Quelltext der Seite Phosphor

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{{Begriffsklärungshinweis}}
{{Infobox Chemisches Element
<!--- Periodensystem --->| Name = Phosphor
| Symbol = P
| Ordnungszahl = 15
| Serie = Nm
| Gruppe = 15
| Periode = 3
| Block = p
<!--- Allgemein --->| Hauptquelle = <ref>Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus [https://www.webelements.com/phosphorus/ www.webelements.com (Phosphor)] entnommen.</ref>
| Aussehen = weiß-beige (W)<br />dunkelrot (R)<br />schwarz (S)
| CAS = {{CASRN|7723-14-0}} (rot)<br /> {{CASRN|12185-10-3|Q457515}} (weiß)
| EG-Nummer = 231-115-6
| ECHA-ID = 100.028.881
| Massenanteil = 0,09 % (12. Rang)<ref name="Harry H. Binder">Harry H. Binder: ''Lexikon der chemischen Elemente.'' S. Hirzel Verlag 1999, ISBN 3-7776-0736-3.</ref>
<!--- Atomar --->| Atommasse = 30,973761998(5)<ref name="IUPAC-2">[https://www.ciaaw.org/pubs/TSAW2013_xls.xls IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013].</ref>
| Atomradius = 100
| AtomradiusBerechnet = 98
| KovalenterRadius = 107
| VanDerWaalsRadius = 180
| Elektronenkonfiguration = &#91;[[Neon|Ne]]&#93; 3[[S-Orbital|s]]<sup>2</sup> 3[[P-Orbital|p]]<sup>3</sup>
| Austrittsarbeit = 
| Ionisierungsenergie_1 = {{ZahlExp|10,486686|suffix=(15)|post=[[Elektronenvolt|eV]]<ref name="NIST-ASD-phosphorus">{{NIST-ASD|phosphorus|Abruf=2020-06-11}}</ref>}} ≈ {{ZahlExp|1011,81|post=[[Joule|kJ]]/[[mol]]<ref name="Webelements-phosphorus">{{Webelements|phosphorus|atoms|Abruf=2020-06-11}}</ref>}}
| Ionisierungsenergie_2 = {{ZahlExp|19,76949|suffix=(4)|post=eV<ref name="NIST-ASD-phosphorus" />}} ≈ {{ZahlExp|1907,47|post=kJ/mol<ref name="Webelements-phosphorus" />}}
| Ionisierungsenergie_3 = {{ZahlExp|30,20264|suffix=(9)|post=eV<ref name="NIST-ASD-phosphorus" />}} ≈ {{ZahlExp|2914,11|post=kJ/mol<ref name="Webelements-phosphorus" />}}
| Ionisierungsenergie_4 = {{ZahlExp|51,44387|suffix=(12)|post=eV<ref name="NIST-ASD-phosphorus" />}} ≈ {{ZahlExp|4963,58|post=kJ/mol<ref name="Webelements-phosphorus" />}}
| Ionisierungsenergie_5 = {{ZahlExp|65,02511|suffix=(12)|post=eV<ref name="NIST-ASD-phosphorus" />}} ≈ {{ZahlExp|6273,97|post=kJ/mol<ref name="Webelements-phosphorus" />}}
<!--- Physikalisch --->| Aggregatzustand = fest
| Modifikationen = 6
| Kristallstruktur = [[orthorhombisch]] (schwarz)
| Dichte = weiß: 1,83&nbsp;g/cm<sup>3</sup><ref name="GESTIS-weiß" /><br /> rot: 2,0 … 2,4&nbsp;g/cm<sup>3</sup><ref name="GESTIS-rot" /><br /> schwarz: 2,69&nbsp;g/cm<sup>3</sup><ref>{{Holleman-Wiberg|Auflage=102.|Startseite=747}}</ref>
| RefTempDichte_K = 
| Mohshärte = 
| Magnetismus = [[Diamagnetismus|diamagnetisch]] (rot: [[Magnetische Suszeptibilität|''χ<sub>m</sub>'']] = −1,9 · 10<sup>−5</sup><ref name="CRC-H">{{CRC Handbook |Auflage=90 |Titel= |Kapitel=4 |Startseite=142 |Endseite=147 }} Die Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.</ref><br />schwarz: ''χ<sub>m</sub>'' = −2,9 · 10<sup>−5</sup>)<ref name="CRC-H" />
