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¿Qué hace que el fósforo blanco sea tóxico?

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¿Qué hace que el fósforo blanco sea tóxico?

Me refiero a que causa daño hepático y renal, y alteración de la coagulación sanguínea, pero es difícil encontrar algo sobre qué mecanismo bioquímico utiliza este veneno para matar las células hepáticas y renales y por qué el hígado no es capaz de neutralizarlo ni siquiera en una dosis de 50 mg / kg. dosis (LD50 en ratas). Solo se necesitaría una simple oxidación para convertirlo en fosfato, que es comúnmente utilizado por las células vivas.

conclusión:

Creo que la principal causa de que el fósforo blanco sea tan tóxico que no es algo común en el medio ambiente, por lo que no hubo presión evolutiva para adaptarse a él. El cuerpo humano puede lidiar con él relativamente rápido, pero daña los orgánulos celulares y causa daño hepático y renal posiblemente fatal en horas. Algunos de los metabolitos son aún más tóxicos y pueden causar arritmias y alterar el SNC. Debido a que el mecanismo molecular de la toxicidad aún se desconoce en su mayor parte y hay poco tiempo para tratar a las personas antes del daño hepático y renal, actualmente creo que no hay forma de salvar a alguien expuesto a una dosis alta de fósforo blanco.


Parece haber alguna diferencia en el desarrollo de los síntomas dependiendo de la ruta de absorción, pero eventualmente el envenenamiento con fósforo blanco conduce a daño renal y hepático.

La captación oral provoca problemas gastrointestinales como calambres abdominales, náuseas y vómitos. Si toma dosis bajas de forma crónica, esto puede provocar heces cargadas de fósforo (también llamado "síndrome de las heces de fumar").

Dado que el fósforo blanco se enciende cuando entra en contacto con el aire, el contacto con la piel a menudo conduce a quemaduras químicas graves. El fósforo blanco también es muy soluble en lípidos y, por lo tanto, se sospecha que atraviesa nuestra piel con bastante rapidez, lo que provoca su absorción en el cuerpo y la consiguiente intoxicación por daño hepático y renal.

Consulte la referencia 1 para obtener una breve descripción general y la referencia 2 para obtener más información.

En cuanto a los mecanismos moleculares exactos, es sorprendentemente poco conocido y publicado. Está claro que la intoxicación con fósforo blanco hace que los triglicéridos se acumulen en el hígado y provoquen el síndrome del hígado graso. Dependiendo de la fuente, también se especula que la síntesis de carbohidratos y / o proteínas en el hígado también se ve afectada (ver, por ejemplo, aquí o aquí). Principalmente, esto se explica por el alto potencial de reducción del fósforo, que altera las vías metabólicas equilibradas. Finalmente, esto parece conducir a insuficiencia hepática (ver también la referencia 3).

Según el perfil de toxicología (referencia 2), la síntesis de proteínas dañada en el hígado conduce a un hígado graso muy rápido.

El daño hepático en animales expuestos al fósforo blanco progresa rápidamente. Cuatro horas después de recibir una dosis oral única de fósforo blanco, se observaron cambios grasos mínimos en los hepatocitos; a las 12 horas los cambios grasos eran extensos (Ghoshal et al. 1969). Se ha demostrado que la exposición al fósforo blanco daña el retículo endoplásmico rugoso y provoca la desagregación de los polirribosomas (Ganote y Otis 1969; Pam et al. 1972). Este daño da como resultado un deterioro de la síntesis de proteínas, en particular, una disminución en la síntesis de la porción de apolipoproteína de las lipoproteínas de muy baja densidad (VLDL), que son necesarias para el transporte de triglicéridos. Se ha detectado una disminución significativa en la síntesis de proteínas tan pronto como 3 horas después de la exposición oral (Barker et al. 1963). El retículo endoplásmico liso también participa en la formación de las VLDL, y el daño al retículo endoplásmico liso también altera la formación de VLDL. El resultado neto de estos cambios ultraestructurales es una acumulación de triglicéridos en el hígado (Ghoshal et al. 1969). Esto da lugar a esteatosis y fibrosis, que es uno de los mecanismos implicados en la hepatotoxicidad del fósforo blanco. Se desconoce el mecanismo detrás del daño al retículo endoplásmico; Además, no se sabe si el propio fósforo blanco o un metabolito del fósforo blanco es el agente dañino. Además de estos daños, el fósforo blanco o un metabolito daña las mitocondrias y los núcleos del hígado de los animales expuestos por vía oral al fósforo blanco (Ghoshal et al. 1969). El daño a las mitocondrias puede afectar la capacidad de la célula para producir ATP, resultando así en la necrosis de la célula.

Otro posible efecto tóxico (y adicional) se puede atribuir a la generación (posiblemente enzimática) de fosfinas a partir del fósforo y el agua, que son altamente tóxicas para el sistema nervioso central (aquí mi fuente es solo en alemán, puede encontrarla aquí). Según la referencia 4, las fosfinas interfieren con la señalización del gasotransmisor COS. Pueden causar problemas cardíacos por este mecanismo. Las fosfinas huelen a ajo, esta es una observación que se hace a menudo, cuando las víctimas de envenenamientos con fósforo blanco son autodisparadas.

Referencias

  1. Exposición al fósforo blanco
  2. PERFIL TOXICOLÓGICO DEL FÓSFORO BLANCO
  3. Cambios bioquímicos asociados con la intoxicación aguda por fósforo (en humanos)
  4. Gases sulfurosos como mensajeros biológicos y toxinas: genética comparada de su metabolismo en organismos modelo

El fósforo blanco es extremadamente inflamable y se enciende espontáneamente en el aire. Por lo tanto, es un peligro de incendio que debe manejarse con precaución.

  • Puede tener una reacción violenta con las siguientes sustancias:
    • oxidantes
    • halógenos
    • nitritos
    • bases fuertes
    • rieles

    El fósforo blanco es extremadamente tóxico y no tiene antídoto. Por lo tanto, el contacto directo, la inhalación o la ingestión pueden ser fatales.

    • El contacto directo con la piel puede provocar quemaduras graves, daño hepático, cardíaco o renal.
    • Antes de la muerte por exposición al fósforo blanco, las personas a menudo experimentan náusea o calambres en el estómago
    • Ocurre principalmente cuando las personas ingieren accidentalmente veneno para ratas, ya que el fósforo se usa como ingrediente.
    • Cuando se enciende, produce vapores tóxicos en forma de óxidos de fósforo.

    3. Exceso de fosfatos en el cuerpo

    La acumulación de fosfatos en el cuerpo es perjudicial para su salud.

    • Si el fosfato se acumula en el cuerpo y se une al calcio:
      • niveles de calcio disminución ( debilita huesos y dientes)
      • los vasos sanguíneos son estrechado ( aumenta el riesgo de enfermedad cardíaca y accidente cerebrovascular )
      • Los altos niveles de fósforo en sangre sobrecargan los riñones, causando daño y disfunción
      • Esto puede causar Diarrea y endurecer sus órganos / tejidos blandos
      • Puede interferir con el uso que hace su cuerpo de otros minerales, como hierro, magnesio y zinc.
      • También puede causar úlceras y bultos en la piel

      Ácido fosfórico, frecuentemente agregado a bebidas sin alcohol , daña el diente esmalte (que ofrece protección)

      5. Uso en metanfetamina

      El fósforo se utiliza en la síntesis de metanfetamina (met), un fármaco que estimula el sistema nervioso central.

      • Fósforo rojo se combina con yodo para producir ácido yodhídrico, que luego se utiliza en la producción de metanfetamina
      • Extremadamente adictivo alto potencial de ser abusado por adictos
      • Provoca paranoia, alucinaciones, delirios, comportamiento violento, degradación muscular.
      • La sobredosis de metanfetamina puede provocar daño cerebral , shock cardiogénico , o problemas de órganos —Como insuficiencia renal — causada por sobrecalentamiento

      Fósforo y agua

      Los nutrientes, como el nitrógeno y el fósforo, son esenciales para el crecimiento y la nutrición de las plantas y los animales, pero la sobreabundancia de ciertos nutrientes en el agua puede causar una serie de efectos adversos para la salud y el medio ambiente.

      Fósforo y agua

      El fósforo es un componente común de fertilizantes agrícolas, estiércol y desechos orgánicos en aguas residuales y efluentes industriales. Es un elemento esencial para la vida vegetal, pero cuando hay demasiado en el agua, puede acelerar la eutrofización (una reducción del oxígeno disuelto en los cuerpos de agua causada por un aumento de nutrientes minerales y orgánicos) de ríos y lagos. La erosión del suelo es un importante contribuyente de fósforo a los arroyos. La erosión de los bancos que se produce durante las inundaciones puede transportar una gran cantidad de fósforo desde las orillas del río y las tierras adyacentes a un arroyo. lago, u otro cuerpo de agua.

