modell fosforpentaoksid
Struktur i fosforpentaoksid. Oransje kuler er fosfor og røde kuler er oksygen.
modell fosforpentaoksid
Av .
Lisens: CC BY SA 4.0

Fosfor er et grunnstoff som har atomnummer 15 og atomsymbol P. Fosfor er viktig for alt liv, og finnes blant annet i beinvev, i arvestoffet DNA, og i ATP, som er viktig i energiomsetningen i kroppen. Fosfor er det andre grunnstoffet i gruppe 15 (nitrogengruppen) i periodesystemet.

Faktaboks

Uttale
fˈosfor
Etymologi

av gresk fosfores, ‘lysbærer’

Engelsk navn
phosphorus

Fast fosfor finnes i tre allotropiske former med svært forskjellige egenskaper: hvitt fosfor, rødt fosfor og svart fosfor.

  • Hvitt fosfor dannes når fosfor i væskeform stivner.
  • Rødt fosfor dannes ved bestråling av hvitt fosfor med ultrafiolett lys.
  • Sort fosfor dannes først under høyt trykk.

Det er bare én stabil isotop av fosfor: 31P. Den radioaktive isotopen 32P, som har en halveringstid på 14,3 dager, blir brukt som radioaktivt sporgrunnstoff.

De tre formene

Hvitt fosfor

Molekylmodell hvitt fosfor
Molekylmodell av hvitt fosfor. Alle kulene er fosforatomer.
Molekylmodell hvitt fosfor
Av /MolView.
Lisens: CC BY SA 4.0

Hvitt fosfor består av tetraederformede P4-molekyler (se figur). Dette er en voksaktig, metastabil og svært reaktiv form av fosfor. Dette stoffet er svært giftig.

Hvitt fosfor smelter ved 44,1 °C, koker ved 281 °C og er lite løselig i vann, men løses lett i enkelte løsemidler som karbondisulfid. Det antennes i luft allerede ved 35 °C og ryker i luft på grunn av reaksjon med oksygen under dannelse av fosfortrioksid (P4O6) og fosforpentoksid (P4O10) og utvikling av lys og varme.

I mørket lyser fosfor med et svakt blålig lys (luminescens), noe som skyldes oksidasjon av trioksidet til pentoksidet.

I finfordelt tilstand antennes hvitt fosfor ved romtemperatur og brukes derfor i brannbomber.

Rødt fosfor

Rødt fosfor pulver
Rødt fosfor i pulverform
images-of-elements.com.
Lisens: CC BY 3.0

I motsetning til hvitt fosfor er rødt fosfor lite reaktivt, og det er verken giftig eller flyktig. Metastabilt hvitt fosfor omdannes langsomt til rødt fosfor ved romtemperatur.

Rødt fosfor består av tetraederformede P4-molekyler som er lenket sammen til kjeder. Dette skjer via et gult mellomstadium. Omdanningen øker ved økende temperatur, og rødt fosfor fremstilles teknisk av hvitt fosfor ved langsom oppvarming til 270 °C i løpet av 20–30 timer i lukkede jernkjeler, hvoretter temperaturen økes til 300–350 °C.

Handelsvaren rødt fosfor er nærmest amorf og har en tetthet på 2,2 gram per kubikkcentimeter (cm3). Det løses dårlig i løsemidler og antennes først ved 260 °C.

I blandinger med sterke oksidasjonsmidler, for eksempel kaliumklorat, antennes og eksploderer rødt fosfor selv ved gnidning. Derfor blir rødt fosfor brukt i fyrstikker, røyk- og fyrverkeriartikler.

Ved videre oppvarming til over 450 °C i lukkede og inerte omgivelser fås et krystallinsk, rødfiolett produkt som smelter ved ca. 590 °C og har en tetthet på 2,34 gram per kubikkcentimeter.

Svart fosfor

Svart fosfor dannes ved å utsette hvitt fosfor for høyt trykk og temperatur. Det ble første gang fremstilt av Percy W. Bridgman i 1914 ved å varme opp hvitt fosfor til 200 °C under et trykk på 1200 atm.

Svart fosfor er krystallinsk med sjiktformet krystallstruktur og har en tetthet på 2,69 gram per kubikkcentimeter. Det er jerngrått, har metallglans og leder varme og elektrisitet. Svart fosfor er stabilt i luft og lar seg bare vanskelig antenne med en fyrstikk.

Kjemiske egenskaper

Fosfor danner polare kovalente bindinger og kan ha oksidasjonstall fra −III til +V. Vanligvis er koordinasjonstallet fire, men det kan også være seks, som i PF6.

Selv om fosfor er i samme gruppe som nitrogen i periodesystemet, ligner det mer på karbon enn på nitrogen. I likhet med fosfor danner karbon både molekylforbindelser (som fullerener) og nettverkforbindelser (som grafitt), mens nitrogen er en gass som består av N2-molekyler (:N≡N:). Først ved høy temperatur i gassfase er fosfor i form av P2-molekyler (:P≡P:), på samme måte som nitrogen.

Fosfor danner to oksider som begge er molekylforbindelser: P4O6 og P4O10. De kalles vanligvis fosfortrioksid og fosforpentoksid. Sentralt i begge molekylene er et fosfortetraeder. I P4O6 er er fosforatomene bundet sammen med oksygenatomer som sitter over hver av de fire kantene av teraederet. I P4O10 er hvert P-atom i tillegg bundet til et et oksygenatom med en dobbeltbinding.