| Schmelzpunkt_K = weiß: 317,3
| Schmelzpunkt_C = 44,2
| Siedepunkt_K = weiß: 553,2 K<ref name="Zhang">Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: ''Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks.'' In: ''Journal of Chemical & Engineering Data.'' 56, 2011, S.&nbsp;328–337, [[doi:10.1021/je1011086]].</ref>
| Siedepunkt_C = 280
| MolaresVolumen = 17,02 · 10<sup>−6</sup>
| Verdampfungswärme = 51,9 kJ·mol<sup>−1</sup> (P<sub>4</sub>)<ref name="Zhang" />
| Schmelzwärme = 0,64
| Dampfdruck = rot: 3900 Pa<ref name="GESTIS-rot">{{GESTIS|ZVG=3930|Name=Phosphor, roter|CAS=7723-14-0|Abruf=2024-01-29}}</ref><br />weiß: 3300<ref name="GESTIS-weiß">{{GESTIS|Name=Tetraphosphor (weißer Phosphor)|ZVG=3940|CAS=12185-10-3|Abruf=2024-01-29}}</ref>
| RefTempDampfdruck_K = 293
| Schallgeschwindigkeit = 
| RefTempSchallgeschwindigkeit_K = 
| SpezifischeWärmekapazität = rot: 685,6<ref name="Harry H. Binder" />
| RefTempSpezifischeWärmekapazität_K = 298
| ElektrischeLeitfähigkeit = 
| RefTempElektrischeLeitfähigkeit_K = 
| Wärmeleitfähigkeit = 0,236
| RefTempWärmeleitfähigkeit_K = <!--- Chemisch --->
| Oxidationszustände = ±3, 4, '''5'''
| Normalpotential = 
| Elektronegativität = 2,19
| CLH = {{CLH-ECHA|ID=100.028.881|Name=roter/weißer Phosphor|Abruf=2016-12-14}}
| Quelle GHS-Kz = <ref name="GESTIS-weiß" /><ref name="GESTIS-rot" />
| GHS-Piktogramme = rot<br />{{GHS-Piktogramme|02}}<br />weiß<ref name="GESTIS-weiß" /><br />{{GHS-Piktogramme|02|06|05|09}}
| GHS-Signalwort = Gefahr
| H = {{H-Sätze|228|412}} (rot)<br />H: {{H-Sätze|250|300+330|314|400}} (weiß)
| EUH = {{EUH-Sätze|-}}
| P = {{P-Sätze|280|210|273|233}} (rot)<ref name="GESTIS-rot" /><br /> P: {{P-Sätze|222|273|280|301+330+331|303+361+353|304+340|305+351+338}} (weiß)
| Quelle P = <ref name="GESTIS-weiß" />
| MAK = Schweiz: 0,02 mg·m<sup>−3</sup> (weißer/gelber Phosphor, [[einatembarer Staub]])<ref>{{SUVA-MAK|CAS-Nummer=12185-10-3|Name=Phosphor weiss/gelb|Abruf=2015-11-02}}</ref>
| ToxDaten = '''Weißer Phosphor'''
* {{ToxDaten |Typ=LD50 |Organismus=Ratte |Applikationsart=oral |Wert=3,03&nbsp;mg·kg<sup>−1</sup> |Bezeichnung= |Quelle=<ref name="nateis">''National Technical Information Service.'' Vol. AD-B011-150.</ref>}}
* {{ToxDaten |Typ=LD50 |Organismus=Maus |Applikationsart=oral |Wert=4,82&nbsp;mg·kg<sup>−1</sup> |Bezeichnung= |Quelle=<ref name="nateis" />}}
* {{ToxDaten |Typ=LDLo |Organismus=Mensch |Applikationsart=oral |Wert=1,4&nbsp;mg·kg<sup>−1</sup> |Bezeichnung= |Quelle=<ref>''Pesticide Chemicals Official Compendium.'' Association of the American Pesticide Control Officials, Inc., 1966, S.&nbsp;901.</ref>}}
