Phosphor (von griechisch φως-φορος „lichttragend“, vom Leuchten des weißen Phosphors) ist ein chemisches Element mit dem Symbol P und der Ordnungszahl 15.

Phosphor ist eines der Grundelemente der organischen Chemie und als Mineralstoff Baustein jedes lebenden Organismus.

Geschichte

Vorkommen

Von den weltweit jährlich geförderten etwa 100 Millionen Tonnen an Rohphosphaten werden etwa 90 % zur Herstellung von Düngemitteln verwendet. Die größten Lagerstätten liegen in den USA und Afrika vor.

Phosphor hat auch in der organischen Welt eine wichtige Bedeutung und kommt in verschiedensten Bereichen der Fauna und Flora vor: Etwa als Hydroxyapatit Ca₅(PO₄)₃OH, welcher einer der Hauptbestandteile der Gerüstsubstanz ist, die in Knochen und Zähnen vorkommt. Weiterhin spielen Phosphate als Bestandteile der Nukleinsäuren und als Energieträger, wie z.B. ATP, eine wichtige Rolle in lebenden Organismen.

Gewinnung und Darstellung

$\backslash mathrm\{3084\backslash \; kJ\; +\; 2\backslash \; Ca\_3(PO\_4)\_2\; +\; 6\backslash \; SiO\_2\; +\; 10\backslash \; C\; \backslash rightarrow\; 6\backslash \; CaSiO\_3\; +\; 10\backslash \; CO\; +\; P\_4\}$

Weißen Phosphor kann man im Labor durch Erhitzung von rotem Phosphor unter Ausschluss von Sauerstoff herstellen.

Eigenschaften

Gasförmiger Zustand

Im Phosphordampf überwiegen unterhalb von 1200 °C P₄-Tetraeder als kleinste molekulare Einheiten. Der Dissoziationsgrad beträgt bei 800 °C ~ 1 %. Zwischen 1200 und 2000 °C überwiegen P₂-Moleküle mit stickstoffanaloger Valenzelektronenstruktur, oberhalb von 2000 °C dissoziieren diese schließlich zu atomarem Phosphor.

Modifikationen

Weißer Phosphor

Weißer Phosphor ist die flüchtigste und reaktivste Modifikation des Phosphors. Er besitzt eine Dichte von 1,82 g/cm³, einen Schmelzpunkt von 44,1 °C, einen Siedepunkt von 280 °C und ist durchscheinend und wachsartig. Verunreinigt wird der weiße Phosphor auch als gelber Phosphor bezeichnet. Der kubische weiße Phosphor ist in Phosphortrichlorid und Kohlenstoffdisulfid CS₂ sehr leicht löslich; 100 g Kohlenstoffdisulfid lösen mehr als 1 kg Phosphor. In Tetrachlorkohlenstoff, Benzol oder Ether ist Phosphor schwach löslich.

Bei -77 °C geht die kubische Form (α-Form) in eine hexagonale Form (β-Form) über. In jeder Form (α-, β-, in Lösung) bildet weißer Phosphor P₄-Tetraeder mit einem Bindungswinkel von 60°.

In fein verteiltem Zustand entzündet sich weißer Phosphor an der Luft von selbst, ab etwa 50 °C entzünden sich auch kompakte Stücke und verbrennen zu Phosphor(V)-oxid. Aus diesem Grund muss weißer Phosphor unter Wasser aufbewahrt werden. Brennenden Phosphor darf man nicht mit Wasser löschen, da die Gefahr besteht, dass der Phosphorstaub in feine Ritzen gespült wird und nach verdunsten des Wassers sich wieder selbst entzündet. Brennender Phosphor wird am besten mit Sand gelöscht.

$\backslash mathrm\{P\_4\; +\; 3\backslash \; O\_2\; \backslash rightarrow\; P\_4O\_\{6\}\}$

$\backslash mathrm\{P\_4O\_\{6\}\; +\; 2\backslash \; O\_2\; \backslash rightarrow\; P\_4O\_\{10\}\}$

An der Luft kann weißer Phosphor ein hellgrünes Leuchten erzeugen. Dieses entsteht durch den im weißen Phosphor vorhandenen hohen Dampfdruck und somit in der Umgebung vorhandenes gasförmiges P₄, das wiederum durch Gasphasenoxidation über P₄O₆ zu P₄O₁₀ entsteht (Chemolumineszenz). Meist in heftiger, exothermer Reaktion verbindet sich Phosphor mit Halogenen, Metallen oder Schwefel. Die hieraus entstehenden Verbindungen sind Phosphorsulfide, Phosphor(III)- oder Phosphor(V)-Verbindungen sowie Phosphide. Unter Einwirkung von starken Laugen bei hoher Temperatur disproportioniert Phosphor zu Phosphin und Hypophosphit. Allgemein wirkt weißer Phosphor stark reduzierend.

Weißer Phosphor ist hochgiftig, bereits 50 mg sind für den Menschen tödlich. Der Tod tritt erst nach 5 bis 10 Tagen ein, die Giftwirkung beruht auf einer Störung der Eiweiß- und Kohlenhydratsynthese.