      Floración de algas tóxicas, lago Eire, 2011 (Crédito: NASA)

      La escoria verde que se muestra en esta imagen es la peor Floraciones de Algas Lake Erie ha experimentado en décadas. Tales floraciones eran comunes en la cuenca occidental poco profunda del lago en las décadas de 1950 y 1960. El fósforo de las granjas, las aguas residuales y la industria fertilizaba las aguas, de modo que año tras año se desarrollaban enormes floraciones de algas.

      En 2011, cayeron fuertes nevadas en invierno y primavera, lo que provocó escorrentía de deshielo, seguido de fuertes lluvias en abril. los lluvia y la nieve derretida corrió por los campos, patios y superficies pavimentadas, llevando una variedad de contaminantes a arroyos y ríos, incluidos fósforo y nitrógeno de fertilizantes. Más lluvia y escorrentía dieron como resultado más fósforo que nutriente nutrió las algas en el lago.

      Aunque no es directamente tóxico para los peces, la floración no es buena para la vida marina. Después de que las algas mueren, las bacterias las descomponen. El proceso de descomposición consume oxígeno, por lo que la descomposición de una flor grande puede dejar "zonas muertas", áreas con poco oxígeno donde los peces no pueden sobrevivir. Si se ingieren, las algas pueden causar síntomas similares a los de la gripe en las personas y la muerte en las mascotas.

      Fósforo en aguas superficiales y subterráneas

      El fósforo llega al agua tanto en entornos urbanos como agrícolas. El fósforo tiende a adherirse a las partículas del suelo y, por lo tanto, se traslada a los cuerpos de agua superficiales a partir de la escorrentía. Un estudio del USGS en Cape Cod, Massachusetts, mostró que el fósforo también puede migrar con los flujos de agua subterránea. Dado que las aguas subterráneas a menudo se descargan en aguas superficiales, como a través de riberas en ríos, existe una preocupación por las concentraciones de fósforo en agua subterránea afectando la calidad del agua de Superficie del agua.

      El fósforo y otros nutrientes pueden ingresar a los arroyos urbanos a través de la escorrentía urbana durante los eventos de lluvia. Aquí, un desbordamiento de alcantarillado urbano, debido a las fuertes lluvias, está provocando una escorrentía que probablemente contenga fósforo, nitrógeno, amoníaco, nitratos y aguas residuales sin tratar en Fall Creek, Indianápolis, Indiana. (Crédito: Charles Crawford, USGS)

      El fósforo es un elemento esencial para la vida vegetal, pero cuando hay demasiado en el agua, puede acelerar la eutrofización (una reducción del oxígeno disuelto en los cuerpos de agua causada por un aumento de nutrientes minerales y orgánicos) de ríos y lagos. Este ha sido un problema muy serio en el área de Atlanta, Georgia, ya que un lago importante que recibe las aguas residuales de Atlanta, West Point Lake, se encuentra al sur de la ciudad. En el área metropolitana de Atlanta, el fósforo que llega a los arroyos desde fuentes puntuales, principalmente instalaciones de tratamiento de aguas residuales, han provocado que el lago West Point se vuelva altamente eutrófico ("enriquecido"). Una señal de esto es el exceso de algas en el lago. Las leyes estatales para reducir el fósforo proveniente de las instalaciones de tratamiento de aguas residuales y restringir el uso de detergentes con fósforo han provocado grandes reducciones en las cantidades de fósforo en el río Chattahoochee al sur de Atlanta, Georgia y en West Point Lake.

      • Las ciudades en el área metropolitana de Atlanta continúan expandiendo y mejorando las instalaciones de tratamiento de aguas residuales existentes para manejar el volumen creciente de aguas residuales y aguas residuales y para cumplir con regulaciones más estrictas sobre la calidad de los efluentes y los ríos.
      • El control adicional del fósforo de fuentes difusas (como la aplicación de fertilizantes para césped y la eliminación de desechos animales) puede ser útil para mantener o mejorar la calidad del agua en arroyos y lagos cercanos a áreas urbanas en crecimiento.

      El primer cuadro a continuación muestra la cantidad de fósforo, en toneladas por año, aguas arriba y aguas abajo del río Chattahoochee en Atlanta, que es una fuente importante de suministro de agua local. Las cantidades de fósforo aguas abajo de la ciudad han disminuido alrededor del 77% desde los niveles más altos en 1984 debido a restricciones voluntarias y obligatorias sobre los detergentes de fósforo en la ciudad. Sin embargo, como muestra el resultado final, la carga total de fósforo en el área más agrícola al norte de la ciudad continúa aumentando.

      El cuadro a continuación muestra tanto la descarga de aguas residuales como la cantidad de fósforo descargado de Atlanta tratamiento de aguas residuales plantas. Tiene sentido que la cantidad total de aguas residuales aumente a medida que aumenta la población, pero el tonelaje de fósforo se ha reducido en gran medida tanto por las mejoras en el proceso de tratamiento como por las restricciones a los detergentes de fosfato.


      Contenido

      Alótropos

      El fósforo tiene varios alótropos que exhiben propiedades sorprendentemente diversas. [8] Los dos alótropos más comunes son el fósforo blanco y el fósforo rojo. [9]

      Desde la perspectiva de las aplicaciones y la literatura química, la forma más importante de fósforo elemental es el fósforo blanco, a menudo abreviado como WP. Es un sólido ceroso blando que consta de P tetraédrico
      4 moléculas, en las que cada átomo está unido a los otros tres átomos por un enlace sencillo. Esta p
      4 El tetraedro también está presente en fósforo líquido y gaseoso hasta la temperatura de 800 ° C (1470 ° F) cuando comienza a descomponerse en P
      2 moléculas. [11] El fósforo blanco existe en dos formas cristalinas: α (alfa) y β (beta). A temperatura ambiente, la forma α es estable, que es más común y tiene una estructura cristalina cúbica y, a 195,2 K (-78,0 ° C), se transforma en la forma β, que tiene una estructura cristalina hexagonal. Estas formas difieren en términos de las orientaciones relativas del constituyente P4 tetraedros. [12] [13]

      El fósforo blanco es el menos estable, el más reactivo, el más volátil, el menos denso y el más tóxico de los alótropos. El fósforo blanco cambia gradualmente a fósforo rojo. Esta transformación se acelera con la luz y el calor, y las muestras de fósforo blanco casi siempre contienen algo de fósforo rojo y, en consecuencia, aparecen amarillas. Por esta razón, el fósforo blanco envejecido o impuro (p. Ej., WP para armas, no para laboratorio) también se denomina fósforo amarillo. Cuando se expone al oxígeno, el fósforo blanco brilla en la oscuridad con un tenue tinte de verde y azul. Es altamente inflamable y pirofórico (autoinflamable) al entrar en contacto con el aire. Debido a su piroforicidad, el fósforo blanco se utiliza como aditivo en el napalm. El olor de la combustión de esta forma tiene un olor característico a ajo, y las muestras comúnmente se recubren con "pentóxido de fósforo" blanco, que consiste en P
      4 O
      10 tetraedros con oxígeno insertado entre los átomos de fósforo y en sus vértices. El fósforo blanco es insoluble en agua pero soluble en disulfuro de carbono. [14]

      Descomposición térmica de P4 a 1100 K da difósforo, P2. Esta especie no es estable ni sólida ni líquida. La unidad dimérica contiene un triple enlace y es análoga a N2. También se puede generar como un intermedio transitorio en solución mediante termólisis de reactivos precursores de organofósforo. [15] A temperaturas aún más altas, P2 se disocia en P. atómico [14]

      El fósforo rojo tiene una estructura polimérica. Puede verse como una derivada de P4 en el que se rompe un enlace P-P y se forma un enlace adicional con el tetraedro vecino dando como resultado una estructura en forma de cadena. El fósforo rojo se puede formar calentando el fósforo blanco a 250 ° C (482 ° F) o exponiendo el fósforo blanco a la luz solar. [16] El fósforo después de este tratamiento es amorfo. Después de un calentamiento adicional, este material cristaliza. En este sentido, el fósforo rojo no es un alótropo, sino una fase intermedia entre el fósforo blanco y violeta, y la mayoría de sus propiedades tienen un rango de valores. Por ejemplo, el fósforo rojo brillante recién preparado es altamente reactivo y se enciende a aproximadamente 300 ° C (572 ° F), [17] aunque es más estable que el fósforo blanco, que se enciende a aproximadamente 30 ° C (86 ° F). [18] Después de un calentamiento o almacenamiento prolongado, el color se oscurece (ver imágenes del cuadro de información), el producto resultante es más estable y no se enciende espontáneamente en el aire. [19]

      El fósforo violeta es una forma de fósforo que se puede producir mediante el recocido de fósforo rojo durante un día por encima de 550 ° C. En 1865, Hittorf descubrió que cuando el fósforo se recristalizaba a partir del plomo fundido, se obtenía una forma roja / púrpura. Por lo tanto, esta forma a veces se conoce como "fósforo de Hittorf" (o fósforo violeta o α-metálico). [20]

