolett, svart og andre (se Allotropes of phosphorus )
Utseende hvit, rød og fiolett er voksaktig, svart ser metallisk ut
Standard atomvekt A r, std (P) 30 973 761 998 (5)
Overflod
jordskorpen 5,2 (silisium = 100)
Fosfor i det periodiske systemet
Hydrogen Helium
Litium Beryllium Bor Karbon Nitrogen Oksygen Fluor Neon
Natrium Magnesium Aluminium Silisium Fosfor Svovel Klor Argon
Kalium Kalsium Scandium Titanium Vanadium Krom Mangan Jern Kobolt Nikkel Kobber Sink Gallium Germanium Arsenikk Selen Brom Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirkonium Niob Molybden Teknetium Ruthenium Rhodium Palladium Sølv Kadmium Indium Tinn Antimon Tellur Jod Xenon
Cesium Barium Lantan Cerium Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platina Gull Kvikksølv (element) Tallium Lede Vismut Polonium Astatin Radon
Francium Radium Aktinium Thorium Protactinium Uran Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium California Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
N

P

As
silisiumfosforsvovel
Atomnummer ( Z ) 15
Gruppe gruppe 15 (pnictogens)
Periode periode 3
Blokkere   p-blokk
Elektronkonfigurasjon [ Ne ] 3s 2 3p 3
Elektroner per skall 2, 8, 5
Fysiske egenskaper
Fase ved  STP fast
Smeltepunkt hvit: 317,3  K (44,15 °C, 111,5 °F)
rød: ~860 K (~590 °C, ~1090 °F)
Kokepunkt hvit: 553,7 K ​(280,5 °C, ​536,9 °F)
Sublimeringspunkt rød: ≈689,2–863 K ​(≈416–590 °C, ≈780,8–1094 °F)
fiolett: 893 K (620 °C, 1148 °F)
Tetthet (nær  rt ) hvit: 1,823 g/cm 3
rød: ≈2,2–2,34 g/cm 3
fiolett: 2,36 g/cm 3
svart: 2,69 g/cm 3
Fusjonsvarme hvit: 0,66  kJ/mol
Fordampningsvarme hvit: 51,9 kJ/mol
Molar varmekapasitet hvit: 23,824 J/(mol·K)
Damptrykk (hvit)
P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ved  T  (K) 279 307 342 388 453 549
Damptrykk (rødt, bp 431 °C)
P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ved  T  (K) 455 489 529 576 635 704
Atomegenskaper
Oksidasjonstilstander −3 , −2, −1, 0, +1, +2, +3 , +4, +5 (et lett surt oksid)
Elektronegativitet Pauling-skala: 2,19
Ioniseringsenergier
Kovalent radius 107±3  pm
Van der Waals radius 180 pm
Fargelinjer i et spektralområde
Spektrallinjer av fosfor
Andre eiendommer
Naturlig forekomst primordial
Krystallstruktur kroppssentrert kubikk (bcc)
Kroppssentrert kubisk krystallstruktur for fosfor
Termisk ledningsevne hvit: 0,236 W/(m⋅K)
svart: 12,1 W/(m⋅K)
Magnetisk bestilling hvit, rød, fiolett, svart: diamagnetisk
Molar magnetisk følsomhet −20,8 × 10 −6  cm 3 /mol (293 K)
Bulk modul hvit: 5 GPa
rød: 11 GPa
CAS-nummer 7723-14-0 (rød)
12185-10-3 (hvit)
Historie
Oppdagelse Hennig Brand (1669)
Anerkjent som et element av Antoine Lavoisier (1777)
Hovedisotoper av fosfor
Isotop Overflod Halveringstid ( t 1/2 ) Forfallsmodus Produkt
31 P 100 % stabil
32 P spore 14.28 d β 32 S
33 P spore 25,3 d β 33 S
 Kategori: Fosfor
| referanser

Fosfor er et kjemisk grunnstoff med symbolet P og atomnummer 15. Elementært fosfor finnes i to hovedformer, hvitt fosfor og rødt fosfor , men fordi det er svært reaktivt , blir fosfor aldri funnet som et fritt grunnstoff på jorden. Den har en konsentrasjon i jordskorpen på omtrent ett gram per kilogram (sammenlign kobber på omtrent 0,06 gram). I mineraler forekommer fosfor generelt som fosfat.

Elementært fosfor ble først isolert som hvitt fosfor i 1669. Hvitt fosfor avgir en svak glød når det utsettes for oksygen – derav navnet, hentet fra gresk mytologi, Φωσφόρος som betyr "lysbærer" (latin Lucifer ), med henvisning til " morgenstjernen ". , planeten Venus . Begrepet fosforescens , som betyr glød etter belysning, stammer fra denne egenskapen til fosfor, selv om ordet siden har blitt brukt om en annen fysisk prosess som produserer en glød. Gløden av fosfor er forårsaket av oksidasjon av det hvite (men ikke røde) fosforet - en prosess som nå kalles kjemiluminescens . Sammen med nitrogen, arsen, antimon og vismut er fosfor klassifisert som et pniktogen .

Fosfor er et element som er essensielt for å opprettholde liv, hovedsakelig gjennom fosfater , forbindelser som inneholder fosfationet, PO 4 3− . Fosfater er en komponent av DNA , RNA , ATP og fosfolipider , komplekse forbindelser grunnleggende for celler . Elementært fosfor ble først isolert fra menneskelig urin , og benaske var en viktig tidlig fosfatkilde. Fosfatgruver inneholder fossiler fordi fosfat er tilstede i de fossiliserte forekomstene av dyrerester og ekskrementer. Lave fosfatnivåer er en viktig grense for vekst i enkelte vannsystemer. De aller fleste fosforforbindelser som utvinnes blir konsumert som gjødsel . Fosfat er nødvendig for å erstatte fosforet som planter fjerner fra jorda, og dets årlige etterspørsel øker nesten dobbelt så raskt som veksten i den menneskelige befolkningen. Andre bruksområder inkluderer organofosforforbindelser i vaskemidler , plantevernmidler og nervemidler .

Kjennetegn

Allotroper

Fosfor har flere allotroper som viser påfallende forskjellige egenskaper. De to vanligste allotropene er hvitt fosfor og rødt fosfor.

Fra perspektivet til applikasjoner og kjemisk litteratur er den viktigste formen for elementært fosfor hvitt fosfor , ofte forkortet som WP. Det er et mykt, voksaktig faststoff som består av tetraedrisk P
4
molekyler, der hvert atom er bundet til de tre andre atomene med en formell enkeltbinding. Denne P
4
tetraeder er også tilstede i flytende og gassformig fosfor opp til en temperatur på 800 °C (1470 °F) når den begynner å dekomponere til P
2
molekyler. P _
4
molekylet i gassfasen har en PP-bindingslengde på r g = 2,1994(3) Å som ble bestemt ved gasselektrondiffraksjon . Naturen til binding i denne P
4
tetraeder kan beskrives ved sfærisk aromatisitet eller klyngebinding, det vil si at elektronene er sterkt delokaliserte . Dette har blitt illustrert ved beregninger av de magnetisk induserte strømmene, som summerer seg til 29 nA/T, mye mer enn i det arketypiske aromatiske molekylet benzen (11 nA/T).