Als Füllung für Brandbomben setzte die britische Luftwaffe im Zweiten Weltkrieg ein Gemisch aus weißem Phosphor und Kautschuk ein. Durch den Kautschuk klebt die zähflüssige Masse und verursacht bei den Opfern auf der Haut schlecht heilende Wunden. Auch heute werden an der Ostsee noch Munitionsreste angespült, da diese nach dem Krieg von den Alliierten in der Ostsee entsorgt wurden.

Das bei der Verbrennung von Phosphor entstehenden Phosphorpentoxid ist stark hygroskopisch und bildet mit dem in der Luft enthaltenem Wasser schnell einen dichten und heißen Nebel. Weißer Phosphor wird deshalb in Nebelgranaten verwendet. Während des Irakkrieges wurden von den USA in Falludscha derartige Granaten gegen die Stellungen der Aufständischen eingesetzt um sie heraus zu treiben und dann mit anderen Waffen bekämpfen zu können. Die in unmittelbarer Nähe explodierten Granaten führten dabei zu teils schwersten Verbrennungen auch bei unbeteiligten Zivilisten, weswegen diese Art des Einsatzes heftig umstritten ist.

Schwarzer Phosphor

Schwarzer Phosphor entsteht unter hohem Druck aus weißem oder rotem Phosphor und unterscheidet sich durch seine Farbe stark von den vorgenannten.

Roter Phosphor

Eine Reihe amorpher und kristalliner Formen mit Dichtevariationen zwischen 2,0 und 2,4 g/cm³ und Schmelzpunkten zwischen 585 °C und 610 °C werden unter der Bezeichnung roter Phosphor zusammengefasst. Gemeinhin ist roter Phosphor amorph, lässt sich aber durch Rekristallisation aus geschmolzenem Blei in den monoklinen Hittorfschen (violetten) Phosphor überführen, welcher eine dreidimensional vernetzte polymere Form bildet. Durch Kochen von weißem Phosphor in Phosphortribromid erhält man den roten Phosphor. Gewonnen wird roter Phosphor durch mehrstündiges Erhitzen von weißem Phosphor auf etwa 360 °C.

Die Unterschiede zwischen den kristallinen Anteilen im roten Phosphor bedingen die verschiedenen Formen desselben. Einfluss haben hier die Korngröße, die Art des Gitters, Verunreinigungen und die verschiedenen Absättigungen der Randgruppen mit Halogenen, Sauerstoff und Hydroxylgruppen.

In üblichen Lösungsmitteln ist der rote Phosophor unlöslich. Seine Reaktivität liegt zwischen der des weißen und des schwarzen Phosphors.

Roter Phosphor ist nicht selbstentzündend, neigt jedoch in Gegenwart starker Oxidationsmittel zu explosiven Reaktionen. Bezogen auf die Reaktivität gleicht der violette Phosphor eher dem schwarzen Phosphor, während sich der Schencksche Phosphor (Rudolf Schenck, 1902) sehr viel reaktionsfreudiger zeigt als "normaler" roter Phosphor.

Roter Phosphor ist ungiftig, seine Erstbeschreibung wird dem Österreicher Anton Schrötter von Kristelli zugeschrieben.

Violetter/Hittorfscher Phosphor

"Phosphor-Nanostäbchen"

Isotope

Verwendung

Ein weiterer Teil wird zu Phosphor(III)-chlorid (PCl₃) und Phosphor(V)-sulfid (P₄S₁₀) verarbeitet, die wiederum als Grundstoffe für die Herstellung von Flammschutzmitteln, Additiven, Weichmachern und Pflanzenschutzmitteln dienen. Roter Phosphor findet Verwendung bei der Streichholz-Herstellung. Roter Phosphor wird in fein verteilter Form auch direkt als Flammschutzmittel für Kunststoffe (z.B. Polyamid) eingesetzt.

Des Weiteren werden die als Dünger wichtigen Phosphate direkt aus Calciumphosphat gewonnen, indem dieses mit Schwefelsäure aufgeschlossen wird. Es entsteht das so genannte Superphosphat. Hierzu werden etwa 60 Prozent der weltweiten Schwefelsäureerzeugung benötigt.

Weißer Phosphor wird auch für militärische Zwecke genutzt. So kommt er vor allem in Rauchgranaten zur Anwendung.

Biologische Bedeutung

Hydroxylapatit (Ca₅(PO₄)₃OH) ist ein Hauptbestandteil der Gerüstsubstanz von Knochen und Zähnen. Der Körper eines Menschen von 70 kg Gewicht enthält etwa 700 Gramm Phosphor, wovon 600 g fest im Knochensystem gebunden sind.

Der Tagesbedarf eines erwachsenen Menschen beträgt ca. 0,75 Gramm Phosphor, vor allem in Milchprodukten, Fleisch, Fisch und Brot ist er reichhaltig vorhanden.

Nachweis

Spektroskopisch