fosfor (grč. φωσφόρος: koji nosi svjetlo; svjetlonoša), simbol P (lat. phosphorus), kemijski element (atomski broj 15, relativna atomska masa 30,9738). U prirodi se pojavljuje samo u spojevima. Najvažniji minerali su mu fosforit Ca3(PO4)2 i apatiti Ca5X(PO4)3 (X = F, Cl, OH). Najveća su nalazišta fosfora u Africi i SAD-u. Fosfor je biogeni element; organski spojevi fosfora sastojci su svih živih organizama i imaju ključnu ulogu u životnim procesima: u sintezi biljnih i životinjskih bjelančevina, fotosintezi, prijenosu i skladištenju energije u stanici te u diobi stanica i prenošenju nasljednih svojstava (→ fosfoproteini). Kao kalcijev hidroksiapatit fosfor se nalazi i u zubima, kostima, papcima i ljušturama školjaka. Važna su nalazišta fosfora nanosi životinjskog izmeta i lešina (→ guano) na otocima Tihog i Indijskog oceana. Elementarni fosfor pojavljuje se u tri osnovne alotropske modifikacije: kao bijeli, crveni (ljubičasti) i crni fosfor. Zbog razlika u građi, istim im se redoslijedom gustoća, talište, vrelište i termodinamička stabilnost povećavaju, a reaktivnost smanjuje.
Bijeli fosfor u svim je agregatnim stanjima do 800 °C građen od monomernih, tetraedarskih molekula P4. Na sobnoj je temperaturi slabo isparljiv, mekan, vosku sličan molekulski kristal, pri 44,25 °C prelazi u uljevitu tekućinu, a vrije pri 287 °C. Na temperaturi višoj od 800 °C molekule P4 disociraju se na molekule P2, a na višoj od 2000 °C molekule P4 disociraju se na atome. Bijeli fosfor najčešće je bijele do slabo žućkaste boje, a vrlo čist je bezbojan i proziran. Na zraku se polagano oksidira i pritom u tami svjetluca (kemiluminiscencija). Vrlo je dobro topljiv u nepolarnim organskim otapalima, npr. ugljikovu disulfidu i tetraklormetanu, vrlo slabo u alkoholu, a netopljiv je u vodi. Vrlo je reaktivan i samozapaljiv: suh i fino razdijeljen reagira s kisikom iz zraka i zapali se već pri sobnoj temperaturi, a u komadima pri 50 °C, pa se stoga uvijek čuva u destiliranoj vodi. Gori svijetlim plamenom. Tvori binarne spojeve sa svim elementima osim s antimonom, bizmutom i inertnim plinovima; s većinom elemenata reagira izravno i vrlo burno. Lako reagira sa zagrijanim vodenim i nevodenim otopinama mnogih kemijskih spojeva. Vrlo je otrovan; smrtonosna doza može biti već oko 0,05 g; u doticaju s kožom izaziva bolne, teško zacjeljive rane, a protuotrov mu je otopina bakrova sulfata. Bijeli fosfor proizvodi se žarenjem smjese fosforita (kalcijev fosfat), kremenoga pijeska i koksa u električnim pećima na 1300 °C. Rabi se za proizvodnju crvenoga fosfora, fosforne kiseline, fosfata i drugih spojeva fosfora te zapaljivih bombi.
Crveni fosfor nastaje duljim zagrijavanjem bijeloga fosfora na temperaturi od 270 do 400 °C bez pristupa zraka. U njemu su monomeri P4 većinom povezani u polimernu, amorfnu, nepravilnu prostornu mrežu, ali crveni fosfor obuhvaća i druge kristalne i amorfne strukture, pa tako dugotrajnim zagrijavanjem na temperaturi višoj od 550 °C prelazi u vrlo složenu kristalnu modifikaciju, ljubičasti (Hittorfov) fosfor. Zbog polimerne građe, crveni fosfor bitno se razlikuje od bijeloga fosfora. Na uobičajenim temperaturama ne isparava, na zraku ne svjetluca, praktički je neotrovan, a tali se na približno 600 °C; netopljiv je u otapalima za bijeli fosfor. Kemijski je znatno slabije reaktivan, zapali se tek na oko 400 °C. S drugim elementima izravno reagira samo na povišenim temperaturama, ne reagira s vodenim i nevodenim otopinama kemijskih spojeva. U smjesi s jakim oksidacijskim sredstvima (kalijev klorat) lako se zapali već trenjem, pa je sastojak sloja za paljenje na kutijama za šibice.
Crni fosfor ima složenu, polimernu, slojevitu strukturu sličnu grafitu, poluvodičkih je svojstava, nastaje zagrijavanjem bijeloga fosfora pod visokim tlakom.
Spojevi fosfora. Fosfor s kisikom tvori više oksida. Od tehničke je važnosti fosforov(V) oksid, P4O10, bijeli prah koji nastaje izgaranjem bijeloga fosfora na zraku. Međuprodukt je pri proizvodnji fosforne kiseline iz fosfora, jako navlači vodu i prelazi u fosfornu kiselinu, pa se rabi za sušenje plinova. – Najvažniji su anorganski spojevi fosfora različiti natrijevi, kalijevi, amonijevi i kalcijevi fosfati. Glavna im je primjena u proizvodnji mineralnih gnojiva (kalcijevi i amonijevi fosfati) i deterdženata (natrijevi fosfati), pa u topljivom obliku preko tla ili gradskih i industrijskih otpadnih voda dospijevaju u površinske vode. Ondje uzrokuju bujanje algi, pa se primjena fosfata u te svrhe strogo nadzire i ograničuje. Natrijevi fosfati služe kao sredstva za čišćenje i mekšanje vode, kao sastojci deterdženata (normalni natrijev fosfat, Na3PO4, natrijev dihidrogenfosfat, NaH2PO4, natrijevi metafosfati i polifosfati), zatim kao dodatci hrani (natrijev hidrogenfosfat, Na2HPO4, sastojak pudinga i emulgator pri proizvodnji sira, umjerenim zagrijavanjem prelazi u natrijev hidrogendifosfat, Na2H2P2O7, sastojak praška za pečenje). Amonijev hidrogenfosfat, (NH4)2HPO4, važno je umjetno gnojivo, hrana za mikroorganizme pri proizvodnji kvasca i penicilina, sredstvo za impregniranje tkanina protiv zapaljivosti, lijek. Osim što služe kao umjetna gnojiva (kalcijev superfosfat, Ca(H2PO4)2), kalcijevi fosfati sastojci su prašaka za pečenje, pasta za zube, dijetetskih preparata i lijekova. – Fosfin, PH3, vrlo je otrovan plin jaka mirisa; nastaje reakcijom vode i metalnih fosfida; sadrži li tragove difosfina, P2H4, postaje samozapaljiv. – Izravnom reakcijom s metalima fosfor tvori fosfide. Kalcijev fosfid, Ca3P2, sastojak je signalnih baklji, jer djelovanjem morske vode razvija samozapaljivi fosfin. Cinkov fosfid otrov je za štakore i krtice. – Od spojeva fosfora s halogenim elementima najvažniji su fosforov triklorid, PCl3, i fosforov pentaklorid, PCl5; dobivaju se iz elemenata, sredstva su za kloriranje organskih spojeva. – Od organskih spojeva fosfora posebno su važni esteri fosfornih i tiofosfornih kiselina kao insekticidi. Mnogi organofosforni spojevi služe i kao sredstva za sprječavanje gorenja, za ekstrakciju metala i flotaciju, kao omekšivači, stabilizatori, dodatci mazivima itd.
