Fosfor

Fosfor, 15P
PhosphComby.jpg
mumsu beyaz (sarı kesik), kırmızı (orta solda granüllü, orta sağda topaklı) ve mor renkli fosfor
Standart atom ağırlığı Ar, std(P) 30.973761998(5)
Bolluğu
Dünya'nın yerkabuğunda 5.2 (silisyum = 100)
Periyodik tabloda Fosfor
Hidrojen Helyum
Lityum Berilyum Bor Karbon Azot Oksijen Flor Neon
Sodyum Magnezyum Alüminyum Silisyum Fosfor Kükürt Klor Argon
Potasyum Kalsiyum Skandiyum Titanyum Vanadyum Krom Mangan Demir Kobalt Nikel Bakır Çinko Galyum Germanyum Arsenik Selenyum Brom Kripton
Rubidyum Stronsiyum İtriyum Zirkonyum Niyobyum Molibden Teknesyum Rutenyum Rodyum Paladyum Kimyasal element Kadmiyum İndiyum Kalay Antimon Tellür İyot Ksenon
Sezyum Baryum Lantan Seryum Praseodim Neodim Prometyum Samaryum Evropiyum Gadolinyum Terbiyum Disprosiyum Holmiyum Erbiyum Tulyum İterbiyum Lutesyum Hafniyum Tantal Tungsten Renyum Osmiyum Iridium Platin Altın Cıva Talyum Kurşun Bizmut Polonyum Astatin Radon
Fransiyum Radyum Aktinyum Toryum Protaktinyum Uranyum Neptünyum Plütonyum Amerikyum Küriyum Berkelyum Kaliforniyum Aynştaynyum Fermiyum Mendelevyum Nobelyum Lavrensiyum Rutherfordyum Dubniyum Seaborgiyum Boryum Hassiyum Meitneriyum Darmstadtiyum Röntgenyum Kopernikyum Nihoniyum Flerovyum Moskoviyum Livermoryum Tennesin Oganesson
N

P

As
silisyumFosforkükürt
Atom numarası (Z) 15
Grup 15. grup (azot grubu)
Periyot 3. periyot
Blok P bloku
Kategori   Reaktif ametal
Elektron dizilimi [Ne] 3s2 3p3
Kabuk başına elektron 2, 8, 5
Fiziksel özellikler
Faz (SSB'de) Katı
Erime noktası beyaz: 317,3 K ​(44,5 °C, ​111,5 °F)
kırmızı: ∼860 K (∼590 °C, ∼1090 °F)[1]
Kaynama noktası beyaz: 553,7 K ​(280,5 °C, ​539,9 °F)
Süblimleşme noktası kırmızı: ≈689,2–863 K ​(≈416–590 °C, ​≈780.8–1094 °F)
Yoğunluk (OS) beyaz: 1,823 g/cm3
kırmızı: ≈2,2–2,34 g/cm3
mor: 2,36 g/cm3
siyah: 2,69 g/cm3
Erime ısısı beyaz: 0,66 kJ/mol
Buharlaşma ısısı beyaz: 51,9 kJ/mol
Molar ısı kapasitesi beyaz: 23,824 J/(mol·K)
Buhar basıncı (beyaz)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T (K) 279 307 342 388 453 549
Buhar basıncı (kırmızı, k.n. 431 °C)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T (K) 455 489 529 576 635 704
Atom özellikleri
Yükseltgenme durumları -3, -2, -1, 0,[2] +1,[3] +2, +3, +4, +5 hafif asidik
Elektronegatiflik Pauling ölçeği: 2,19
İyonlaşma enerjileri
  • 1.: 1011,8 kJ/mol
  • 2.: 1907 kJ/mol
  • 3.: 2914,1 kJ/mol
Kovalent yarıçapı 107±3 pm
Van der Waals yarıçapı 180 pm
Bir spektrum aralığındaki renk çizgileri
Elementin spektrum çizgileri
Diğer özellikleri
Doğal oluşum İlksel
Kristal yapıHacim merkezli kübik (hmk)
Hacimmerkezlikübik kristal yapısıFosfor
Isı iletkenliği beyaz: 0,236 W/(m·K)
siyah: 12,1 W/(m·K)
Manyetik düzen beyaz, kırmızı, mor, siyah: diyamanyetik[4]
Manyetik alınganlık -20.8×10-6 cm3/mol (293 K)[5]
Hacim modülü beyaz: 5 GPa
kırmızı: 11 GPa
CAS Numarası 7723-14-0 (kırmızı)
12185-10-3 (beyaz)
Tarihi
Keşif Hennig Brand (1669)
Bir element olarak tanıyan Antoine Lavoisier[6] (1777)
Ana izotopları
İzotop Bolluk Yarı ömür (t1/2) Bozunma türü Ürün
31P %100 kararlı
32P eser miktarda 14,28 gün β 32S
33P eser miktarda 25,3 gün β 33S