Krystallinske strukturer av noen fosforallotroper
Hvit
rød
Fiolett
Svart

Hvitt fosfor finnes i to krystallinske former: α (alfa) og β (beta). Ved romtemperatur er α-formen stabil. Den er mer vanlig, har kubisk krystallstruktur og ved 195,2 K (−78,0 °C) forvandles den til β-form, som har sekskantet krystallstruktur. Disse formene er forskjellige når det gjelder de relative orienteringene til komponenten P 4 tetraedre. β-formen av hvitt fosfor inneholder tre litt forskjellige P
4
molekyler, dvs. 18 forskjellige PP-bindingslengder mellom 2,1768(5) og 2,1920(5) Å. Gjennomsnittlig PP-bindingslengde er 2,183(5) Å.

Hvitt fosfor er den minst stabile, den mest reaktive, den mest flyktige , den minst tette og den giftigste av allotropene. Hvitt fosfor endres gradvis til rødt fosfor. Denne transformasjonen akselereres av lys og varme, og prøver av hvitt fosfor inneholder nesten alltid noe rødt fosfor og ser følgelig gule ut. Av denne grunn kalles hvitt fosfor som er eldet eller på annen måte urent (f.eks. våpenkvalitet, ikke laboratoriekvalitet WP) også gult fosfor. Når det utsettes for oksygen, lyser hvitt fosfor i mørket med et veldig svakt skjær av grønt og blått. Det er svært brannfarlig og pyroforisk (selvantennende) ved kontakt med luft. På grunn av sin pyroforitet brukes hvitt fosfor som tilsetningsstoff i napalm . Lukten av forbrenning av denne formen har en karakteristisk hvitløkslukt, og prøver er vanligvis belagt med hvitt " fosforpentoksid ", som består av P
4
O
10
tetraedre med oksygen satt inn mellom fosforatomene og ved deres hjørner. Hvitt fosfor er uløselig i vann, men løselig i karbondisulfid.

Termisk dekomponering av P 4 ved 1100 K gir difosfor , P 2 . Denne arten er ikke stabil som fast eller flytende. Den dimere enheten inneholder en trippelbinding og er analog med N 2 . Det kan også genereres som et forbigående mellomprodukt i løsning ved termolyse av organofosfor-forløpereagenser. Ved enda høyere temperaturer dissosieres P 2 til atom P.

Egenskaper til noen allotroper av fosfor
Skjema hvit(α) hvit (β) rød fiolett svart
Symmetri Kroppssentrert
kubikk
Triclinic Amorf Monoklinisk Ortorhombisk
Pearson symbol aP24 mP84 oS8
Romgruppe I 4 3m P 1 nr.2 P2/c nr.13 Cmca nr.64
Tetthet (g/cm 3 ) 1,828 1,88 ~2.2 2,36 2,69
Båndgap (eV) 2.1 1.8 1.5 0,34
Brytningsindeks 1,8244 2.6 2.4

Rødt fosfor er polymerisk i struktur. Det kan sees på som et derivat av P 4 hvor en PP-binding brytes, og en ytterligere binding dannes med det nærliggende tetraederet, noe som resulterer i kjeder av P 21 - molekyler koblet sammen av van der Waals-krefter . Rødt fosfor kan dannes ved å varme opp hvitt fosfor til 250 °C (482 °F) eller ved å utsette hvitt fosfor for sollys. Fosfor etter denne behandlingen er amorft . Ved ytterligere oppvarming krystalliserer dette materialet. I denne forstand er rødt fosfor ikke en allotrop, men snarere en mellomfase mellom det hvite og fiolette fosforet, og de fleste av dets egenskaper har en rekke verdier. For eksempel er nylaget, knallrødt fosfor svært reaktivt og antennes ved omtrent 300 °C (572 °F), selv om det er mer stabilt enn hvitt fosfor, som antennes ved omtrent 30 °C (86 °F). Etter langvarig oppvarming eller lagring blir fargen mørkere (se infoboksbilder); det resulterende produktet er mer stabilt og antennes ikke spontant i luft.

Fiolett fosfor er en form for fosfor som kan produseres ved daglang gløding av rødt fosfor over 550 °C. I 1865 oppdaget Hittorf at når fosfor ble omkrystallisert fra smeltet bly , oppnås en rød/lilla form. Derfor er denne formen noen ganger kjent som "Hittorfs fosfor" (eller fiolett eller α-metallisk fosfor).

Svart fosfor er den minst reaktive allotropen og den termodynamisk stabile formen under 550 °C (1022 °F). Det er også kjent som β-metallisk fosfor og har en struktur som ligner litt på grafitt . Det oppnås ved å varme opp hvitt fosfor under høyt trykk (ca. 12 000 standard atmosfærer eller 1,2 gigapascal). Det kan også produseres ved omgivelsesforhold ved bruk av metallsalter, f.eks. kvikksølv, som katalysatorer. I utseende, egenskaper og struktur, ligner den grafitt , er svart og flassende, en leder av elektrisitet, og har rynkete ark med sammenkoblede atomer.

En annen form, skarlagensfosfor, oppnås ved å la en løsning av hvitt fosfor i karbondisulfid fordampe i sollys .

Kjemiluminescens

Hvitt fosfor utsatt for luft lyser i mørket

Når den først ble isolert, ble det observert at den grønne gløden fra hvitt fosfor ville vedvare en tid i en krukke med propp, men deretter opphøre. Robert Boyle på 1680-tallet tilskrev det til "debilitation" av luften. Faktisk er det oksygen som forbrukes. På 1700-tallet var det kjent at i rent oksygen gløder ikke fosfor i det hele tatt; det er bare en rekke deltrykk som den gjør. Varme kan påføres for å drive reaksjonen ved høyere trykk.

I 1974 ble gløden forklart av RJ van Zee og AU Khan. En reaksjon med oksygen finner sted på overflaten av det faste (eller flytende) fosforet, og danner de kortlivede molekylene HPO og P
2
O
2
at begge sender ut synlig lys. Reaksjonen er langsom og bare svært lite av mellomproduktene kreves for å produsere luminescensen, derav den forlengede tiden gløden fortsetter i en tilstoppet krukke.

Siden oppdagelsen har fosfor og fosforescens blitt brukt løst for å beskrive stoffer som skinner i mørket uten å brenne. Selv om begrepet fosforescens er avledet fra fosfor, kalles reaksjonen som gir fosfor sin glød riktig kjemiluminescens (gløder på grunn av en kald kjemisk reaksjon), ikke fosforescens (gjenutsender lys som tidligere falt på et stoff og eksiterte det).

Isotoper

Det er 23 kjente isotoper av fosfor, alt fra25
P
til47
P
. Kun31
P
er stabil og er derfor tilstede i 100 % overflod. Halvtalls kjernespinn og høy overflod av 31P gjør fosfor-31 NMR- spektroskopi til et svært nyttig analytisk verktøy i studier av fosforholdige prøver.

To radioaktive isotoper av fosfor har halveringstid egnet for biologiske vitenskapelige eksperimenter. Disse er:

  • 32
    P
    , en beta- emitter (1,71 MeV) med en halveringstid på 14,3 dager, som brukes rutinemessig i biovitenskapelige laboratorier, primært for å produsere radiomerkede DNA- og RNA - prober , for eksempel for bruk i Northern blots eller Southern blots .
  • 33
    P
    , en beta-emitter (0,25 MeV) med en halveringstid på 25,4 dager. Den brukes i biovitenskapelige laboratorier i applikasjoner der lavere energi-beta-utslipp er fordelaktig, for eksempel DNA- sekvensering.