      El fósforo negro es el alótropo menos reactivo y la forma termodinámicamente estable por debajo de 550 ° C (1,022 ° F). También se conoce como fósforo β-metálico y tiene una estructura algo parecida a la del grafito. [21] [22] Se obtiene calentando fósforo blanco a altas presiones (alrededor de 12.000 atmósferas estándar o 1,2 gigapascales). También se puede producir en condiciones ambientales utilizando sales metálicas, p. mercurio, como catalizadores. [23] En apariencia, propiedades y estructura, se asemeja al grafito, es negro y escamoso, un conductor de electricidad y tiene láminas arrugadas de átomos enlazados. [24]

      Otra forma, el fósforo escarlata, se obtiene dejando que una solución de fósforo blanco en disulfuro de carbono se evapore a la luz del sol. [20]

      Propiedades de algunos alótropos del fósforo [8] [20]
      Formulario blanco (α) blanco (β) Violeta negro
      Simetría Cúbico centrado en el cuerpo Triclínica Monoclínica Ortorrómbico
      Símbolo de Pearson AP24 mP84 oS8
      Grupo espacial Yo 4 3m P 1 No 2 P2 / c No.13 Cmca No 64
      Densidad (g / cm 3) 1.828 1.88 2.36 2.69
      Band gap (eV) 2.1 1.5 0.34
      Índice de refracción 1.8244 2.6 2.4

      Quimioluminiscencia

      Cuando se aisló por primera vez, se observó que el resplandor verde que emanaba del fósforo blanco persistía durante un tiempo en un frasco tapado, pero luego cesaba. Robert Boyle en la década de 1680 lo atribuyó al "debilitamiento" del aire. En realidad, se consume oxígeno. En el siglo XVIII, se sabía que en el oxígeno puro, el fósforo no brilla en absoluto [25], solo hay un rango de presiones parciales a las que sí. Se puede aplicar calor para impulsar la reacción a presiones más altas. [26]

      En 1974, el resplandor fue explicado por R. J. van Zee y A. U. Khan. [27] [28] Se produce una reacción con el oxígeno en la superficie del fósforo sólido (o líquido), formando las moléculas de vida corta HPO y P
      2 O
      2 que ambos emiten luz visible. La reacción es lenta y solo se requieren muy pocos de los intermedios para producir la luminiscencia, de ahí el tiempo prolongado que el brillo continúa en un frasco tapado.

      Desde su descubrimiento, fósforos y fosforescencia se utilizaron vagamente para describir sustancias que brillan en la oscuridad sin quemarse. Aunque el término fosforescencia se deriva del fósforo, la reacción que le da al fósforo su brillo se llama propiamente quimioluminiscencia (brillo debido a una reacción química fría), no fosforescencia (reemisión de luz que previamente cayó sobre una sustancia y la excitó). [29]

      Isótopos

      Se conocen 23 isótopos de fósforo, [30] que van desde 25
      P hasta 47
      PAG . [31] Solo 31
      El P es estable y, por lo tanto, está presente en una abundancia del 100%. El espín nuclear medio entero y la alta abundancia de 31 P hacen que la espectroscopia de RMN de fósforo-31 sea una herramienta analítica muy útil en estudios de muestras que contienen fósforo.

      Dos isótopos radiactivos de fósforo tienen vidas medias adecuadas para experimentos científicos biológicos. Estos son:

      • 32
        P, un emisor beta (1,71 MeV) con una vida media de 14,3 días, que se utiliza de forma habitual en los laboratorios de ciencias biológicas, principalmente para producir sondas de ADN y ARN radiomarcadas, p.ej. para uso en transferencias Northern o Southern.
      • 33
        P, un emisor beta (0,25 MeV) con una vida media de 25,4 días. Se utiliza en laboratorios de ciencias de la vida en aplicaciones en las que las emisiones beta de menor energía son ventajosas, como la secuenciación de ADN.

      Las partículas beta de alta energía de 32
      P penetrar la piel y las córneas y cualquier 32
      P ingerido, inhalado o absorbido se incorpora fácilmente a los huesos y los ácidos nucleicos. Por estas razones, la Administración de Salud y Seguridad Ocupacional en los Estados Unidos e instituciones similares en otros países desarrollados requieren personal que trabaje con 32
      P usar batas de laboratorio, guantes desechables y anteojos o antiparras de seguridad para proteger los ojos y evitar trabajar directamente sobre recipientes abiertos. También se requiere monitorear la contaminación personal, de la ropa y de la superficie. El blindaje requiere una consideración especial. La alta energía de las partículas beta da lugar a una emisión secundaria de rayos X a través de Bremsstrahlung (radiación de frenado) en materiales de blindaje densos como el plomo. Por lo tanto, la radiación debe protegerse con materiales de baja densidad como acrílico u otro plástico, agua o (cuando no se requiere transparencia), incluso madera. [32]

      Universo

      En 2013, los astrónomos detectaron fósforo en Cassiopeia A, lo que confirmó que este elemento se produce en supernovas como subproducto de la nucleosíntesis de supernovas. La proporción de fósforo a hierro en el material del remanente de supernova podría ser hasta 100 veces mayor que en la Vía Láctea en general. [33]

      En 2020, los astrónomos analizaron los datos de ALMA y ROSINA de la región masiva de formación de estrellas AFGL 5142, para detectar moléculas portadoras de fósforo y cómo se transportan en los cometas a la Tierra primitiva. [34] [35]

      Corteza y fuentes orgánicas

      El fósforo tiene una concentración en la corteza terrestre de aproximadamente un gramo por kilogramo (compare el cobre con aproximadamente 0.06 gramos). No se encuentra libre en la naturaleza, pero se distribuye ampliamente en muchos minerales, generalmente en forma de fosfatos. [9] La roca de fosfato inorgánico, que está parcialmente hecha de apatita (un grupo de minerales que es, generalmente, fluoruro de triortofosfato de pentacalcio (hidróxido)), es hoy la principal fuente comercial de este elemento. Según el Servicio Geológico de los Estados Unidos (USGS), alrededor del 50 por ciento de las reservas mundiales de fósforo se encuentran en las naciones árabes. [36] El 85% de las reservas conocidas de la Tierra se encuentran en Marruecos con depósitos más pequeños en China, Rusia, [37] Florida, Idaho, Tennessee, Utah y otros lugares. [38] Albright y Wilson en el Reino Unido y su planta de las Cataratas del Niágara, por ejemplo, usaban roca de fosfato en las décadas de 1890 y 1900 de Tennessee, Florida, y las Îles du Connétable (fuentes de fosfato de la isla de guano) en 1950, estaban usando roca de fosfato principalmente de Tennessee y África del Norte. [39]

      Las fuentes orgánicas, a saber, la orina, la ceniza de huesos y (a fines del siglo XIX) el guano, fueron históricamente importantes, pero tuvieron un éxito comercial limitado. [40] Como la orina contiene fósforo, tiene cualidades fertilizantes que todavía se aprovechan hoy en algunos países, incluida Suecia, utilizando métodos para la reutilización de excretas. Con este fin, la orina se puede utilizar como fertilizante en su forma pura o parte de ser mezclada con agua en forma de aguas residuales o lodos de depuradora.

      Fósforo (V)

      Los compuestos de fósforo más prevalentes son los derivados del fosfato (PO4 3−), un anión tetraédrico. [41] El fosfato es la base conjugada del ácido fosfórico, que se produce a gran escala para su uso en fertilizantes. Al ser triprótico, el ácido fosfórico se convierte paso a paso en tres bases conjugadas:

      El fosfato muestra una tendencia a formar cadenas y anillos que contienen enlaces P-O-P. Se conocen muchos polifosfatos, incluido el ATP. Los polifosfatos surgen por deshidratación de hidrogenofosfatos como HPO4 2− y H2correos4 -. Por ejemplo, el trifosfato pentasódico de importancia industrial (también conocido como tripolifosfato de sodio, STPP) se produce industrialmente en megatoneladas mediante esta reacción de condensación:

      Pentóxido de fósforo (P4O10) es el anhídrido de ácido fosfórico, pero se conocen varios intermedios entre los dos. Este sólido blanco ceroso reacciona vigorosamente con el agua.

      Con los cationes metálicos, el fosfato forma una variedad de sales. Estos sólidos son poliméricos y presentan enlaces P-O-M. Cuando el catión metálico tiene una carga de 2+ o 3+, las sales son generalmente insolubles, por lo que existen como minerales comunes. Muchas sales de fosfato se derivan del hidrógeno fosfato (HPO4 2− ).

      PCl5 y PF5 son compuestos comunes. PF5 es un gas incoloro y las moléculas tienen geometría bipiramidal trigonal. PCl5 es un sólido incoloro que tiene una formulación iónica de PCl4 + PCl6 -, pero adopta la geometría bipiramidal trigonal cuando está fundido o en fase de vapor. [14] PBr5 es un sólido inestable formulado como PBr4 + Br - y PI5 no es conocido. [14] El pentacloruro y el pentafluoruro son ácidos de Lewis. Con flúor, PF5 formas PF6 -, un anión isoelectrónico con SF6. El oxihaluro más importante es el oxicloruro de fósforo, (POCl3), que es aproximadamente tetraédrico.

