[Gr. fosforos, lichtdrager], m./o., symbool P, chemisch element.
Fosfor hoort thuis in de 5B-groep van het periodiek systeem. Het werd in 1669 ontdekt door de alchemist Brand en door Scheele bereid uit beenderen.
CHEMISCHE EIGENSCHAPPEN. Fosfor wijkt af van de chemische eigenschappen van stikstof, omdat fosfor ook via de 3d-banen elektronen kan binden, b.v. bij de vijfen zescoördinatie van PF5 en het (PF6)_ion en de π-binding bij het (PO4)3_ion.
Van de bekende fosforisotopen, atoomnummer 28-34, is alleen 31P stabiel en in de natuur voorkomend. De isotopen 32P en 33P,. vervaltijden resp. 14,3 en 25 dagen, worden gebruikt als tracers om dubbel te merken in de radiochemie.
Fosfor komt in verschillende allotrope vormen voor: gele fosfor, smeltpunt 44,1 °C, kookpunt 287 °C, volumieke massa 1810 kg/m3, opgebouwd uit moleculen P4, is een metastabiele modificatie, die in kubische of hexagonale kristallen voorkomt; zwarte fosfor, volumieke massa 270 kg/m3, vertoont wat structuur, uiterlijk en fysische eigenschappen betreft overeenkomst met grafiet; violette fosfor, volumieke massa 2360 kg/m3, smeltpunt 590 °C, structuur waarschijnlijk amorf, chemisch redelijk stabiel; rode fosfor, smeltpunt 592,3 °C, rood amorf poeder dat door zijn verdeling vocht vasthoudt, maar bij drogen soms vlam kan vatten in de lucht, boven 460 °C gaat het over in kristallijne rode fosfor, het heeft een ketenvormige structuur; bruine fosfor, een instabiele configuratie opgebouwd uit P2 moleculen, analoog aan N2. De verschillende vormen kunnen in elkaar overgaan. Fosfor bezit een grote affiniteit tot vele elementen. Sommige metaalverbindingen heten fosforbrons. Gele fosfor verbrandt al bij 40 °C in de lucht tot P2O5 onder lichten warmteontwikkeling. Fosfor moet onder water bewaard en gesneden worden. Het is een sterk reductiemiddel door zijn grote affiniteit tot zuurstof.
De langzame oxidatie van fosfor bij gewone temperatuur gaat gepaard met een, in het donker duidelijk zichtbaar, blauwachtig lichtverschijnsel. Fosfordampen zijn giftig en worden daarom opgevangen in een kopersulfaatoplossing. Gele fosfor is giftig, rode niet. BEREIDING. Technisch wordt fosfor bereid uit kwartszand, apatiet en koolstof in een elektrische oven bij ca. 1400 °C: 2Ca3(PO4) + 6SiO2 + 10C ➝ 6CaSiO3 + 10CO + P4. Door destillatie met waterdamp in een CO2-atmosfeer wordt de door kooldeeltjes zwart gekleurde fosfor gezuiverd.
TOEPASSINGEN. Fosfor wordt gebruikt voor de lucifers en voor de vervaardiging van koperfosfide, dat gebruikt wordt als grondstof voor fosforbrons en als desoxidatiemiddel bij alliages, verder grote hoeveelheden voor de fabricage van kunstharsen en wasmiddelen (tot 90% tripolyfosfaat). LANDBOUW. Fosfor is onmisbaar voor een plant. Onvoldoende voeding met fosfor heeft een slechte ontwikkeling van de plant tot gevolg, m.n. in de jeugd en bij koud weer. Hoewel het van nature in de grond voorkomt, is bemesting met anorganische fosforzuurmeststoffen of met fosfaat bevattende organische mest meestal noodzakelijk. De oplosbaarheid van fosfaten is meestal klein. De behoefte aan fosfaten in de grond kan door middel van grondonderzoek bepaald worden. VOORKOMEN. Fosfor komt niet vrij in de natuur voor, maar fosforverbindingen zijn zeer verbreid. Calciumfosfaat, fosforiet, wordt in dikke lagen gevonden in Tunesië, Florida, op Curaçao.
Andere fosformineralen zijn apatiet en vivianiet. Land van middelmatige vruchtbaarheid bevat ca. 0,1% P2O5; beenderen bestaan voornamelijk uit calciumfosfaat.