Høyenergibetapartikler fra32
P
penetrerer hud og hornhinner og evt32
P
inntatt, inhalert eller absorbert blir lett inkorporert i bein og nukleinsyrer . Av disse grunner krever Occupational Safety and Health Administration i USA og lignende institusjoner i andre utviklede land personell som arbeider med32
P
å bruke laboratoriefrakker, engangshansker og vernebriller eller vernebriller for å beskytte øynene, og unngå å jobbe direkte over åpne beholdere. Overvåking av person-, klær- og overflateforurensning er også nødvendig. Skjerming krever spesielle hensyn. Den høye energien til beta-partiklene gir opphav til sekundær emisjon av røntgenstråler via Bremsstrahlung (bremsende stråling) i tette skjermingsmaterialer som bly. Derfor må strålingen skjermes med materialer med lav tetthet som akryl eller annen plast, vann eller (når gjennomsiktighet ikke er nødvendig), til og med tre.

Hendelse

Univers

I 2013 oppdaget astronomer fosfor i Cassiopeia A , noe som bekreftet at dette grunnstoffet produseres i supernovaer som et biprodukt av supernova-nukleosyntese . Fosfor-til- jern - forholdet i materiale fra supernova-resten kan være opptil 100 ganger høyere enn i Melkeveien generelt.

I 2020 analyserte astronomer ALMA- og ROSINA - data fra den massive stjernedannende regionen AFGL 5142, for å oppdage fosforholdige molekyler og hvordan de blir fraktet i kometer til den tidlige jorden.

Skorpe og organiske kilder

Fosfor har en konsentrasjon i jordskorpen på omtrent ett gram per kilogram (sammenlign kobber på omtrent 0,06 gram). Det finnes ikke fritt i naturen, men er vidt distribuert i mange mineraler , vanligvis som fosfater. Uorganisk fosfatbergart , som delvis er laget av apatitt (en gruppe mineraler som vanligvis er pentakalsiumtriortofosfatfluorid (hydroksid)), er i dag den viktigste kommersielle kilden til dette elementet. I følge US Geological Survey (USGS) er omtrent 50 prosent av de globale fosforreservene i de arabiske nasjonene. 85 % av jordens kjente reserver er i Marokko med mindre forekomster i Kina , Russland , Florida , Idaho , Tennessee , Utah og andre steder. Albright og Wilson i Storbritannia og deres Niagara Falls -anlegg, for eksempel, brukte fosfatstein på 1890- og 1900-tallet fra Tennessee, Florida og Îles du Connétable ( guano -øykilder til fosfat); i 1950 brukte de fosfatstein hovedsakelig fra Tennessee og Nord-Afrika.

Organiske kilder, nemlig urin , benaske og (på siste 1800-tall) guano , var historisk viktige, men hadde bare begrenset kommersiell suksess. Siden urin inneholder fosfor, har den gjødslende egenskaper som fortsatt utnyttes i dag i noen land, inkludert Sverige , ved å bruke metoder for gjenbruk av ekskrementer . For dette formål kan urin brukes som gjødsel i sin rene form eller del av å være blandet med vann i form av kloakk eller kloakkslam .

Forbindelser

Fosfor (V)

Den tetraedriske strukturen til P 4 O 10 og P 4 S 10 .

De mest utbredte forbindelsene av fosfor er derivater av fosfat (PO 4 3− ), et tetraedrisk anion. Fosfat er den konjugerte basen av fosforsyre, som produseres i massiv skala for bruk i gjødsel. Siden fosforsyre er trirotisk, konverteres trinnvis til tre konjugerte baser:

H 3 PO 4 + H 2 O ⇌ H 3 O + + H 2 PO 4       K a1  = 7,25×10 −3
H 2 PO 4 + H 2 O ⇌ H 3 O + + HPO 4 2−       K a2  = 6,31×10 −8
HPO 4 2− + H 2 O ⇌ H 3 O + + PO 4 3−        K a3  = 3,98×10 −13

Fosfat viser en tendens til å danne kjeder og ringer som inneholder POP-bindinger. Mange polyfosfater er kjent, inkludert ATP . Polyfosfater oppstår ved dehydrering av hydrogenfosfater som HPO 4 2− og H 2 PO 4 . For eksempel produseres det industrielt viktige pentanatriumtrifosfatet (også kjent som natriumtripolyfosfat , STPP) industrielt på av megatonn ved denne kondensasjonsreaksjonen :

2 Na 2 [(HO)PO 3 ] + Na[(HO) 2 PO 2 ] → Na 5 [O 3 P-OP(O) 2 -O-PO 3 ] + 2 H 2 O

Fosforpentoksid (P 4 O 10 ) er syreanhydridet til fosforsyre, men flere mellomprodukter mellom de to er kjent. Dette voksaktige, hvite faststoffet reagerer kraftig med vann.

Med metallkationer danner fosfat en rekke salter. Disse faste stoffene er polymere, med POM-bindinger. Når metallkationet har en ladning på 2+ eller 3+, er saltene generelt uløselige, derfor eksisterer de som vanlige mineraler. Mange fosfatsalter er avledet fra hydrogenfosfat (HPO 4 2− ).

PCl 5 og PF 5 er vanlige forbindelser. PF 5 er en fargeløs gass og molekylene har trigonal bipyramidal geometri. PCl 5 er et fargeløst fast stoff som har en ionisk formulering av PCl 4 + PCl 6 - , men adopterer den trigonale bipyramidale geometrien når den er smeltet eller i dampfase. PBr 5 er et ustabilt fast stoff formulert som PBr 4 + Br og PI 5 er ikke kjent. Pentakloridet og pentafluoridet er Lewis-syrer . Med fluor danner PF 5 PF 6 , et anion som er isoelektronisk med SF 6 . Det viktigste oksyhalogenidet er fosforoksyklorid , (POCl 3 ), som er tilnærmet tetraedrisk.

Før omfattende databeregninger var gjennomførbare, ble det antatt at binding i fosfor(V)-forbindelser involverte d -orbitaler. Datamodellering av molekylær orbitalteori indikerer at denne bindingen bare involverer s- og p-orbitaler.

Fosfor(III)

Alle de fire symmetriske trihalogenidene er velkjente: gassformig PF 3 , de gulaktige væskene PCl 3 og PBr 3 , og det faste PI 3 . Disse materialene er fuktfølsomme, hydrolyserer for å gi fosforsyre . Trikloridet, et vanlig reagens, produseres ved klorering av hvitt fosfor:

P 4 + 6 Cl 2 → 4 PCl 3

Trifluoridet produseres fra trikloridet ved halogenidutveksling. PF 3 er giftig fordi det binder seg til hemoglobin .

Fosfor(III)oksid , P 4 O 6 (også kalt tetrafosforheksoksid) er anhydridet til P(OH) 3 , den mindre tautomeren av fosforsyre. Strukturen til P 4 O 6 er som P 4 O 10 uten de terminale oksidgruppene.

Fosfor(I) og fosfor(II)

Et stabilt difosfen , et derivat av fosfor(I).

Disse forbindelsene har generelt P–P-bindinger. Eksempler inkluderer katenerte derivater av fosfin og organofosfiner. Forbindelser som inneholder P=P-dobbeltbindinger er også observert, selv om de er sjeldne.