      Antes de que fueran factibles los extensos cálculos por computadora, se pensaba que la unión en compuestos de fósforo (V) involucraba D orbitales. El modelado por computadora de la teoría de los orbitales moleculares indica que este enlace involucra solo orbitales s y p. [42]

      Fósforo (III)

      Los cuatro trihaluros simétricos son bien conocidos: PF gaseoso3, los líquidos amarillentos PCl3 y PBr3, y el sólido PI3. Estos materiales son sensibles a la humedad y se hidrolizan para dar ácido fosforoso. El tricloruro, un reactivo común, se produce mediante la cloración del fósforo blanco:

      El trifluoruro se produce a partir del tricloruro mediante intercambio de haluro. PF3 es tóxico porque se une a la hemoglobina.

      Óxido de fósforo (III), P4O6 (también llamado hexóxido de tetrafosforo) es el anhídrido de P (OH)3, el tautómero menor del ácido fosforoso. La estructura de P4O6 es como el de P4O10 sin los grupos óxido terminales.

      Fósforo (I) y fósforo (II)

      Estos compuestos generalmente presentan enlaces P – P. [14] Los ejemplos incluyen derivados catenados de fosfina y organofosfinas. También se han observado compuestos que contienen dobles enlaces P = P, aunque son raros.

      Fosfuros y fosfinas

      Los fosfuros surgen por reacción de metales con fósforo rojo. Los metales alcalinos (grupo 1) y los metales alcalinotérreos pueden formar compuestos iónicos que contienen el ion fosfuro, P 3−. Estos compuestos reaccionan con el agua para formar fosfina. Otros fosfuros, por ejemplo Na3PAG7, son conocidos por estos metales reactivos. Con los metales de transición, así como con los monofosfuros, hay fosfuros ricos en metales, que generalmente son compuestos refractarios duros con un brillo metálico, y fosfuros ricos en fósforo que son menos estables e incluyen semiconductores. [14] La schreibersita es un fosfuro rico en metales de origen natural que se encuentra en los meteoritos. Las estructuras de los fosfuros ricos en metales y fósforo pueden ser complejas.

      Fosfina (PH3) y sus derivados orgánicos (PR3) son análogos estructurales del amoníaco (NH3), pero los ángulos de enlace en el fósforo están más cerca de 90 ° para la fosfina y sus derivados orgánicos. Es un compuesto tóxico y maloliente. El fósforo tiene un número de oxidación de −3 en la fosfina. La fosfina se produce por hidrólisis de fosfuro de calcio, Ca3PAG2. A diferencia del amoníaco, la fosfina se oxida con el aire. La fosfina también es mucho menos básica que el amoníaco. Se conocen otras fosfinas que contienen cadenas de hasta nueve átomos de fósforo y tienen la fórmula PnorteHnorte+2. [14] El gas altamente inflamable difosfina (P2H4) es un análogo de la hidracina.

      Oxoácidos

      Los oxoácidos de fósforo son extensos, a menudo comercialmente importantes y, a veces, estructuralmente complicados. Todos tienen protones ácidos unidos a átomos de oxígeno, algunos tienen protones no ácidos que están unidos directamente al fósforo y algunos contienen enlaces fósforo-fósforo. [14] Aunque se forman muchos oxoácidos de fósforo, solo nueve son comercialmente importantes, y tres de ellos, ácido hipofosforoso, ácido fosforoso y ácido fosfórico, son particularmente importantes.

      Estado de oxidación Fórmula Nombre Protones ácidos Compuestos
      +1 S.S2correos2 ácido hipofosforoso 1 ácido, sales
      +3 H2HPO3 ácido fosforoso 2 ácido, sales
      +3 HPO2 ácido metafosforoso 1 sales
      +3 H3correos3 ácido (orto) fosforoso 3 ácido, sales
      +4 H4PAG2O6 ácido hipofosfórico 4 ácido, sales
      +5 (HPO3)norte ácidos metafosfóricos norte salesnorte = 3,4,6)
      +5 H (HPO3)norteOH ácidos polifosfóricos norte+2 ácidos, sales (norte = 1-6)
      +5 H5PAG3O10 ácido tripolifosfórico 3 sales
      +5 H4PAG2O7 ácido pirofosfórico 4 ácido, sales
      +5 H3correos4 (ácido ortofosfórico 3 ácido, sales

      Nitruros

      La molécula de PN se considera inestable, pero es un producto de la descomposición de nitruro de fósforo cristalino a 1100 K. De manera similar, H2La NP se considera inestable y los halógenos de nitruro de fósforo como F2PN, Cl2PN, Br2PN, y yo2Los PN se oligomerizan en polifosfacenos cíclicos. Por ejemplo, compuestos de fórmula (PNCl2)norte existen principalmente como anillos como el trímero hexaclorofosfaceno. Los fosfacenos surgen por tratamiento de pentacloruro de fósforo con cloruro de amonio:

      Cuando los grupos cloruro son reemplazados por alcóxido (RO -), se produce una familia de polímeros con propiedades potencialmente útiles. [43]

      Sulfuros

      El fósforo forma una amplia gama de sulfuros, donde el fósforo puede estar en P (V), P (III) u otros estados de oxidación. La P simétrica triple4S3 se utiliza en partidos de huelga en cualquier lugar. PAG4S10 y P4O10 tienen estructuras análogas. [44] Las mezclas de oxihaluros y oxihídridos de fósforo (III) son casi desconocidas.

      Compuestos organofosforados

      Los compuestos con enlaces P-C y P-O-C a menudo se clasifican como compuestos organofosforados. Son ampliamente utilizados comercialmente. El PCl3 sirve como fuente de P 3+ en rutas a compuestos organofosforados (III). Por ejemplo, es el precursor de la trifenilfosfina:

      El tratamiento de trihaluros de fósforo con alcoholes y fenoles da fosfitos, p. Ej. trifenilfosfito:

      Etimología

      El nombre Fósforo en la Antigua Grecia era el nombre del planeta Venus y se deriva de las palabras griegas (φῶς = luz, φέρω = llevar), que se traduce aproximadamente como portador de luz o portador de luz. [16] (En la mitología y tradición griegas, Augerinus (Αυγερινός = estrella de la mañana, todavía en uso hoy), Hesperus o Hesperinus (΄Εσπερος o Εσπερινός o Αποσπερίτης = estrella de la tarde, todavía en uso hoy) y Eosphorus (no Εωσφόρο) en uso para el planeta después del cristianismo) son homólogos cercanos, y también están asociados con Phosphorus-the-morning-star).

      Según el Oxford English Dictionary, la ortografía correcta del elemento es fósforo. La palabra fosforoso es la forma adjetiva de la valencia P 3+: así, al igual que las formas de azufre sulfuroso y sulfúrico compuestos, el fósforo forma compuestos de fósforo (por ejemplo, ácido fosforoso) y compuestos fosfóricos de valencia P 5+ (por ejemplo, ácidos fosfóricos y fosfatos).

      Descubrimiento

      El descubrimiento del fósforo, el primer elemento que se descubrió y que no se conocía desde la antigüedad, [45] se atribuye al alquimista alemán Hennig Brand en 1669, aunque otros químicos podrían haber descubierto el fósforo en la misma época. [46] Brand experimentó con orina, que contiene cantidades considerables de fosfatos disueltos del metabolismo normal. [16] Trabajando en Hamburgo, Brand intentó crear la legendaria piedra filosofal mediante la destilación de algunas sales mediante la evaporación de la orina, y en el proceso produjo un material blanco que brillaba en la oscuridad y ardía intensamente. Fue nombrado fósforo mirabilis ("portador milagroso de luz"). [47]

      El proceso de Brand originalmente consistía en dejar reposar la orina durante días hasta que despidiera un olor terrible. Luego lo hirvió hasta convertirlo en una pasta, calentó esta pasta a una temperatura alta y condujo los vapores a través del agua, donde esperaba que se condensaran en oro. En cambio, obtuvo una sustancia blanca y cerosa que brillaba en la oscuridad. Brand había descubierto el fósforo. Ahora sabemos que Brand produjo hidrogenofosfato de sodio y amonio, (NH
      4 ) NaHPO
      4 . Si bien las cantidades eran esencialmente correctas (se necesitaron aproximadamente 1.100 litros [290 galones estadounidenses] de orina para producir aproximadamente 60 g de fósforo), no fue necesario permitir que la orina se pudriera primero. Los científicos posteriores descubrieron que la orina fresca producía la misma cantidad de fósforo. [29]

      Al principio, Brand trató de mantener el método en secreto, [48] pero luego vendió la receta de 200 táleros a D. Krafft de Dresde, [16] que ahora también podría hacerlo, y realizó una gira por gran parte de Europa con él, incluida Inglaterra. donde se reunió con Robert Boyle. El secreto de que estaba hecho de orina se filtró y primero Johann Kunckel (1630-1703) en Suecia (1678) y luego Boyle en Londres (1680) también logró producir fósforo, posiblemente con la ayuda de su asistente, Ambrose Godfrey-Hanckwitz. , quien luego hizo un negocio de fabricación de fósforo.