Fosfor insan vücudunda kalsiyumdan sonra en fazla bulunan kimyasal elementtir. Simgesi P ve atom numarası 15 dir.

Bütün organizmalar için fosfor birleşimleri (fosfodiester bağları) DNA yapıları için büyük önem taşır. Bunun dışında insan vücudu fosfora kemik ve diş oluşumu, hücre büyümesi ve onarımı, enerji üretimi, kalp kasının kasılması, sinir ve kas hareketleri, böbrek işlevleri açısından ihtiyaç duyar. Fosfor ayrıca vitaminlerin kullanımı ile besinlerin enerjiye dönüştürülmesinde yardımcı olarak vücuda yarar sağlar. Fosfat (fosforun %85 kadarı kemikte fosfat formunda depolanır) hücre içi sıvıların ana anyonudur. Fosfatlar dönüştürülebilir olmalarından ötürü, birçok koenzim sisteminin ve metabolizma fonksiyonlarının işlemesi için gerekli bileşiklerle birleşme yeteneğine sahiptir. Fosfatların birçok önemli reaksiyonları özellikle ATP, ADP ve fosfokreatinin işlevleri ile ilişkilidir.

Fosfor allotropları[değiştir | kaynağı değiştir]

Doğada fosfor üç farklı formda bulunur. Bu değişik biçimlerine allotrop denir. Bunlar beyaz fosfor, kırmızı fosfor ve siyah fosfordur.

Beyaz fosfor doğada en yaygın olan fosfor allotropudur. Kristal yapılıdır ve 44.25 °C'de erir. En önemli özellikleri, karanlıkta ışıldaması ve çok zehirli olmasıdır. Havayla temas ettiği halde tutuşur ve beyaz dumanlar çıkararak yanar. Bu yüzden su dolu şişe içinde tutulur. Beyaz fosfor, böcek ve fare zehiri, sis ve yangın bombaları için kullanılır.

Kırmızı fosfor güneş ışığı ve ısı etkisiyle beyaz fosfordan oluşur. Beyaz fosforun aksine kolayca tutuşmaz, ışıldamaz ve zehirli değildir. Erime sıcaklığı ise çok daha yüksektir. Kırmızı fosfor kibrit yapımında kullanılır.

Siyah fosfor, beyaz fosforun havasız ortamda ve basınç altında ısıtılmasıyla elde edilir. Siyah fosfor yarı iletkenlerin yapımı için gerekir.

Fosfor izotopları[değiştir | kaynağı değiştir]

31P, fosforun doğada bulunabilinen tek izotopudur. Bunun yanında başka radyoaktif fosfor izotoplarıda üretilmiştir. 25,3 günle en uzun yarılanma süresi olan radyoaktif fosfor izotopu 33P'dir.