Fosfider og fosfiner

Fosfider oppstår ved reaksjon av metaller med rødt fosfor. Alkalimetallene (gruppe 1) og jordalkalimetallene kan danne ioniske forbindelser som inneholder fosfidionet , P 3− . Disse forbindelsene reagerer med vann og danner fosfin . Andre fosfider , for eksempel Na 3 P 7 , er kjent for disse reaktive metallene. Med overgangsmetallene så vel som monofosfidene er det metallrike fosfider, som generelt er harde ildfaste forbindelser med metallisk glans, og fosforrike fosfider som er mindre stabile og inkluderer halvledere. Schreibersite er et naturlig forekommende metallrikt fosfid som finnes i meteoritter. Strukturene til de metallrike og fosforrike fosfidene kan være komplekse.

Fosfin (PH 3 ) og dets organiske derivater (PR 3 ) er strukturelle analoger av ammoniakk (NH 3 ), men bindingsvinklene ved fosfor er nærmere 90° for fosfin og dets organiske derivater. Det er en illeluktende, giftig forbindelse. Fosfor har et oksidasjonstall på -3 i fosfin. Fosfin produseres ved hydrolyse av kalsiumfosfid , Ca 3 P 2 . I motsetning til ammoniakk, oksideres fosfin av luft. Fosfin er også langt mindre basisk enn ammoniakk. Det er kjent andre fosfiner som inneholder kjeder med opptil ni fosforatomer og har formelen P n H n +2 . Den svært brannfarlige gassen difosfin (P 2 H 4 ) er en analog av hydrazin .

Oksosyrer

Fosfor oksosyrer er omfattende, ofte kommersielt viktige, og noen ganger strukturelt kompliserte. De har alle sure protoner bundet til oksygenatomer, noen har ikke sure protoner som er bundet direkte til fosfor og noen inneholder fosfor-fosforbindinger. Selv om det dannes mange oksosyrer av fosfor, er bare ni kommersielt viktige, og tre av dem, hypofosforsyre , fosforsyre og fosforsyre, er spesielt viktige.

Oksidasjonstilstand Formel Navn Sure protoner Forbindelser
+1 HH 2 PO 2 hypofosforsyre 1 syre, salter
+3 H 2 HPO 3 fosforsyre 2 syre, salter
+3 HPO 2 metafosforsyre 1 salter
+3 H 3 PO 3 (orto) fosforsyre 3 syre, salter
+4 H 4 P 2 O 6 hypofosforsyre 4 syre, salter
+5 (HPO 3 ) n metafosforsyrer n salter ( n  = 3,4,6)
+5 H ( HP03 ) nOH polyfosforsyrer n +2 syrer, salter ( n  = 1-6)
+5 H 5 P 3 O 10 tripolyfosforsyre 3 salter
+5 H 4 P 2 O 7 pyrofosforsyre 4 syre, salter
+5 H 3 PO 4 (orto) fosforsyre 3 syre, salter

Nitrider

PN-molekylet anses som ustabilt, men er et produkt av krystallinsk fosfornitrid- nedbrytning ved 1100 K. Tilsvarende anses H 2 PN som ustabil, og fosfornitridhalogener som F 2 PN, Cl 2 PN, Br 2 PN og I 2 PN oligomere til sykliske polyfosfazener . For eksempel eksisterer forbindelser med formelen (PNCl2 ) n hovedsakelig som ringer slik som trimeren heksaklorfosfazen . Fosfazenene oppstår ved behandling av fosforpentaklorid med ammoniumklorid:

PCl 5 + NH 4 Cl → 1/ n (NPCl 2 ) n + 4 HCl

Når kloridgruppene erstattes med alkoksyd (RO ), produseres en familie av polymerer med potensielt nyttige egenskaper.

Sulfider

Fosfor danner et bredt spekter av sulfider, hvor fosforet kan være i P(V), P(III) eller andre oksidasjonstilstander. Den tredobbelte symmetriske P 4 S 3 brukes i kamper hvor som helst. P 4 S 10 og P 4 O 10 har analoge strukturer. Blandede oksyhalogenider og oksyhydrider av fosfor(III) er nesten ukjente.

Organofosforforbindelser

Forbindelser med PC- og POC-bindinger klassifiseres ofte som organofosforforbindelser. De er mye brukt kommersielt. PCl3 tjener som en kilde for P3 + i ruter til organofosfor(III)-forbindelser. For eksempel er det forløperen til trifenylfosfin :

PCl 3 + 6 Na + 3 C 6 H 5 Cl → P(C 6 H 5 ) 3 + 6 NaCl

Behandling av fosfortrihalogenider med alkoholer og fenoler gir fosfitter, f.eks trifenylfosfitt :

PCl 3 + 3 C 6 H 5 OH → P(OC 6 H 5 ) 3 + 3 HCl

Lignende reaksjoner forekommer for fosforoksyklorid , og gir trifenylfosfat :

OPCl 3 + 3 C 6 H 5 OH → OP(OC 6 H 5 ) 3 + 3 HCl

Historie

Etymologi

Navnet Fosfor i antikkens Hellas var navnet på planeten Venus og er avledet fra de greske ordene (φῶς = lys, φέρω = bære), som grovt oversettes som lysbringer eller lysbærer. (I gresk mytologi og tradisjon, Aumerinus (αυγερινός = Morning Star, fortsatt i bruk i dag), hesperus eller hesperinus (εσπερος eller εσπερινός eller αποσπερίτης = Evening Star, fortsatt i bruk i dag) og Eosphorus (εωσσόρος = Dawnbearer, ikke i bruk for planeten etter kristendommen) er nære homologer, og også assosiert med fosfor-morgenstjernen ).

I følge Oxford English Dictionary er riktig stavemåte for elementet fosfor . Ordet fosfor er adjektivformen av P 3+ valensen: så, akkurat som svovel danner svovelholdige og svovelholdige forbindelser, danner fosfor fosforforbindelser (f.eks. fosforsyre ) og P 5+ valensfosforforbindelser (f.eks. fosforsyrer og fosfor ) .

Oppdagelse

Oppdagelsen av fosfor, det første grunnstoffet som ble oppdaget som ikke var kjent siden antikken, er kreditert den tyske alkymisten Hennig Brand i 1669, selv om andre kjemikere kan ha oppdaget fosfor rundt samme tid. Brand eksperimenterte med urin , som inneholder betydelige mengder oppløste fosfater fra normal metabolisme. Ved å jobbe i Hamburg forsøkte Brand å lage den sagnomsuste visesteinen gjennom destillasjon av noen salter ved å fordampe urin, og produserte i prosessen et hvitt materiale som glødet i mørket og brant strålende. Den ble kalt fosfor mirabilis ("mirakuløs lysbærer").

Brands prosess gikk opprinnelig ut på å la urin stå i flere dager til den ga fra seg en forferdelig lukt. Så kokte han det ned til en pasta, varmet denne pastaen til høy temperatur og ledet dampene gjennom vann, hvor han håpet at de ville kondensere til gull. I stedet fikk han en hvit, voksaktig substans som lyste i mørket. Brand hadde oppdaget fosfor. Spesifikt produserte Brand ammoniumnatriumhydrogenfosfat, (NH
4
)NaHPO
4
. Mens mengdene i hovedsak var riktige (det tok ca. 1100 liter urin for å lage ca. 60 g fosfor), var det unødvendig å la urinen råtne først. Senere oppdaget forskere at fersk urin ga samme mengde fosfor.