      Boyle states that Krafft gave him no information as to the preparation of phosphorus other than that it was derived from "somewhat that belonged to the body of man". This gave Boyle a valuable clue, so that he, too, managed to make phosphorus, and published the method of its manufacture. [16] Later he improved Brand's process by using sand in the reaction (still using urine as base material),

      Robert Boyle was the first to use phosphorus to ignite sulfur-tipped wooden splints, forerunners of our modern matches, in 1680. [49]

      Phosphorus was the 13th element to be discovered. Because of its tendency to spontaneously combust when left alone in air, it is sometimes referred to as "the Devil's element". [50]

      Bone ash and guano

      In 1769, Johan Gottlieb Gahn and Carl Wilhelm Scheele showed that calcium phosphate ( Ca
      3 (CORREOS
      4 )
      2 ) is found in bones, and they obtained elemental phosphorus from bone ash. Antoine Lavoisier recognised phosphorus as an element in 1777. [51] Bone ash was the major source of phosphorus until the 1840s. The method started by roasting bones, then employed the use of clay retorts encased in a very hot brick furnace to distill out the highly toxic elemental phosphorus product. [52] Alternately, precipitated phosphates could be made from ground-up bones that had been de-greased and treated with strong acids. White phosphorus could then be made by heating the precipitated phosphates, mixed with ground coal or charcoal in an iron pot, and distilling off phosphorus vapour in a retort. [53] Carbon monoxide and other flammable gases produced during the reduction process were burnt off in a flare stack.

      In the 1840s, world phosphate production turned to the mining of tropical island deposits formed from bird and bat guano (see also Guano Islands Act). These became an important source of phosphates for fertiliser in the latter half of the 19th century. [54]

      Phosphate rock

      Phosphate rock, which usually contains calcium phosphate, was first used in 1850 to make phosphorus, and following the introduction of the electric arc furnace by James Burgess Readman in 1888 [55] (patented 1889), [56] elemental phosphorus production switched from the bone-ash heating, to electric arc production from phosphate rock. After the depletion of world guano sources about the same time, mineral phosphates became the major source of phosphate fertiliser production. Phosphate rock production greatly increased after World War II, and remains the primary global source of phosphorus and phosphorus chemicals today. See the article on peak phosphorus for more information on the history and present state of phosphate mining. Phosphate rock remains a feedstock in the fertiliser industry, where it is treated with sulfuric acid to produce various "superphosphate" fertiliser products.

      Incendiaries

      White phosphorus was first made commercially in the 19th century for the match industry. This used bone ash for a phosphate source, as described above. The bone-ash process became obsolete when the submerged-arc furnace for phosphorus production was introduced to reduce phosphate rock. [57] [58] The electric furnace method allowed production to increase to the point where phosphorus could be used in weapons of war. [27] [59] In World War I, it was used in incendiaries, smoke screens and tracer bullets. [59] A special incendiary bullet was developed to shoot at hydrogen-filled Zeppelins over Britain (hydrogen being highly flammable). [59] During World War II, Molotov cocktails made of phosphorus dissolved in petrol were distributed in Britain to specially selected civilians within the British resistance operation, for defence and phosphorus incendiary bombs were used in war on a large scale. Burning phosphorus is difficult to extinguish and if it splashes onto human skin it has horrific effects. [14]

      Early matches used white phosphorus in their composition, which was dangerous due to its toxicity. Murders, suicides and accidental poisonings resulted from its use. (An apocryphal tale tells of a woman attempting to murder her husband with white phosphorus in his food, which was detected by the stew's giving off luminous steam). [27] In addition, exposure to the vapours gave match workers a severe necrosis of the bones of the jaw, known as "phossy jaw". When a safe process for manufacturing red phosphorus was discovered, with its far lower flammability and toxicity, laws were enacted, under the Berne Convention (1906), requiring its adoption as a safer alternative for match manufacture. [60] The toxicity of white phosphorus led to discontinuation of its use in matches. [61] The Allies used phosphorus incendiary bombs in World War II to destroy Hamburg, the place where the "miraculous bearer of light" was first discovered. [47]

      Most production of phosphorus-bearing material is for agriculture fertilisers. For this purpose, phosphate minerals are converted to phosphoric acid. It follows two distinct chemical routes, the main one being treatment of phosphate minerals with sulfuric acid. The other process utilises white phosphorus, which may be produced by reaction and distillation from very low grade phosphate sources. The white phosphorus is then oxidised to phosphoric acid and subsequently neutralised with base to give phosphate salts. Phosphoric acid produced from white phosphorus is relatively pure and is the main route for the production of phosphates for all purposes, including detergent production.

      In the early 1990s, Albright and Wilson's purified wet phosphoric acid business was being adversely affected by phosphate rock sales by China and the entry of their long-standing Moroccan phosphate suppliers into the purified wet phosphoric acid business. [62]

      Peak phosphorus

      In 2017, the USGS estimated 68 billion tons of world reserves, where reserve figures refer to the amount assumed recoverable at current market prices 0.261 billion tons were mined in 2016. [63] Critical to contemporary agriculture, its annual demand is rising nearly twice as fast as the growth of the human population. [37]

      The production of phosphorus may have peaked already (as per 2011), leading to the possibility of global shortages by 2040. [64] In 2007, at the rate of consumption, the supply of phosphorus was estimated to run out in 345 years. [65] However, some scientists now believe that a "peak phosphorus" will occur in 30 years and that "At current rates, reserves will be depleted in the next 50 to 100 years." [66] Cofounder of Boston-based investment firm and environmental foundation Jeremy Grantham wrote in Naturaleza in November 2012 that consumption of the element "must be drastically reduced in the next 20-40 years or we will begin to starve." [37] [67] According to N.N. Greenwood and A. Earnshaw, authors of the textbook, Chemistry of the Elements, however, phosphorus comprises about 0.1% by mass of the average rock, and consequently the Earth's supply is vast, although dilute. [14]

      Elemental phosphorus

      Presently, about 1,000,000 short tons (910,000 t) of elemental phosphorus is produced annually. Calcium phosphate (phosphate rock), mostly mined in Florida and North Africa, can be heated to 1,200–1,500 °C with sand, which is mostly SiO
      2 , and coke (refined coal) to produce vaporised P
      4 . The product is subsequently condensed into a white powder under water to prevent oxidation by air. Even under water, white phosphorus is slowly converted to the more stable red phosphorus allotrope. The chemical equation for this process when starting with fluoroapatite, a common phosphate mineral, is:

      Side products from this process include ferrophosphorus, a crude form of Fe2P, resulting from iron impurities in the mineral precursors. The silicate slag is a useful construction material. The fluoride is sometimes recovered for use in water fluoridation. More problematic is a "mud" containing significant amounts of white phosphorus. Production of white phosphorus is conducted in large facilities in part because it is energy intensive. The white phosphorus is transported in molten form. Some major accidents have occurred during transportation train derailments at Brownston, Nebraska and Miamisburg, Ohio led to large fires. The worst incident in recent times was an environmental contamination in 1968 when the sea was polluted from spillage and/or inadequately treated sewage from a white phosphorus plant at Placentia Bay, Newfoundland. [68]

      Another process by which elemental phosphorus is extracted includes calcining tricalcium phosphate at high temperatures (1500 °C): [69]

      Historically, before the development of mineral-based extractions, white phosphorus was isolated on an industrial scale from bone ash. [70] In this process, the tricalcium phosphate in bone ash is converted to monocalcium phosphate with sulfuric acid:

      Monocalcium phosphate is then dehydrated to the corresponding metaphosphate:

      When ignited to a white heat (

      1300C) with charcoal, calcium metaphosphate yields two-thirds of its weight of white phosphorus while one-third of the phosphorus remains in the residue as calcium orthophosphate:

      Fertiliser

      Phosphorus is an essential plant nutrient (the most often limiting nutrient, after nitrogen), [71] and the bulk of all phosphorus production is in concentrated phosphoric acids for agriculture fertilisers, containing as much as 70% to 75% P2O5. That led to large increase in phosphate (PO4 3− ) production in the second half of the 20th century. [37] Artificial phosphate fertilisation is necessary because phosphorus is essential to all living organisms it is involved in energy transfers, strength of root and stems, photosynthesis, the expansion of plant roots, formation of seeds and flowers, and other important factors effecting overall plant health and genetics. [71]

      Natural phosphorus-bearing compounds are mostly inaccessible to plants because of the low solubility and mobility in soil. [72] Most phosphorus is very stable in the soil minerals or organic matter of the soil. Even when phosphorus is added in manure or fertilizer it can become fixed in the soil. Therefore, the natural cycle of phosphorus is very slow. Some of the fixed phosphorus is released again over time, sustaining wild plant growth, however, more is needed to sustain intensive cultivation of crops. [73] Fertiliser is often in the form of superphosphate of lime, a mixture of calcium dihydrogen phosphate (Ca(H2correos4)2), and calcium sulfate dihydrate (CaSO4·2H2O) produced reacting sulfuric acid and water with calcium phosphate.

