(Fr.: phosphore; Du.: Phosphor; Eng.: phosphor(us)), Nederlandse naam voor phosphorus, symbool: P, chemisch element met atoomnummer 15, relatieve atoommassa 30,974, één natuurlijke isotoop 31P, enkele kunstmatige isotopen; de naam is afgeleid van Grieks phoosphoros (lichtdragend).
Fosfor vertoont allotropie: het komt voor in drie hoofdmodificaties, die alle weer polymorf zijn. Witte (gele) fosfor ontstaat bij de condensatie van fosfordamp; het is metastabiel ten opzichte van rode fosfor, doch bij kamertemperatuur is de omzettingssnelheid zeer klein. Verhitting van witte fosfor tot boven 250 °C geeft snel rode (violette) fosfor. Zwarte fosfor wordt bereid door verhitting van witte fosfor onder hoge druk. In de vloeistof, in de witte modificatie en in de dampfase beneden 800 °C bestaat het element uit tetraëdrische moleculen P4. Witte fosfor is een kleurloze, doorzichtige, kristallijne stof, smeltpunt 44,1 °C, kookpunt 280 °C, relatieve dichtheid 2,83; het is oplosbaar in o.a. benzeen. Rode fosfor varieert in kleur van rood tot violet; smeltpunt (tripelpunt) 589,5 °C, sublimatiepunt 416 °C, relatieve dichtheid 2,34. Witte fosfor is aanzienlijk giftiger dan rode.
Fosfor komt voor 0,15% in de aardkorst voor, vooral in de vorm van fosfaten, nooit gedegen. Het belangrijkste mineraal is fluorapatiet. Dierlijke beenderen bestaan in hoofdzaak uit calciumfosfaat in de vorm van Ca10CO3(PO4)6. Fosfaten spelen ook een belangrijke rol bij alle vormen van leven in de energieoverdracht. Nucleïnezuren en vele coënzymen zijn fosfaten.
Een belangrijke technische bereidingswijze van fosfor is verhitten van ruw calciumfosfaat met kwartszand (SiO2) en koolstof in een elektrische oven op 1300...1450 °C. Hierdoor ontstaat elementair fosfor. De fosfor wordt na zuivering als zodanig in de handel gebracht, of ook in verbrandingstorens omgezet met lucht en water tot fosforzuur. Het komt dan in de handel als zuur of als fosfaat; dit laatste wordt verkregen door het zuur te behandelen met natriumcarbonaat. Fosfor wordt hoofdzakelijk gebruikt in de vorm van fosfaten: als kunstmeststof en als waterontharder in synthetische wasmiddelen enz. Rode fosfor wordt gebruikt voor het strijkvlak van lucifersdoosjes. De kunstmatige isotoop 32P wordt veel als tracer (radioactieve merkstof) gebruikt. In de geneeskunde wordt 32P wel gebruikt om een overmatige aanmaak van rode bloedcellen te reduceren.
Legeringen met fosfor vinden toepassing als hard soldeer (koperfosforlegering; massagehalte P 7%), in fosforbrons (kopertinlegering met weinig P), in fosforhoudend gietijzer (slijtvast) o.a. toegepast voor tandwielen, enz.
Fosfor is het tweede element van de vijfde hoofdgroep van het Periodiek systeem (groep vb). Met het eerste element van de groep stikstof vertoont het buiten de stecheometrie van de verbindingen weinig overeenkomst. Fosfor is zeer actief; het verbindt zich direct met alle elementen, met uitzondering van stikstof en koolstof. Witte fosfor reageert aanzienlijk heftiger dan rode of zwarte; zo ontbrandt witte fosfor al bij 40 °C zeer heftig aan de lucht. Het dient dan ook onder water bewaard te worden. Rode fosfor daarentegen is stabiel aan de lucht bij gewone temperatuur. Fosfor reageert explosief met geconcentreerd salpeterzuur onder de vorming van fosforzuur. Met zuurstof en de halogenen geeft fosfor verschillende verbindingen, afhankelijk van de reactieverhouding. De oxiden zijn zuurvormend. Met metalen of metaalzouten geeft fosfor bij hogere temperaturen fosfiden, met zwavel geeft het boven 100 °C sulfiden.
Fosforverbindingen.
Met waterstof vormt fosfor twee verbindingen, het zeer giftige fosfine PH3 en difosfine P2H4 dat spontaan ontvlamt. Beide ontstaan o.a. bij de bereiding van ethyn uit ongezuiverd carbid. Fosforoxiden ontstaan bij verbranding van fosfor in zuurstof of aan de lucht. Difosforpentoxide P2O5 is zeer hygroscopisch en wordt toegepast als droogmiddel. Fosforoxozuren zijn in groten getale bekend, evenals de fosfaten, de van deze zuren afgeleide zouten. Fosforigzuur H2[HPO3] is een sterk tweebasisch zuur met reducerende eigenschappen; (ortho)fosforzuur H3PO4 is een driebasisch zuur, echter alleen de eerste trap is sterk. Gesmolten (ortho)fosforzuur vertoont ionische geleiding.
Fosforsulfiden ontstaan door reactie van fosfor en zwavel; de verbinding P4S3 wordt in de luciferindustrie gebruikt ter vervanging van zwavel.
Fosforhalogeniden kunnen direct uit de elementen worden bereid. Belangrijk zijn o.a. fosforpentachloride PCl5 en fosfortrichloride PCl3 resp. als katalysator en in de bereiding van kleurstoffen.
Organische fosforverbindingen zijn in een grote verscheidenheid bekend. Ook om hun biologische belang worden deze verbindingen en hun reacties intensief bestudeerd.