Brand forsøkte først å holde metoden hemmelig, men solgte senere oppskriften på 200 thalere til D. Krafft fra Dresden. Krafft turnerte store deler av Europa med den, inkludert England, hvor han møtte Robert Boyle . Hemmeligheten – at stoffet var laget av urin – lekket ut, og Johann Kunckel (1630–1703) var i stand til å reprodusere det i Sverige (1678). Senere klarte Boyle i London (1680) også å lage fosfor, muligens ved hjelp av sin assistent, Ambrose Godfrey-Hanckwitz . Godfrey drev senere virksomhet med produksjon av fosfor.

Boyle uttaler at Krafft ikke ga ham informasjon om tilberedning av fosfor annet enn at det var avledet fra "noe som tilhørte menneskekroppen". Dette ga Boyle en verdifull ledetråd, slik at han også klarte å lage fosfor, og publiserte fremgangsmåten for det. Senere forbedret han Brands prosess ved å bruke sand i reaksjonen (fortsatt med urin som basismateriale),

4 NaPO
3
+ 2 SiO
2
+ 10 C → 2 Na
2
SiO
3
+ 10 CO + P
4

Robert Boyle var den første som brukte fosfor for å tenne treskinner med svovelspiss, forløpere til våre moderne fyrstikker, i 1680.

Fosfor var det 13. grunnstoffet som ble oppdaget. På grunn av dens tendens til å selvantenne når den blir stående alene i luften, blir den noen ganger referert til som "djevelens element".

Benaske og guano

Guano -gruvedrift på de sentrale Chincha-øyene , ca. 1860.

Antoine Lavoisier anerkjente fosfor som et grunnstoff i 1777 etter at Johan Gottlieb Gahn og Carl Wilhelm Scheele , i 1769, viste at kalsiumfosfat ( Ca.
3
(PO
4
)
2
) finnes i bein ved å få elementært fosfor fra benaske .

Benaske var den viktigste kilden til fosfor frem til 1840-årene. Metoden startet med å steke bein, og deretter bruke leire- retorter innkapslet i en veldig varm mursteinsovn for å destillere ut det svært giftige elementære fosforproduktet. Alternativt kunne utfelte fosfater lages fra oppmalte bein som var blitt avfettet og behandlet med sterke syrer. Hvitt fosfor kan deretter lages ved å varme opp de utfelte fosfatene, blandet med malt kull eller trekull i en jerngryte, og destillere av fosfordamp i en retort . Karbonmonoksid og andre brennbare gasser produsert under reduksjonsprosessen ble brent av i en fakkelstabel .

På 1840-tallet vendte verdens fosfatproduksjon seg til gruvedrift av tropiske øyavsetninger dannet av fugle- og flaggermusguano (se også Guano Islands Act ). Disse ble en viktig kilde til fosfater til gjødsel i siste halvdel av 1800-tallet.

Fosfatbergart

Fosfatbergart , som vanligvis inneholder kalsiumfosfat, ble først brukt i 1850 for å lage fosfor, og etter introduksjonen av den elektriske lysbueovnen av James Burgess Readman i 1888 (patentert 1889), endret produksjonen av elementær fosfor fra ben-askeoppvarming, til elektrisk lysbueproduksjon fra fosfatbergart. Etter utarmingen av verdens guanokilder omtrent på samme tid, ble mineralfosfater den viktigste kilden til produksjon av fosfatgjødsel. Fosfatproduksjonen økte kraftig etter andre verdenskrig, og er fortsatt den primære globale kilden til fosfor og fosforkjemikalier i dag. Se artikkelen om peak phosphorus for mer informasjon om historien og den nåværende tilstanden til fosfatgruvedrift. Fosfatbergart er fortsatt et råmateriale i gjødselindustrien, hvor det behandles med svovelsyre for å produsere forskjellige " superfosfat "-gjødselprodukter.

Brannvesener

Hvitt fosfor ble først laget kommersielt på 1800-tallet for fyrstikkindustrien . Denne brukte beinaske til en fosfatkilde, som beskrevet ovenfor. Beinaske-prosessen ble foreldet da den nedsenkede lysbueovnen for fosforproduksjon ble introdusert for å redusere fosfatbergart. Den elektriske ovnsmetoden tillot produksjonen å øke til det punktet hvor fosfor kunne brukes i krigsvåpen. I første verdenskrig ble det brukt i brannskader, røykskjermer og sporkuler. En spesiell brannkule ble utviklet for å skyte mot hydrogenfylte zeppeliner over Storbritannia (hydrogen er svært brannfarlig ). Under andre verdenskrig ble molotovcocktailer laget av fosfor oppløst i bensin distribuert i Storbritannia til spesielt utvalgte sivile innenfor den britiske motstandsoperasjonen, for forsvar; og fosforbrennende bomber ble brukt i krig i stor skala. Brennende fosfor er vanskelig å slukke, og hvis det spruter på menneskelig hud, har det forferdelige effekter.

Tidlige fyrstikker brukte hvitt fosfor i sammensetningen, noe som var farlig på grunn av toksisiteten. Mord, selvmord og utilsiktede forgiftninger ble resultatet av bruken. (En apokryfisk fortelling forteller om en kvinne som forsøkte å myrde mannen sin med hvitt fosfor i maten, som ble oppdaget ved at lapskausen ga fra seg lysende damp). I tillegg ga eksponering for dampene fyrstikkarbeidere en alvorlig nekrose av kjevebeina, kjent som " phossy jaw ". Da en sikker prosess for fremstilling av rødt fosfor ble oppdaget, med dets langt lavere brennbarhet og toksisitet, ble det vedtatt lover, under Bernkonvensjonen (1906) , som krevde at det ble adoptert som et sikrere alternativ for fyrstikkproduksjon. Toksisiteten til hvitt fosfor førte til at det ikke ble brukt i fyrstikker. De allierte brukte fosforbrennende bomber i andre verdenskrig for å ødelegge Hamburg, stedet hvor den "mirakuløse lysbæreren" først ble oppdaget.

Produksjon

Gruvedrift av fosfatbergart i Nauru

Mesteparten av produksjonen av fosforholdig materiale er til landbruksgjødsel. For dette formålet omdannes fosfatmineraler til fosforsyre . Det følger to distinkte kjemiske ruter, den viktigste er behandling av fosfatmineraler med svovelsyre. Den andre prosessen bruker hvitt fosfor, som kan produseres ved reaksjon og destillasjon fra svært lavkvalitets fosfatkilder. Det hvite fosforet oksideres deretter til fosforsyre og nøytraliseres deretter med base for å gi fosfatsalter. Fosforsyre produsert av hvitt fosfor er relativt ren og er hovedveien for produksjon av fosfater til alle formål, inkludert vaskemiddelproduksjon.

På begynnelsen av 1990-tallet ble Albright og Wilsons rensede våte fosforsyrevirksomhet negativt påvirket av salg av fosfatstein fra Kina og inntredenen til deres mangeårige marokkanske fosfatleverandører i virksomheten for renset våt fosforsyre.