      Processing phosphate minerals with sulfuric acid for obtaining fertiliser is so important to the global economy that this is the primary industrial market for sulfuric acid and the greatest industrial use of elemental sulfur. [74]

      Widely used compounds Usar
      Ca(H2correos4)2·H2O Baking powder and fertilisers
      CaHPO4·2H2O Animal food additive, toothpowder
      H3correos4 Manufacture of phosphate fertilisers
      PCl3 Manufacture of POCl3 and pesticides
      POCl3 Manufacture of plasticiser
      PAG4S10 Manufacturing of additives and pesticides
      N / A5PAG3O10 Detergents

      Organophosphorus

      White phosphorus is widely used to make organophosphorus compounds through intermediate phosphorus chlorides and two phosphorus sulfides, phosphorus pentasulfide and phosphorus sesquisulfide. [75] Organophosphorus compounds have many applications, including in plasticisers, flame retardants, pesticides, extraction agents, nerve agents and water treatment. [14] [76]

      Metallurgical aspects

      Phosphorus is also an important component in steel production, in the making of phosphor bronze, and in many other related products. [77] [78] Phosphorus is added to metallic copper during its smelting process to react with oxygen present as an impurity in copper and to produce phosphorus-containing copper (CuOFP) alloys with a higher hydrogen embrittlement resistance than normal copper. [79]

      Matches

      The first striking match with a phosphorus head was invented by Charles Sauria in 1830. These matches (and subsequent modifications) were made with heads of white phosphorus, an oxygen-releasing compound (potassium chlorate, lead dioxide, or sometimes nitrate), and a binder. They were poisonous to the workers in manufacture, [80] sensitive to storage conditions, toxic if ingested, and hazardous when accidentally ignited on a rough surface. [81] [82] Production in several countries was banned between 1872 and 1925. [83] The international Berne Convention, ratified in 1906, prohibited the use of white phosphorus in matches.

      In consequence, phosphorous matches were gradually replaced by safer alternatives. Around 1900 french chemists Henri Sévène and Emile David Cahen invented the modern strike-anywhere match, wherein the white phosphorus was replaced by phosphorus sesquisulfide (P4S3), a non-toxic and non-pyrophoric compound that ignites under friction. For a time these safer strike-anywhere matches where quite popular but in the long run they where superseded by the modern safety match.

      Safety matches are very difficult to ignite on any surface other than a special striker strip. The strip contains non-toxic red phosphorus and the match head potassium chlorate, an oxygen-releasing compound. When struck, small amounts of abrasion from match head and striker strip are mixed intimately to make a small quantity of Armstrong's mixture, a very touch sensitive composition. The fine powder ignites immediately and provides the initial spark to set off the match head. Safety matches separate the two components of the ignition mixture until the match is struck. This is the key safety advantage as it prevents accidental ignition. Nonetheless, safety matches, invented in 1844 by Gustaf Erik Pasch and market ready by the 1860s, didn't gain consumer acceptance until the prohibition of white phosphorus. Using a dedicated striker strip was considered clumsy. [17] [75] [84]

      Water softening

      Sodium tripolyphosphate made from phosphoric acid is used in laundry detergents in some countries, but banned for this use in others. [19] This compound softens the water to enhance the performance of the detergents and to prevent pipe/boiler tube corrosion. [85]

      Miscellaneous

      • Phosphates are used to make special glasses for sodium lamps. [19]
      • Bone-ash, calcium phosphate, is used in the production of fine china. [19]
      • Phosphoric acid made from elemental phosphorus is used in food applications such as soft drinks, and as a starting point for food grade phosphates. [75] These include mono-calcium phosphate for baking powder and sodium tripolyphosphate. [75] Phosphates are used to improve the characteristics of processed meat and cheese, and in toothpaste. [75] , called "WP" (slang term "Willie Peter") is used in military applications as incendiary bombs, for smoke-screening as smoke pots and smoke bombs, and in tracer ammunition. It is also a part of an obsolete M34 White Phosphorus US hand grenade. This multipurpose grenade was mostly used for signaling, smoke screens, and inflammation it could also cause severe burns and had a psychological impact on the enemy. [86][87] Military uses of white phosphorus are constrained by international law.
      • 32 P and 33 P are used as radioactive tracers in biochemical laboratories. [88]

      Inorganic phosphorus in the form of the phosphate PO 3−
      4 is required for all known forms of life. [89] Phosphorus plays a major role in the structural framework of DNA and RNA. Living cells use phosphate to transport cellular energy with adenosine triphosphate (ATP), necessary for every cellular process that uses energy. ATP is also important for phosphorylation, a key regulatory event in cells. Phospholipids are the main structural components of all cellular membranes. Calcium phosphate salts assist in stiffening bones. [14] Biochemists commonly use the abbreviation "Pi" to refer to inorganic phosphate. [90]

      Every living cell is encased in a membrane that separates it from its surroundings. Cellular membranes are composed of a phospholipid matrix and proteins, typically in the form of a bilayer. Phospholipids are derived from glycerol with two of the glycerol hydroxyl (OH) protons replaced by fatty acids as an ester, and the third hydroxyl proton has been replaced with phosphate bonded to another alcohol. [91]

      An average adult human contains about 0.7 kg of phosphorus, about 85–90% in bones and teeth in the form of apatite, and the remainder in soft tissues and extracellular fluids (

      1%). The phosphorus content increases from about 0.5 weight% in infancy to 0.65-1.1 weight% in adults. Average phosphorus concentration in the blood is about 0.4 g/L, about 70% of that is organic and 30% inorganic phosphates. [92] An adult with healthy diet consumes and excretes about 1-3 grams of phosphorus per day, with consumption in the form of inorganic phosphate and phosphorus-containing biomolecules such as nucleic acids and phospholipids and excretion almost exclusively in the form of phosphate ions such as H
      2 PO −
      4 and HPO 2−
      4 . Only about 0.1% of body phosphate circulates in the blood, paralleling the amount of phosphate available to soft tissue cells.

      Bone and teeth enamel

      The main component of bone is hydroxyapatite as well as amorphous forms of calcium phosphate, possibly including carbonate. Hydroxyapatite is the main component of tooth enamel. Water fluoridation enhances the resistance of teeth to decay by the partial conversion of this mineral to the still harder material called fluoroapatite: [14]

      Phosphorus deficiency

      In medicine, phosphate deficiency syndrome may be caused by malnutrition, by failure to absorb phosphate, and by metabolic syndromes that draw phosphate from the blood (such as in refeeding syndrome after malnutrition [93] ) or passing too much of it into the urine. All are characterised by hypophosphatemia, which is a condition of low levels of soluble phosphate levels in the blood serum and inside the cells. Symptoms of hypophosphatemia include neurological dysfunction and disruption of muscle and blood cells due to lack of ATP. Too much phosphate can lead to diarrhoea and calcification (hardening) of organs and soft tissue, and can interfere with the body's ability to use iron, calcium, magnesium, and zinc. [94]

      Phosphorus is an essential macromineral for plants, which is studied extensively in edaphology to understand plant uptake from soil systems. Phosphorus is a limiting factor in many ecosystems that is, the scarcity of phosphorus limits the rate of organism growth. An excess of phosphorus can also be problematic, especially in aquatic systems where eutrophication sometimes leads to algal blooms. [37]

      Nutrición

      Dietary recommendations

      The U.S. Institute of Medicine (IOM) updated Estimated Average Requirements (EARs) and Recommended Dietary Allowances (RDAs) for phosphorus in 1997. If there is not sufficient information to establish EARs and RDAs, an estimate designated Adequate Intake (AI) is used instead. The current EAR for phosphorus for people ages 19 and up is 580 mg/day. The RDA is 700 mg/day. RDAs are higher than EARs so as to identify amounts that will cover people with higher than average requirements. RDA for pregnancy and lactation are also 700 mg/day. For children ages 1-18 years the RDA increases with age from 460 to 1250 mg/day. As for safety, the IOM sets Tolerable upper intake levels (ULs) for vitamins and minerals when evidence is sufficient. In the case of phosphorus the UL is 4000 mg/day. Collectively the EARs, RDAs, AIs and ULs are referred to as Dietary Reference Intakes (DRIs). [95]

      The European Food Safety Authority (EFSA) refers to the collective set of information as Dietary Reference Values, with Population Reference Intake (PRI) instead of RDA, and Average Requirement instead of EAR. AI and UL defined the same as in United States. For people ages 15 and older, including pregnancy and lactation, the AI is set at 550 mg/day. For children ages 4-10 years the AI is 440 mg/day, for ages 11-17 640 mg/day. These AIs are lower than the U.S RDAs. In both systems, teenagers need more than adults. [96] The European Food Safety Authority reviewed the same safety question and decided that there was not sufficient information to set a UL. [97]

      For U.S. food and dietary supplement labeling purposes the amount in a serving is expressed as a percent of Daily Value (%DV). For phosphorus labeling purposes 100% of the Daily Value was 1000 mg, but as of May 27, 2016 it was revised to 1250 mg to bring it into agreement with the RDA. [98] [99] Compliance with the updated labeling regulations was required by 1 January 2020 for manufacturers with US$10 million or more in annual food sales, and by 1 January 2021 for manufacturers with lower volume food sales. [100] [101] A table of the old and new adult daily values is provided at Reference Daily Intake.

