Fosfor is eenscheikundig element met symboolP enatoomnummer 15. Het is eenniet-metaal dat in verschillende kleuren kan voorkomen waarvanrode enwitte fosfor het bekendst zijn. Witte fosfor vermengd met een klein beetje rode fosfor wordt gele fosfor genoemd.[1][2]
Fosfor is in1669 ontdekt door de Duitse alchemistHennig Brand toen hijurine onderzocht. In een poging dezouten in te dampen, viel het hem op dat er een wittige stof achterbleef die oplichtte in het donker en brandbaar was. De naam heeft fosfor te danken aan hetGriekse woord φωσφόρος,phosphoros, dat net zoals het Latijnse woordlucifer is te vertalen met lichtdrager. Phosphoros was in deGriekse mythologie een van de personificaties van de planeetVenus.
Fosfor is van groot belang in delandbouw voor de productie vankunstmest, hetsuperfosfaat. Hiervoor worden geconcentreerde oplossingen vandifosforpentoxide P4O10 als basis gebruikt. In planten is fosfor van belang voor de ontwikkeling van wortels, voor de bloei en voor het rijpen van vruchten en zaden.
In de vorm van natriumtrifosfaat Na5P3O10 wordt het gebruikt om dehardheid van water te verlagen. Fosfaten uit ongezuiverd afvalwater en andere bronnen zijn een voedingsbron voor micro-organismen en algen, en het grootschalig gebruik van fosfaathoudende wasmiddelen heeft bijgedragen tot deeutrofiëring van oppervlaktewater.
Het giftige witte fosfor, eventueel vermengd met rode forsfor, wordt behalve voor kunstmest, gebruikt voor lucifers, vuurwerk, rookbommen enpesticiden.[2]
Andere gebieden waarin fosfor wordt gebruikt zijn:
Fosfaten dienen als grondstof voor speciaal glas dat wordt gebruikt voornatriumlampen.
Metzwavel reageert het totfosforpentasulfide dat een belangrijk industrieel chemisch tussenproduct is.
In debiologie speelt fosfor een belangrijke rol.DNA enRNA bestaan voor een deel uit anorganisch fosfor en in de vorm vanadenosinetrifosfaat ATP is fosfor belangrijk voor de opslag en transport van energie.Botten bestaan voor een groot deel uit calciumfosfaat.Fosfolipiden zijn essentiële bestandsdelen van celmembraan en zijn betrokken bij zeer veel stofwisselingsreacties.
In de gasfase bestaat fosfor uitmoleculen P4-moleculen in de vorm van eenregelmatig viervlak. Bij hoge temperaturen > 800 °C vallen deze moleculen uiteen tot P2-moleculen, te vergelijken metdistikstof. Bij kamertemperatuur levert een damp van P4 na condensatie een vaste stof op, die witte fosfor heet. De moleculen P4 zijn dan allemaal intact en in die vorm is het goed oplosbaar in bijvoorbeeldzwavelkoolstof CS2. De moleculen P4 maken dat witte fosfor chemisch reactief is. Het kan spontaan ontbranden en ook reageren met bijvoorbeeld een hete oplossingnatriumhydroxide NaOH, waarbij hetonderfosforigzuur vormt. De reactiviteit komt door de instabiliteit van de het molecuul P4 en ook door de "spanning" die erin aanwezig is.
De witte vorm is eenmetastabiele fase die bij kamertemperatuur een lichaamsgecentreerd kubische kristalstructuur heeft. Bij 195,2 K gaat deze reversibel over in een andere, waarschijnlijk hexagonale structuur.
Onder invloed van daglicht of verhitting gaan de viervlakken P4 openklappen en ontstaat langzaam de stabielere rode fosfor. Die is veel minder reactief en ontbrandt niet spontaan aan de lucht. Bij kamertemperatuur vormt zich onder invloed van licht in eerste instantie een amorfe vaste stof die maar zeer langzaam uitkristalliseert. Bij temperaturen hoger dan 200 °C vindt dit proces veel sneller plaats en vormt zich de stabiele kristallijne rode fase.
Het voorkomen in meerdere verschijningsvormen van fosfor wordtallotropie genoemd. Naast de witte en rode vorm zijn er nog een aantal andere modificaties bekend zoals de zwarte en de scharlakenrode en de vezelachtige fase, ieder met hun eigen kristalstructuren.
De giftigheid van de witte fosfor komt ook door de reactieve moleculen P4. De stabiele rode fosfor op het strijkvlak van een luciferdoosje is niet meer gevaarlijk.
Fosfor komt het meest voor als een witte vaste stof met een karakteristieke geur, maar het kan ook rood zijn. Het is niet oplosbaar in water maar wel inkoolstofdisulfide. Zuivere fosfor ontbrandt spontaan bij aanwezigheid van lucht totdifosforpentoxide P4O10, vaak foutief aangeduid als P2O5. Fosfor wordt daarom doorgaans onder water of olie bewaard.
Fosfor kan onderwater branden. Brandende fosfor kan niet met water worden gedoofd. Om de brandende fosfor te doven isBordeauxse pap nodig, een oplossing van twee gewichtsdelenkoper(II)sulfaat en een deelkalk in 100 delen water. Brandend fosfor wordt ook welGrieks vuur genoemd, omdat een soortgelijk wapen door deOude Grieken gebruikt werd om vijandelijke schepen tot zinken te brengen.
Omdat het zo gemakkelijk reageert met andere materialen komt fosfor in de natuur niet in ongebonden toestand voor. Het komt daarentegen gebonden in veel verschillendemineralen voor en is in die vorm een belangrijke bron voor de industrie. Deze mineralen worden in grote hoeveelheden gewonnen in onder andereRusland,Marokko en deVerenigde Staten. Zuivere fosfor wordt uit mineralen gewonnen door verhitting in aanwezigheid vankoolstof ofsilicium.
Voormensen is fosforgiftig en deLD50 waarde ligt rond 50 mg/kg lichaamsgewicht. Witte fosfor moet onder water worden bewaard om te voorkomen dat het ontbrandt aan de lucht. Rode fosfor is minder gevaarlijk dan de witte variant. Toch moet fosfor ook in deze vorm voorzichtig worden behandeld omdat het bij sommige temperaturen zeer giftige dampen kan afgeven.
Het inademen van deze dampen zijn begin 20e eeuw aangewezen als de oorzaak van de aandoeningphosphorus necrosis van de kaak. De dampen die vrijkomen bij de verwerking van (witte) fosfor in bijvoorbeeldlucifers tasten vooral het bot van de onderkaak aan wat uiteindelijk leidt tot het afsterven en verwijderen hiervan. In het Engels heet diten:phossy jaw.