Topp fosfor

I 2017 estimerte USGS 68 milliarder tonn verdensreserver, der reservetall refererer til beløpet som antas å kunne utvinnes til gjeldende markedspriser; 0,261 milliarder tonn ble utvunnet i 2016. Kritisk for moderne landbruk, øker den årlige etterspørselen nesten dobbelt så raskt som veksten i den menneskelige befolkningen.

Produksjonen av fosfor kan ha nådd toppen allerede (per 2011), noe som førte til muligheten for global mangel innen 2040. I 2007, i takt med forbruket, ble tilførselen av fosfor anslått å ta slutt i løpet av 345 år. Imidlertid tror noen forskere nå at en " topp fosfor " vil inntreffe om 30 år, og at "[i] nåværende hastighet vil reservene bli oppbrukt i løpet av de neste 50 til 100 årene." Medstifter av det Boston -baserte investeringsselskapet og miljøstiftelsen Jeremy Grantham skrev i Nature i november 2012 at forbruket av elementet "må reduseres drastisk i løpet av de neste 20-40 årene, ellers vil vi begynne å sulte." Imidlertid oppgir NN Greenwood og A. Earnshaw i sin lærebok Chemistry of the Elements at fosfor utgjør omtrent 0,1 masseprosent av gjennomsnittlig bergart, og følgelig er jordens forsyning enorm, men fortynnet.

Elementært fosfor

For tiden produseres det årlig rundt 1 000 000 korte tonn (910 000  t ) elementært fosfor. Kalsiumfosfat (fosfatbergart), for det meste utvunnet i Florida og Nord-Afrika, kan varmes opp til 1200–1500 °C med sand, som for det meste er SiO
2
, og koks (raffinert kull) for å produsere fordampet P
4
. Produktet kondenseres deretter til et hvitt pulver under vann for å forhindre oksidasjon med luft. Selv under vann omdannes hvitt fosfor sakte til den mer stabile røde fosforallotropen . Den kjemiske ligningen for denne prosessen når man starter med fluorapatitt, et vanlig fosfatmineral, er:

4 Ca 5 (PO 4 ) 3 F + 18 SiO 2 + 30 C → 3 P 4 + 30 CO + 18 CaSiO 3 + 2 CaF 2

Biprodukter fra denne prosessen inkluderer ferrofosfor, en rå form av Fe 2 P, som er et resultat av jernurenheter i mineralforløperne. Silikatslagget er et nyttig byggemateriale. Fluoret gjenvinnes noen ganger for bruk i vannfluoridering . Mer problematisk er en "slam" som inneholder betydelige mengder hvitt fosfor. Produksjon av hvitt fosfor foregår i store anlegg blant annet fordi det er energikrevende. Det hvite fosforet transporteres i smeltet form. Noen større ulykker har skjedd under transport; togavsporinger i Brownston, Nebraska og Miamisburg, Ohio førte til store branner. Den verste hendelsen i nyere tid var en miljøforurensning i 1968 da havet ble forurenset fra søl og/eller utilstrekkelig behandlet kloakk fra et hvitt fosforanlegg ved Placentia Bay, Newfoundland .

En annen prosess der elementært fosfor ekstraheres inkluderer kalsinering av trikalsiumfosfat ved høye temperaturer (1500 °C):

2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6 SiO 2 + 10 C → 6 CaSiO 3 + 10 CO + P 4

Historisk sett, før utviklingen av mineralbaserte ekstraksjoner, ble hvitt fosfor isolert i industriell skala fra beinaske. I denne prosessen omdannes trikalsiumfosfatet i benaske til monokalsiumfosfat med svovelsyre :

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 2 H 2 SO 4 → Ca(H 2 PO 4 ) 2 + 2 CaSO 4

Monokalsiumfosfat blir deretter dehydrert til det tilsvarende metafosfatet:

Ca(H 2 PO 4 ) 2 → Ca(PO 3 ) 2 + 2 H 2 O

Når det antennes til en hvit varme (~1300C) med trekull , gir kalsiummetafosfat to tredjedeler av vekten av hvitt fosfor mens en tredjedel av fosforet forblir i resten som kalsiumortofosfat:

3 Ca(PO 3 ) 2 + 10 C → Ca 3 (PO 4 ) 2 + 10 CO + P 4

applikasjoner

Gjødsel

Fosfor er et essensielt plantenæringsstoff (det oftest begrensende næringsstoffet, etter nitrogen ), og hoveddelen av all fosforproduksjon er i konsentrerte fosforsyrer for landbruksgjødsel , som inneholder så mye som 70 % til 75 % P 2 O 5 . Det førte til stor økning i fosfatproduksjonen (PO 4 3− ) i andre halvdel av 1900-tallet. Kunstig fosfatgjødsling er nødvendig fordi fosfor er essensielt for alle levende organismer; det er involvert i energioverføringer, styrke av rot og stengler, fotosyntese , utvidelse av planterøtter , dannelse av frø og blomster og andre viktige faktorer som påvirker den generelle plantehelsen og genetikk.

Naturlige fosforholdige forbindelser er stort sett utilgjengelige for planter på grunn av den lave løseligheten og mobiliteten i jord. Det meste av fosfor er svært stabilt i jordsmonnets mineraler eller organisk materiale. Selv når fosfor tilsettes i gjødsel eller gjødsel kan det feste seg i jorda. Derfor er den naturlige syklusen av fosfor veldig langsom. Noe av det fikserte fosforet frigjøres igjen over tid, og opprettholder ville plantevekst, men det trengs mer for å opprettholde intensiv dyrking av avlinger. Gjødsel er ofte i form av superfosfat av kalk, en blanding av kalsiumdihydrogenfosfat (Ca(H 2 PO 4 ) 2 ), og kalsiumsulfatdihydrat (CaSO 4 ·2H 2 O) produsert som reagerer svovelsyre og vann med kalsiumfosfat.

Bearbeiding av fosfatmineraler med svovelsyre for å skaffe gjødsel er så viktig for den globale økonomien at dette er det primære industrielle markedet for svovelsyre og den største industrielle bruken av elementært svovel .

Mye brukte forbindelser Bruk
Ca(H 2 PO 4 ) 2 · H 2 O Bakepulver og gjødsel
CaHPO 4 · 2H 2 O Tilsetningsstoff til animalsk mat, tannpulver
H 3 PO 4 Produksjon av fosfatgjødsel
PCl 3 Produksjon av POCl 3 og plantevernmidler
POCl 3 Produksjon av mykner
P 4 S 10 Produksjon av tilsetningsstoffer og plantevernmidler
Na5P3O10 _ _ _ _ _ Vaskemidler

Organofosfor

Hvitt fosfor er mye brukt til å lage organofosforforbindelser gjennom mellomliggende fosforklorider og to fosforsulfider, fosforpentasulfid og fosforseskvisulfid . Organofosforforbindelser har mange bruksområder, inkludert i myknere , flammehemmere , plantevernmidler , ekstraksjonsmidler, nervemidler og vannbehandling .

Metallurgiske aspekter

Fosfor er også en viktig komponent i stålproduksjon , ved fremstilling av fosforbronse og i mange andre relaterte produkter. Fosfor tilsettes metallisk kobber under smelteprosessen for å reagere med oksygen som er tilstede som en urenhet i kobber og for å produsere fosforholdige kobberlegeringer ( CuOFP ) med en høyere hydrogensprøhetsbestandighet enn vanlig kobber.