Vücuttaki fosfor[değiştir | kaynağı değiştir]

Fosfatlar, pirofosfatlar ve ATP fosfor kaynağıdır. Özellikle sütlü besinlerde bulunur. Diyetle alınan fosfatların serbest formu ince bağırsaklardan emilir. Vücutta kemiklerde % 90 kalsiyum trifosfat, kalsiyum fosfat (Ca3(PO4)2) ve hidroksi apatit kristalleri halinde, plazmada ise 0,03-0,04 mg anorganik formda bulunur. İdrarla inorganik fosfat halinde atılır. Serum düzeyi parathormon ile sağlanır. Günlük fosfor ihtiyacı 2 g'dır.

Biyolojik fonksiyonları[değiştir | kaynağı değiştir]

  1. Hücre duvarı yapısının devamlılığının sağlanmasında fosfolipidlerin yapısında bulunur.
  2. Enerji metabolizmasında ATP, GTP, ADP'nin yapısında bulunur.
  3. Oksijen taşınımı ve H+ tamponlanmasında etkilidir.
  4. Proteinlerin yapısına girerek faaliyetlerini kontrol eder. Enzimlerin yapısına katılır onları aktive veya inhibe eder.
  5. DNA ve RNA'nın yapısına girer.
  6. Hücre içi sıvısında en bol bulunan anyondur.

Kimyasal fonksiyonları[değiştir | kaynağı değiştir]

Fosfor elementi, gün ışığına yani fotonlara maruz kaldığında enerji seviyesini yükseltir.Fakat bu element her daim eski enerji seviyesinde kalma isteğindedir. Bu istek doğrultusunda karanlık bir ortamda eski seviyesine dönerken elektronların bu enerji savurması olayı bizim gördüğümüz şekilde ışıma olarak algılanır.Bu olay dakikalar,saatler hatta günler sürebilir. Bu süreyi maruz kaldığı enerji seviyesi belirler.[kaynak belirtilmeli]

  1. Böbrek yetmezliği
  2. Diyabet, hipoparatiroid
  3. Çeşitli hastalıklar, D vitamini zehirlenmesi sırasında görülür.
  1. Hiperparatiroid
  2. Osteomalazi (D vitamini eksikliği)
  3. Glukoz veya fruktoz perfuzyonu
  4. Vitamine dirençli osteomalazi durumlarında görülür.
  1. Emilimin azalması
    1. Diyette eksiklik
    2. Oral fosfat bağlayıcılar
    3. Malabsorpsiyon
  2. Hücreye alımının artması
    1. Alkaloz
    2. Diyabetik ketoasidoz
    3. Aşırı açlık çeken hastanın yeniden beslenmesi
  3. Atılımın artması
    1. Dializ
    2. Böbrek testosteron bozuklukları durumlarında görülür.


  1. ^ "Phosphorus: Chemical Element". Encyclopædia Britannica. 24 Haziran 2015 tarihinde kaynağından arşivlendi. 
  2. ^ Wang, Yuzhong; Xie, Yaoming; Wei, Pingrong; King, R. Bruce; Schaefer, Iii; Schleyer, Paul v. R.; Robinson, Gregory H. (2008). "Carbene-Stabilized Diphosphorus". Journal of the American Chemical Society. 130 (45): 14970–1. doi:10.1021/ja807828t. PMID 18937460. 
  3. ^ Ellis, Bobby D.; MacDonald, Charles L. B. (2006). "Phosphorus(I) Iodide: A Versatile Metathesis Reagent for the Synthesis of Low Oxidation State Phosphorus Compounds". Inorganic Chemistry. 45 (17): 6864–74. doi:10.1021/ic060186o. PMID 16903744. 
  4. ^ Lide, D. R., (Ed.) (2005). "Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds". CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th bas.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. 
  5. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. ss. E110. ISBN 0-8493-0464-4. 
  6. ^ cf. "Memoir on Combustion in General" Mémoires de l'Académie Royale des Sciences 1777, 592–600. from Henry Marshall Leicester and Herbert S. Klickstein, A Source Book in Chemistry 1400–1900 (New York: McGraw Hill, 1952)