* {{ToxDaten |Typ=LDLo |Organismus=Mensch |Applikationsart=oral |Wert=4,6–22&nbsp;mg·kg<sup>−1</sup> |Bezeichnung=Frau |Quelle=<ref>''[[American Heart Journal]].'' Vol. 84, 1972, S.&nbsp;139.</ref><ref>''Archives of Internal Medicine''. Vol.&nbsp;83, 1949, S.&nbsp;164.</ref> }}
| Radioaktiv = Nein
<!--- Isotope --->| Isotope = {{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Symbol = P
| Massenzahl = 28
| NH = 0
| Halbwertszeit = 270,3 ms
| Zerfallstyp1ZM = [[Elektronen-Einfang|ε]]
| Zerfallstyp1ZE = 14,332
| Zerfallstyp1ZP = [[Silicium|<sup>28</sup>Si]]
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Symbol = P
| Massenzahl = 29
| NH = 0
| Halbwertszeit = 4,14 s
| Zerfallstyp1ZM = [[Elektronen-Einfang|ε]]
| Zerfallstyp1ZE = 4,943
| Zerfallstyp1ZP = [[Silicium|<sup>29</sup>Si]]
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Symbol = P
| Massenzahl = 30
| NH = 0
| Halbwertszeit = 2,49 min
| Zerfallstyp1ZM = [[Elektronen-Einfang|ε]]
| Zerfallstyp1ZE = 4,232
| Zerfallstyp1ZP = [[Silicium|<sup>30</sup>Si]]
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 0
| Symbol = P
| Massenzahl = 31
| NH = '''100'''
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Symbol = P
| Massenzahl = 32
| NH = 0
| Halbwertszeit = 14,26 d
| Zerfallstyp1ZM = [[Betastrahlung|β<sup>−</sup>]]
| Zerfallstyp1ZE = 1,711
| Zerfallstyp1ZP = [[Schwefel|<sup>32</sup>S]]
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Symbol = P
| Massenzahl = 33
| NH = 0
| Halbwertszeit = 25,34 d
| Zerfallstyp1ZM = [[Betastrahlung|β<sup>−</sup>]]
| Zerfallstyp1ZE = 0,249
| Zerfallstyp1ZP = [[Schwefel|<sup>33</sup>S]]
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Symbol = P
| Massenzahl = 34
| NH = 0
| Halbwertszeit = 12,43 s
| Zerfallstyp1ZM = [[Betastrahlung|β<sup>−</sup>]]
| Zerfallstyp1ZE = 5,374
| Zerfallstyp1ZP = [[Schwefel|<sup>34</sup>S]]
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Symbol = P
| Massenzahl = 35
| NH = 0
| Halbwertszeit = 47,3 s
| Zerfallstyp1ZM = [[Betastrahlung|β<sup>−</sup>]]
| Zerfallstyp1ZE = 3,989
| Zerfallstyp1ZP = [[Schwefel|<sup>35</sup>S]]
}}
| NMREigenschaften = {{Infobox Chemisches Element/NMR
| Symbol = P
| Massenzahl_1 = 31
| Kernspin_1 = 1/2
| Gamma_1 = +10,839 · 10<sup>7</sup>
| Empfindlichkeit_1 = 0,066
| Larmorfrequenz_1 = 81,078
}}
}}

'''Phosphor''' (von {{grcS|φωσφόρος|phōsphóros|de=lichttragend; Lichtträger, auch Lichtbringer}};<ref>{{Internetquelle |url=https://www.perseus.tufts.edu/hopper/text?doc=Perseus%3Atext%3A1999.04.0058%3Aentry%3Dfwsfo%2Fros |titel=An Intermediate Greek-English Lexicon | abruf=2024-12-03}}</ref> vom Leuchten des weißen Phosphors bei der Reaktion mit [[Sauerstoff]]) ist ein [[chemisches Element]] mit dem Symbol P und der [[Ordnungszahl]] 15. Im Periodensystem steht es in der fünften [[Hauptgruppe]], bzw. 15.&nbsp;[[Gruppe des Periodensystems|IUPAC-Gruppe]] oder [[Stickstoffgruppe]].