      Food sources

      The main food sources for phosphorus are the same as those containing protein, although proteins do not contain phosphorus. For example, milk, meat, and soya typically also have phosphorus. As a rule, if a diet has sufficient protein and calcium, the amount of phosphorus is probably sufficient. [102]

      Organic compounds of phosphorus form a wide class of materials many are required for life, but some are extremely toxic. Fluorophosphate esters are among the most potent neurotoxins known. A wide range of organophosphorus compounds are used for their toxicity as pesticides (herbicides, insecticides, fungicides, etc.) and weaponised as nerve agents against enemy humans. Most inorganic phosphates are relatively nontoxic and essential nutrients. [14]

      The white phosphorus allotrope presents a significant hazard because it ignites in air and produces phosphoric acid residue. Chronic white phosphorus poisoning leads to necrosis of the jaw called "phossy jaw". White phosphorus is toxic, causing severe liver damage on ingestion and may cause a condition known as "Smoking Stool Syndrome". [103]

      In the past, external exposure to elemental phosphorus was treated by washing the affected area with 2% copper sulfate solution to form harmless compounds that are then washed away. According to the recent US Navy's Treatment of Chemical Agent Casualties and Conventional Military Chemical Injuries: FM8-285: Part 2 Conventional Military Chemical Injuries, "Cupric (copper(II)) sulfate has been used by U.S. personnel in the past and is still being used by some nations. However, copper sulfate is toxic and its use will be discontinued. Copper sulfate may produce kidney and cerebral toxicity as well as intravascular hemolysis." [104]

      The manual suggests instead "a bicarbonate solution to neutralise phosphoric acid, which will then allow removal of visible white phosphorus. Particles often can be located by their emission of smoke when air strikes them, or by their phosphorescence in the dark. In dark surroundings, fragments are seen as luminescent spots. Promptly debride the burn if the patient's condition will permit removal of bits of WP (white phosphorus) that might be absorbed later and possibly produce systemic poisoning. DO NOT apply oily-based ointments until it is certain that all WP has been removed. Following complete removal of the particles, treat the lesions as thermal burns." [note 1] [ cita necesaria ] As white phosphorus readily mixes with oils, any oily substances or ointments are not recommended until the area is thoroughly cleaned and all white phosphorus removed.

      People can be exposed to phosphorus in the workplace by inhalation, ingestion, skin contact, and eye contact. The Occupational Safety and Health Administration (OSHA) has set the phosphorus exposure limit (Permissible exposure limit) in the workplace at 0.1 mg/m 3 over an 8-hour workday. The National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH) has set a Recommended exposure limit (REL) of 0.1 mg/m 3 over an 8-hour workday. At levels of 5 mg/m 3 , phosphorus is immediately dangerous to life and health. [105]

      US DEA List I status

      Phosphorus can reduce elemental iodine to hydroiodic acid, which is a reagent effective for reducing ephedrine or pseudoephedrine to methamphetamine. [106] For this reason, red and white phosphorus were designated by the United States Drug Enforcement Administration as List I precursor chemicals under 21 CFR 1310.02 effective on November 17, 2001. [107] In the United States, handlers of red or white phosphorus are subject to stringent regulatory controls. [107] [108] [109]


      3 Replies to &ldquoPhosphorus: Glowing, Flammable, and Essential to Our Cells&rdquo

      Jeremy says:

      This is an excellent little summary of the history and usefulness of phosphorous, and a refresher on its place in chemistry and biology.

      SUMITRA KUMAR BISWAS says:

      Nitrogen Compounds

      Nitrogen compounds, and especially their oxidized derivatives, are important in biological systems and as explosives.

      Objetivos de aprendizaje

      Give examples of applications of nitrogen compounds.

      Conclusiones clave

      Puntos clave

      • Nitrogen oxides, called NOX compounds, are important for their explosive properties. These properties are determined by the extremely strong and stable bond found in molecular, diatomic nitrogen, N2, which has a bond dissociation energy of 945 kJ/mol (226 kcal/mol).
      • The main neutral hydride of nitrogen is ammonia (NH3), which has a pKB of 9.2, and is thus a weak base. The corresponding deprotonated species, NH2 – , is called an amide and is a strong base (because it’s the conjugate base of ammonia, whose pKa is around 38).
      • Nitrogen is a constituent of molecules in every major drug class in pharmacology and medicine, from antibiotics to neurotransmitters and beyond. One important aspect of nitrogen is that it is the only non-metal that can maintain a positive charge at physiological pH.

      Términos clave

      • propellant: Fuel, oxidizer, reaction mass or mixture for one or more engines (especially internal combustion engines or jet engines) that is carried within a vehicle prior to use.
      • oxide: A binary chemical compound of oxygen with another chemical element.
      • anion: A negatively charged ion, as opposed to a cation.
      • bond dissociation energy: The energy required to separate two atoms joined by a particular bond. Expressed in terms of a mole of such bonded atoms. Indicates the strength of the bond.

      Survey of Nitrogen Compounds and their Uses

      Nitrogen compounds play an important role in many aspects of life and commercial processes, from the industrial production of fertilizers to the building blocks of life.

      The nitrogen-nitrogen triple bond in N2 contains 226 kcal/mol of energy, making it one of the strongest bonds known. When nitrogen gas is formed as a product from various reactions, the bond energy associated with the N-N triple bond is released, causing the explosive properties seen in many nitrogen compounds.

      Amines

      The main neutral hydride of nitrogen is ammonia (NH3), although hydrazine (N2H4) is also commonly used. Ammonia is more basic than water by 6 orders of magnitude. In solution, ammonia forms the ammonium ion (NH4 + ). The pKa of ammonium chloride is 9.2. Liquid ammonia (boiling point 240 K) is amphiprotic (displaying either Brønsted-Lowry acidic or basic character) and forms ammonium and the less common amide ions (NH2 − ). Ammonia has a pKa of 38, making the corresponding amide ions very strong bases. Singly, doubly, triply and quadruply substituted alkyl compounds of ammonia are called amines (four substitutions, to form commercially and biologically important quaternary amines, results in a positively charged nitrogen, and thus a water-soluble compound).

      Azides

      Other classes of nitrogen anions (negatively charged ions) are the poisonous azides (N3 − ), which are linear and isoelectronic to carbon dioxide, but which bind to important iron-containing enzymes in the body in a manner resembling cyanide.

      Nitrogen Oxides

      Another molecule of the same structure is the colorless and relatively inert anesthetic gas nitrous oxide (dinitrogen monoxide, N2O), also known as laughing gas. This is one of a variety of nitrogen oxides that form a family often abbreviated as NOX. Nitric oxide (nitrogen monoxide, NO), is a natural free radical used in signal transduction in both plants and animals. The reddish and poisonous nitrogen dioxide (NO2) contains an unpaired electron and is an important component of smog. Nitrogen molecules containing unpaired electrons show a tendency to dimerize (thus pairing the electrons), and are, in general, highly reactive. The corresponding acids are nitrous (HNO2) and nitric acid (HNO3), with the corresponding salts called nitrites and nitrates.

      Nitrogen Compounds used as Explosives and Propellants

      One of the earliest uses of a nitrogen compound as an explosive was potassium nitrate, also called saltpeter, used in gunpowder. This is a mixture of potassium nitrate, carbon and sulfur. When the mixture is ignited in an enclosed space, such as a gun-barrel or a firework, the nitrate ions oxidize the carbon and sulfur in a highly exothermic reaction, producing high- temperature gases very rapidly. This can propel a bullet out of a gun or cause a firework to explode.

      Potassium Nitrate: Potassium nitrate, or saltpeter, was a constituent of early gunpowder. It serves as an oxidant, along with an oxidizable material such as sugar.

      The higher oxides, dinitrogen trioxide (N2O3), dinitrogen tetroxide (N2O4) and dinitrogen pentoxide (N2O5), are unstable and explosive, a consequence of the chemical stability of N2. Nearly every hypergolic (i.e. not requiring ignition) rocket engine uses N2O4 as the oxidizer their fuels, various forms of hydrazine, are also nitrogen compounds.