Fyrstikker

Match slående overflate laget av en blanding av rødt fosfor, lim og slipt glass. Glasspulveret brukes til å øke friksjonen.

Den første slående fyrstikken med et fosforhode ble oppfunnet av Charles Sauria i 1830. Disse fyrstikkene (og påfølgende modifikasjoner) ble laget med hoder av hvitt fosfor, en oksygenfrigjørende forbindelse ( kaliumklorat , blydioksyd eller noen ganger nitrat ), og en binder. De var giftige for arbeiderne i produksjonen, følsomme for lagringsforhold, giftige ved inntak og farlige ved et uhell antent på en ru overflate. Produksjon i flere land ble forbudt mellom 1872 og 1925. Den internasjonale Bernkonvensjonen , ratifisert i 1906, forbød bruk av hvitt fosfor i fyrstikker.

Som en konsekvens ble fosfor fyrstikker gradvis erstattet av sikrere alternativer. Rundt 1900 oppfant de franske kjemikerne Henri Sévène og Emile David Cahen den moderne strike-anywhere fyrstikken, der den hvite fosforen ble erstattet av fosfor sesquisulfid (P 4 S 3 ), en ikke-giftig og ikke-pyrofor forbindelse som antennes under friksjon. For en tid var disse tryggere strike-anywhere-kampene ganske populære, men i det lange løp ble de erstattet av den moderne sikkerhetskampen.

Sikkerhetsfyrstikker er svært vanskelige å tenne på andre overflater enn en spesiell slaglist. Strimmelen inneholder ikke-giftig rød fosfor og fyrstikkhodet kaliumklorat , en oksygenfrigjørende forbindelse. Når du treffer, blandes små mengder slitasje fra fyrstikkhodet og strikerstrimmelen intimt for å lage en liten mengde av Armstrongs blanding , en svært berøringsfølsom komposisjon. Det fine pulveret antennes umiddelbart og gir den første gnisten for å sette av fyrstikkhodet. Sikkerhetsfyrstikker skiller de to komponentene i tenningsblandingen til fyrstikken treffes. Dette er den viktigste sikkerhetsfordelen siden det forhindrer utilsiktet antennelse. Ikke desto mindre fikk sikkerhetsfyrstikker, oppfunnet i 1844 av Gustaf Erik Pasch og markedsklare på 1860-tallet, ikke forbrukernes aksept før forbudet mot hvitt fosfor. Å bruke en dedikert spissstripe ble ansett som klønete.

Vannmykning

Natriumtripolyfosfat laget av fosforsyre brukes i vaskemidler i noen land, men er forbudt for denne bruken i andre. Denne blandingen mykner vannet for å forbedre ytelsen til vaskemidlene og for å forhindre korrosjon av rør/kjelerør .

Diverse

  • Fosfater brukes til å lage spesialglass til natriumlamper .
  • Benaske, kalsiumfosfat , brukes i produksjonen av fint porselen.
  • Fosforsyre laget av elementært fosfor brukes i matapplikasjoner som brus , og som et utgangspunkt for matkvalitetsfosfater. Disse inkluderer mono-kalsiumfosfat for bakepulver og natriumtripolyfosfat . Fosfater brukes til å forbedre egenskapene til bearbeidet kjøtt og ost , og i tannkrem.
  • Hvit fosfor , kalt "WP" (slangbegrepet "Willie Peter") brukes i militære applikasjoner som brannbomber , for røykskjerming som røykpotter og røykbomber , og i sporstoffammunisjon . Det er også en del av en utdatert M34 White Phosphorus US-håndgranat . Denne flerbruksgranaten ble mest brukt til signalering, røykskjermer og betennelse; det kunne også forårsake alvorlige brannskader og hadde en psykologisk innvirkning på fienden. Militær bruk av hvitt fosfor er begrenset av internasjonal lov.
  • 32 P og 33 P brukes som radioaktive sporstoffer i biokjemiske laboratorier.

Biologisk rolle

Uorganisk fosfor i form av fosfatet PO3-4
_
er nødvendig for alle kjente livsformer . Fosfor spiller en stor rolle i det strukturelle rammeverket til DNA og RNA . Levende celler bruker fosfat til å transportere cellulær energi med adenosintrifosfat (ATP), nødvendig for hver cellulær prosess som bruker energi. ATP er også viktig for fosforylering , en viktig regulatorisk hendelse i celler. Fosfolipider er de viktigste strukturelle komponentene i alle cellemembraner. Kalsiumfosfatsalter hjelper til med å stive bein . Biokjemikere bruker vanligvis forkortelsen "Pi" for å referere til uorganisk fosfat.

Hver levende celle er innkapslet i en membran som skiller den fra omgivelsene. Cellulære membraner er sammensatt av en fosfolipidmatrise og proteiner, typisk i form av et dobbeltlag. Fosfolipider er avledet fra glyserol med to av glyserolhydroksylprotonene (OH) erstattet av fettsyrer som en ester , og det tredje hydroksylprotonet er erstattet med fosfat bundet til en annen alkohol.

Et gjennomsnittlig voksent menneske inneholder omtrent 0,7 kg fosfor, omtrent 85–90 % i bein og tenner i form av apatitt , og resten i bløtvev og ekstracellulære væsker (~1 %). Fosforinnholdet øker fra omtrent 0,5 vekt% i spedbarnsalderen til 0,65–1,1 vekt% hos voksne. Gjennomsnittlig fosforkonsentrasjon i blodet er ca. 0,4 g/l, ca. 70 % av det er organiske og 30 % uorganiske fosfater. En voksen med sunt kosthold inntar og skiller ut ca. 1–3 gram fosfor per dag, med forbruk i form av uorganisk fosfat og fosforholdige biomolekyler som nukleinsyrer og fosfolipider ; og utskillelse nesten utelukkende i form av fosfationer som H
2
PO
4
og HPO2-4
_
. Bare omtrent 0,1 % av kroppens fosfat sirkulerer i blodet, parallelt med mengden fosfat som er tilgjengelig for bløtvevsceller.

Bein og tenner emalje

Hovedkomponenten i bein er hydroksyapatitt så vel som amorfe former av kalsiumfosfat, muligens inkludert karbonat. Hydroxyapatite er hovedkomponenten i tannemaljen. Vannfluorering øker motstanden til tennene mot forfall ved delvis omdannelse av dette mineralet til det enda hardere materialet som kalles fluorapatitt:

Ca
5
(PO
4
)
3
OH
+ F
Ca
5
(PO
4
)
3
F
+ OH

Fosfor mangel

I medisin kan fosfatmangelsyndrom være forårsaket av underernæring , av manglende evne til å absorbere fosfat, og av metabolske syndromer som trekker fosfat fra blodet (som ved refeeding-syndrom etter underernæring) eller passerer for mye av det i urinen. Alle er preget av hypofosfatemi , som er en tilstand med lave nivåer av løselig fosfat i blodserumet og inne i cellene. Symptomer på hypofosfatemi inkluderer nevrologisk dysfunksjon og forstyrrelse av muskel- og blodceller på grunn av mangel på ATP . For mye fosfat kan føre til diaré og forkalkning (herding) av organer og bløtvev, og kan forstyrre kroppens evne til å bruke jern, kalsium, magnesium og sink.