Den mest alminnelige fosforsyren er H3PO4, som har strukturformel (HO)3P=O. Den er en svak treprotisk syre. Saltene av fosforsyre kalles fosfater.

Forekomst

Fosfor utgjør 1000 ppm av jordskorpen. De viktigste fosfatmineralene er hydroksidapatitt (Ca5(PO4)3OH) og fluoridapatitt (Ca5(PO4)3F). Jordens reserver av fosfatmineraler antas å utgjøre minst 180–200 milliarder tonn med et innhold på minst 60 milliarder tonn regnet som fosforpentoksid, P4O10. Av andre mineraler kan nevnes jernfosfatet vivianitt. Jernmalm kan også inneholde fosfater.

Fremstilling

Fosfor fremstilles i dag ved å varme opp en blanding av apatitt, koks og kvartssand i elektriske ovner ved 1400–1600 °C. Energiforbruket er ca. 14 kilowatt per kilogram fremstilt fosfor. Produktene er kalsiumsilikat og fosforpentoksid, som denne reaksjonsligningen viser:

2Ca3(PO4)2 (s) + 6SiO2 (s) → 6CaSiO3 (s) + P4O10 (s)

Fosforpentoksidet reduseres med karbon under dannelse av fosformolekyler og karbonmonoksid:

P4O10 (s) + 10C (s) → 2P2 (g) + 10CO (g)

Ved avkjøling kondenserer hvitt fosfor i vann. Fosformassen blir renset ved destillasjon. Hvitt fosfor kommer i handelen som støpte stenger. Det må oppbevares under vann for å hindre reaksjon med oksygen i luften.

Bruk

Hvitt fosfor brukes som utgangsmateriale for fremstilling av fosforforbindelser, særlig fosforpentoksid, fosforsyre og fosfater for bruk som gjødselstoffer, vaskemidler og legemidler.

Fosfor blir videre brukt ved fremstilling av legeringer, insekticider og rottegift, og for militært formål i brannbomber, sporgranater, røyktepper og lignende.

Høyrent hvitt og rødt fosfor blir brukt til fremstilling av bor-, gallium- og indiumfosfider for halvlederformål. Silisium til halvlederformål tilføres kontrollerte mengder fosfor ved at det bombarderes med nøytroner i en kjernereaktor. Rødt fosfor blir brukt ved fremstilling av fyrstikker, røyk- og fyrverkeriartikler med mer.

Fysiologisk betydning og virkning

Fosfor finnes blant annet i hår, tenner, klover, skalldyrenes skall og fremfor alt i virveldyrenes knokler i form av forskjellige fosfater. Fosfatgrupper inngår i både DNA og ATP, og alle levende celler inneholder fosfolipider.

Hos dyr er blod, eggeplommer, melk, muskelfibrer og nerve- og hjernesubstansen særlig rike på fosfor. Menneskekroppen inneholder cirka 700−900 gram fosfor (85 prosent i knokler og tenner, resten i blant annet musklene, nervene og hjernen), og trenger en daglig tilførsel på 600–750 milligram fosfor i form av fosforforbindelser. For å dekke dyrkede planters behov for fosfor tilføres jorden fosfatgjødsel.

Hvitt fosfor er svært giftig. Allerede et inntak av 0,1 gram kan ha dødelig virkning. Ved lengre tids tilførsel av små mengder fosfor, enten ved svelging eller ved innånding av fosfordamper, oppstår kroniske forgiftninger. Symptomer på en slik forgiftning er magesmerter, oppstøt og brekninger, og blødning i slimhinnene. Særlig karakteristisk er harde forknoklinger i kjeveregionen med fremadskridende ødeleggelse av over- og underkjeveknoklene (fosfornekrose).

huden fremkaller brennende hvitt fosfor dype brannsår som vanskelig leges. Man må derfor unngå å berøre hvitt fosfor med hendene. Skulle uhellet likevel inntreffe, må de forbrente hudpartiene dyppes i eller dusjes med vann. Ved alvorlige fosforforgiftninger og fosforbrannsår må den skadde snarest komme under legebehandling.

Historikk

Fosfor ble første gang fremstilt i 1669 av den tyske alkymisten Hennig Brand fra urin som ble varmet opp med hvit sand. Han ga det navnet fosfor fordi det lyser i mørket.

Urin var den eneste fosforkilden inntil Carl Wilhelm Scheele og Johan Gottlieb Gahn i 1769–1770 påviste at fosfor finnes i knoklene til mennesker og dyr og kunne fremstilles ved å varme opp beinaske med sand og trekull.

Metoden som nå brukes til utvinning av fosfor fra apatitt, ble stort sett utviklet på slutten av 1800-tallet.

Les mer i Store norske leksikon

Faktaboks

fosfor
Smeltepunkt
44,1 °C (hvitt fosfor)
Kokepunkt
281 °C (hvitt fosfor)
Massetetthet
1,823 g/cm³ (hvitt fosfor)
Oksidasjontall
−III, –II, –I, 0, I, II, III, IV, V
Elektronkonfigurasjon
[Ne]3s²3p³

Kommentarer

Kommentarer til artikkelen blir synlig for alle. Ikke skriv inn sensitive opplysninger, for eksempel helseopplysninger. Fagansvarlig eller redaktør svarer når de kan. Det kan ta tid før du får svar.

Du må være logget inn for å kommentere.

eller registrer deg