      These engines were extensively used on spacecraft such as the space shuttle and those of the Apollo Program because their propellants are liquids at room temperature and ignition occurs on contact without an ignition system, allowing many precisely controlled burns. norte2O4 is an intermediate in the manufacture of nitric acid HNO3, one of the few acids stronger than the hydronium ion, and a fairly strong oxidizing agent.

      Nitrogen is notable for the range of explosively unstable compounds that it can produce. Nitrogen triiodide (NI3) is an extremely sensitive contact explosive. Nitrocellulose, produced by nitration of cellulose with nitric acid, is also known as guncotton. Nitroglycerin, made by nitration of glycerin, is the dangerously unstable explosive ingredient of dynamite. The comparatively stable, but less powerful explosive trinitrotoluene (TNT) is the standard explosive against which the power of nuclear explosions are measured. In all cases, the explosive properties of nitrogen compounds are derived from the extreme stability of the product of these reactions: gaseous molecular nitrogen, N2.

      Nitrogen Compounds in Drugs and Medicine

      Nitrogen is a constituent of molecules in every major drug class in pharmacology and medicine. Nitric oxide (NO) has recently been discovered to be an important signaling molecule in physiology. Nitrous oxide (N2O) was discovered early in the 19th century to be a partial anesthetic, though it was not used as a surgical anesthetic until later. Called “laughing gas,” it was found to induce a state of social disinhibition resembling drunkenness.

      Other notable nitrogen-containing drugs are drugs derived from plant alkaloids, such as morphine. Many alkaloids are known to have pharmacological effects in some cases, they appear as natural chemical defenses of plants against predation. Drugs that contain nitrogen include all major classes of antibiotics, and organic nitrate drugs like nitroglycerin and nitroprusside that regulate blood pressure and heart action. Amines (alkyl derivatives of nitrogen) are important in pharmacology because they can readily carry a positive charge, as the corresponding protonated ammonium species. This allows for electrostatic interactions between the ammonium cation and various negatively charged or polarizable species in proteins.


      Properties, Allotropes and Uses of Phosphorus

      Phosphorus is a non-metallic element that belongs to group 5 of the periodic table. It does not occur free in nature due to its very reactive nature. It is widely found in combined state as tetraoxophosphate(V) minerals and the most abundant of these minerals is rock phosphorite or rock phosphate which is comprised largely of calcium tetraoxophosphate(V). Apatite is another rock phosphorite which is also found in nature.

      This element is an important constituent of living matter as they are found in bones and teeth where they are combined with calcium compounds in calcium tetraoxophosphate(V). Several foods such as proteins, eggs, seeds and even nerve tissues and brain cells all contain this element. Infact, this non metal phosphorusmakes up about 1% by mass of the human body.

      Allotropes of Phosphorus

      This element exist in three different allotropes. The red, white and black phosphorus are the three allotropes. However, the white and red allotropes of this element are the more common and important allotropic forms.

      The White allotrope exist as a tetratomic molecule and each phosphorus atom is attached to three others by simple covalent bonds to produce a tetrahedral molecule. Tetratomic phosphorus exist in the vapour state at temperatures below 700 o C and in solution in carbon(IV)sulphide. The White alllotrope is a waxy, white, soft and translucent solid. It is not so stable at room temperature and changes quite slowly but spontaneously to red phosphorus which is accelerated by a raised temperature.

      This non-metal is soluble in carbon(IV) sulphide, benzene and several other organic solvents but insoluble in water. It is twice as dense as water. It has a low ignition temperature of 35 o C and this property makes it to catch fire easily and so should be stored under water. It also undergoes slow oxidation when exposed to air, resulting in a glow that is greenish in color. This phenomenon is described as phosphorescence. The White allotropic form is very poisonous substance and any contact with the skin can result in serious skin burn.

      The red allotropic form of this element is gotten when white phosphorus is heated to a temperature of 250 o C in the absence of air and in the presence of iodine which serves as a catalyst. Here, the tetratomic molecules of white phosphorus combine to form large macromolecules and the resultant product is red phosphorus which is a red brittle powder and is the stable allotrope of sulphur.

      The red allotropic form of this element has a higher density than white phosphorus. It is insoluble in carbon(IV)sulphide, water and most common organic solvents. Its high ignition temperature of 250 o C makes it safe and can be handled safely. Moreover, red phosphorus is non-toxic when it is pure. It can be sublimed at 290 o C in the absence of air and the resulting vapour condenses in to white phosphorus.


      Phosphine

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      Phosphine (PH3), también llamado hydrogen phosphide, a colourless, flammable, extremely toxic gas with a disagreeable garliclike odour. Phosphine is formed by the action of a strong base or hot water on white phosphorus or by the reaction of water with calcium phosphide (Ca3PAG2). Phosphine is structurally similar to ammonia (NH3), but phosphine is a much poorer solvent than ammonia and is much less soluble in water.

      Organic compounds with bonds between phosphorus and carbon or hydrogen are named as derivatives of phosphine: in primary, secondary, and tertiary phosphines, one, two, and three hydrogen atoms have been replaced by organic combining groups. Thus, methylphosphine (CH3PH2) is a primary phosphine, in which the methyl group (CH3) takes the place of one of the hydrogen atoms of phosphine itself. The metal salts are called phosphides, and the protonated forms (compounds to which a hydrogen ion has been added) are called phosphonium compounds. The organic derivatives of phosphine are usually made by substitution reactions using the readily available phosphorus trichloride (PCl3).

      The Editors of Encyclopaedia Britannica This article was most recently revised and updated by Erik Gregersen, Senior Editor.


      What is white phosphorus?

      The second white powder to make headlines in recent weeks is commonly used by the military as a smokescreen or to mark targets. But this week US forces were criticised when they admitted using white phosphorus during the 2004 assault on Falluja to flush enemy forces from well-covered positions.

      Phosphorus comes in two forms, red and white. Red phosphorus is harmless but the white form is highly toxic and reacts violently with oxygen, so it must be stored under water or paraffin to stop it spontaneously combusting.

      White phosphorus was discovered 300 years ago when the Hamburg-based alchemist Henig Brandt boiled urine and continued to burn the residue that formed. The white phosphorus he duly produced quickly became the poison of choice for murderers of the time, and detectives exploited the fact that it glows in the dark to identify cases in which it had been used.

      After being used briefly to make matches, white phosphorus was adopted by the military primarily as an obscurant. When phosphorus ignites, it produces clouds of white phosphorus pentoxide, which can be thick enough to be opaque. To hide on the battlefield, Centurion tanks would fire four white phosphorus shells to generate a smokescreen around them.

      In Falluja, white phosphorus was used to make enemy forces move from their cover. The substance is effective because the clouds of phosphorus pentoxide it produces react with moisture in the air, or in people's lungs, to form phosphoric acid. "A lungful of phosphoric acid is not going to be pleasant at all," said Tom Welton, a chemist at Imperial College London.

      John Emsley, author of The Shocking History of Phosphorus, said calls to ban white phosphorus began after the first world war because shells would create showers of burning phosphorus fragments that rained down, causing excruciating burns.

      It is not covered by international conventions on chemical weapons, but the use of incendiary weapons in civilian areas is banned under the Geneva convention.


      Current research

      Human phosphorus use has created problems for wildlife and people, alike. In August 2014, the city of Toledo, Ohio, had to warn citizens against using the city's water due to a toxic algae bloom. Such blooms, which occur in other drinking-water lakes across the country as well, are often caused or exacerbated by phosphorus from fertilizers and livestock waste flowing into waterways.

      In many streams and lakes, "phosphorus is the nutrient that is the most scarce, and therefore it is often the most important nutrient," said Dan Obenour, a professor of civil, construction and environmental engineering at North Carolina State University.

      Obenour and his colleagues have studied the algae blooms of Lake Erie, which is where Toledo gets its drinking water. The dominant source of phosphorus running into the lake is from agricultural fertilizers, Obenour told Live Science, though lawn fertilizers, pet waste and even treated wastewater contribute.

      Other factors, such as water temperature, can influence the timing and size of toxic algae blooms, so Obenour and his colleagues wanted to isolate the effects of fertilizer runoff. They used computer models to relate the amount of phosphorus flowing into Lake Erie to the size of the late-summer algae blooms in the lake.

      The results, published in October 2014 in the journal Water Resources Research, showed a link: The more phosphorus early in the year, the larger the algae bloom in late summer. What's more, Obenour said, "the lake is becoming more sensitive to cyanobacteria [algal] blooms."

      In other words, less phosphorus is necessary to create ever-larger blooms — a fact that could influence regulations on agriculture upstream from the lake. The reason for the increased sensitivity remains somewhat mysterious, but invasive species could be one factor, Obenour said. Invasive zebra and quagga mussels feed on non-toxic algae that compete with the toxin-generating cyanobacteria. Thus, when a rush of phosphorus enters the lake, toxic algae have little competition in gobbling it up. The algae blooms would likely be a quarter or less the size of the peak blooms seen in Lake Erie in 2011 without human influence, Obenour said.