Fosfor er et essensielt makromineral for planter, som studeres mye i edafologi for å forstå plantens opptak fra jordsystemer . Fosfor er en begrensende faktor i mange økosystemer ; det vil si at mangelen på fosfor begrenser veksthastigheten for organismer. Et overskudd av fosfor kan også være problematisk, spesielt i vannsystemer der eutrofiering noen ganger fører til algeoppblomstring .

Ernæring

Kostholdsanbefalinger

US Institute of Medicine (IOM) oppdaterte Estimated Average Requirements (EARs) og Recommended Dietary Allowances (RDAs) for fosfor i 1997. Hvis det ikke er tilstrekkelig informasjon til å etablere EARs og RDAer, brukes i stedet et estimat kalt Adequate Intake (AI). . Gjeldende EAR for fosfor for personer i alderen 19 og oppover er 580 mg/dag. RDA er 700 mg/dag. RDA er høyere enn EARs for å identifisere beløp som vil dekke personer med høyere krav enn gjennomsnittet. RDA for graviditet og amming er også 700 mg/dag. For personer i alderen 1–18 år øker RDA med alderen fra 460 til 1250 mg/dag. Når det gjelder sikkerhet, setter IOM tolerable øvre inntaksnivåer (UL) for vitaminer og mineraler når bevis er tilstrekkelig. For fosfor er UL 4000 mg/dag. Samlet blir EAR, RDA, AI og UL referert til som Dietary Reference Intakes (DRI).

European Food Safety Authority (EFSA) refererer til det kollektive settet med informasjon som Dietary Reference Values, med Population Reference Intake (PRI) i stedet for RDA, og Average Requirement i stedet for EAR. AI og UL definerte det samme som i USA. For personer i alderen 15 år og eldre, inkludert graviditet og amming , er AI satt til 550 mg/dag. For barn i alderen 4–10 er AI 440 mg/dag, og for alderen 11–17 er den 640 mg/dag. Disse AI-ene er lavere enn de amerikanske RDA-ene. I begge systemene trenger tenåringer mer enn voksne. European Food Safety Authority gjennomgikk det samme sikkerhetsspørsmålet og bestemte at det ikke var tilstrekkelig informasjon til å sette en UL.

For amerikansk mat- og kosttilskuddmerking er mengden i en porsjon uttrykt som en prosent av daglig verdi (%DV). For fosformerking var 100 % av den daglige verdien 1000 mg, men fra og med 27. mai 2016 ble den revidert til 1250 mg for å bringe den i samsvar med RDA. En tabell over de gamle og nye daglige verdiene for voksne er gitt på Reference Daily Intake .

Matkilder

De viktigste matkildene for fosfor er de samme som de som inneholder protein , selv om proteiner ikke inneholder fosfor. For eksempel har melk, kjøtt og soya vanligvis også fosfor. Som regel, hvis en diett har tilstrekkelig med protein og kalsium, er mengden fosfor sannsynligvis tilstrekkelig.

Forholdsregler

Fosforeksplosjon

Organiske forbindelser av fosfor danner en bred klasse av materialer; mange er nødvendige for livet, men noen er ekstremt giftige. Fluorofosfatestere er blant de mest potente nevrotoksinene som er kjent. Et bredt spekter av organiske fosforforbindelser brukes på grunn av deres giftighet som plantevernmidler ( ugressmidler , insektmidler , soppdrepende midler , etc.) og våpen som nervemidler mot fiendtlige mennesker. De fleste uorganiske fosfater er relativt ugiftige og essensielle næringsstoffer.

Den hvite fosforallotropen utgjør en betydelig fare fordi den antennes i luft og produserer fosforsyrerester. Kronisk hvit fosforforgiftning fører til nekrose av kjeven kalt " phossy jaw ". Hvitt fosfor er giftig , forårsaker alvorlig leverskade ved svelging og kan forårsake en tilstand kjent som "Røykeavføringssyndrom".

Tidligere ble ekstern eksponering for elementært fosfor behandlet ved å vaske det berørte området med 2 % kobbersulfatløsning for å danne ufarlige forbindelser som deretter vaskes bort. I følge den nylige US Navy's Treatment of Chemical Agent Casualities and Conventional Military Chemical Injuries: FM8-285: Part 2 Conventional Military Chemical Injuries , "Cupric (kobber(II)) sulfat har blitt brukt av amerikansk personell i det siste og blir fortsatt brukt. brukes av noen nasjoner. Imidlertid er kobbersulfat giftig og bruken vil bli avviklet. Kobbersulfat kan gi nyre- og cerebral toksisitet, så vel som intravaskulær hemolyse."

Håndboken foreslår i stedet "en bikarbonatløsning for å nøytralisere fosforsyre, som da vil tillate fjerning av synlig hvitt fosfor. Partikler kan ofte lokaliseres ved deres røykutslipp når luft treffer dem, eller ved deres fosforescens i mørket. I mørke omgivelser, fragmenter blir sett på som selvlysende flekker. Debridér forbrenningen umiddelbart hvis pasientens tilstand tillater fjerning av biter av WP (hvit fosfor) som kan absorberes senere og muligens gi systemisk forgiftning. IKKE påfør oljebaserte salver før det er sikkert at alle WP er fjernet. Etter fullstendig fjerning av partiklene, behandle lesjonene som termiske brannskader." Siden hvitt fosfor lett blandes med oljer, anbefales ikke oljeholdige stoffer eller salver før området er grundig rengjort og alt hvitt fosfor fjernet.

Mennesker kan bli eksponert for fosfor på arbeidsplassen ved innånding, svelging, hudkontakt og øyekontakt. Arbeidstilsynet (OSHA) har satt grensen for fosforeksponering ( Tillatt eksponeringsgrense ) på arbeidsplassen til 0,1 mg/m 3 over en 8-timers arbeidsdag. Nasjonalt institutt for arbeidssikkerhet og helse (NIOSH) har satt en anbefalt eksponeringsgrense (REL) på 0,1 mg/m 3 over en 8-timers arbeidsdag. Ved nivåer på 5 mg/m 3 er fosfor umiddelbart farlig for liv og helse .

US DEA-liste I-status

Fosfor kan redusere elementært jod til hydrojodsyre , som er et reagens effektivt for å redusere efedrin eller pseudoefedrin til metamfetamin . Av denne grunn ble rødt og hvitt fosfor utpekt av United States Drug Enforcement Administration som liste I forløperkjemikalier under 21 CFR 1310.02 gjeldende 17. november 2001. I USA er behandlere av rødt eller hvitt fosfor underlagt strenge regulatoriske kontroller .

Se også

Notater

  1. ^ WP, (hvit fosfor), viser kjemoluminescens ved eksponering for luft, og hvis det er noe WP i såret, dekket av vev eller væsker som blodserum, vil det ikke gløde før det blir utsatt for luft, noe som krever en veldig mørk rom og mørketilpassede øyne for å se klart

Referanser

Bibliografi

  • Emsley, John (2000). Fosforens sjokkerende historie. En biografi om djevelens element . London: MacMillan. ISBN 0-333-76638-5.
  • Parkes, GD; Mellor, JW (1939). Mellors moderne uorganiske kjemi . Longman's Green og Co.
  • Podger, Hugh (2002). Albright og Wilson. De siste 50 årene . Studley: Brewin Books. ISBN 1-85858-223-7.
  • Threlfall, Richard E. (1951). Historien om 100 år med fosforproduksjon: 1851–1951 . Oldbury: Albright & Wilson Ltd.