Phosphor kommt in mehreren, sich stark unterscheidenden [[Polymorphie (Stoffeigenschaft)|Modifikationen]] vor. Der aus P<sub>4</sub>-Molekülen aufgebaute ''weiße Phosphor'' ist die am einfachsten herzustellende, jedoch [[Thermodynamik|thermodynamisch]] nicht die stabilste Modifikation.

Phosphorverbindungen sind für alle Lebewesen essenziell und bei Aufbau und Funktion der Organismen in zentralen Bereichen beteiligt, wie der [[Desoxyribonukleinsäure|DNA]] und der zellulären Energieversorgung ([[Adenosindiphosphat|ADP]]/[[Adenosintriphosphat|ATP]]). Die biogeochemische Umsetzung von Phosphor erfolgt im Rahmen des [[Phosphorkreislauf]]s.

== Geschichte ==
[[Datei:Hennig Brand (Joseph Wright).jpeg|mini|links|hochkant|[[Hennig Brand]], erster Entdecker des weißen Phosphors (Fantasiedarstellung von [[Joseph Wright of Derby]], 1771)]]
Phosphor wurde 1669 von [[Hennig Brand]], einem deutschen [[Apotheker]] und [[Alchemie|Alchemisten]], entdeckt, als er&nbsp;– auf der Suche nach dem „[[Stein der Weisen]]“&nbsp;– [[Urin]] bis zur Trocknung [[Abdampfen|eindampfte]].<ref>{{ADB|3|236|236|Brand, Hennig|[[Alphons Oppenheim]]|ADB:Brand, Hennig}}</ref> Als Brand den trockenen Urin-Rückstand, der&nbsp;– wie heute bekannt&nbsp;– auch [[Phosphate]] (Salze der Phosphorsäure) enthält, unter Luftabschluss&nbsp;– also in Abwesenheit eines [[Oxidationsmittel]]s&nbsp;– glühte, entstand durch [[Reduktion (Chemie)|Reduktion]] der Phosphate mit den im Urin ebenfalls enthaltenen organischen Verbindungen als [[Reduktionsmittel]] weißer Phosphor, der im Dunkeln aufgrund seiner [[Chemilumineszenz]] leuchtete.

In Hamburg gab Hennig Brand das Herstellungsrezept gegen das Versprechen zukünftiger hoher Einnahmen an die Alchemisten [[Johannes Kunckel]] und [[Johann Daniel Kraft]] weiter. Kraft, damals im Dienst des Sächsischen [[Kurfürst]]en, erhielt außerdem eine Probe, die er auf Reisen an verschiedenen Höfen Europas präsentierte. Der Phosphor wurde im April 1676 in Berlin und im Frühjahr 1677 in Hannover gezeigt. Dort erfuhr der Wissenschaftler und Philosoph [[Gottfried Wilhelm Leibniz]] von der Entdeckung. Auf Bitten Leibniz’ besuchte Kraft [[Christiaan Huygens]] in Holland, bevor er die Herstellung von Phosphor vor [[Robert Boyle]] in England demonstrierte. Brand selbst war 1678 und 1679 bei Leibniz in Hannover, um Phosphor aus bereitgestelltem Soldaten-Urin zu destillieren. Für ein jährliches Gehalt von 120&nbsp;[[Taler]]n hatte er sich verpflichtet, seine Methoden preiszugeben. Die Zahlungen endeten jedoch einige Jahre später mit dem Tod des Herzogs und Brand bereute es, seine Entdeckung nicht besser geschützt zu haben. Johannes Kunckel behauptete bald, Brand habe ihm das „eigentliche Geheimnis“ der Herstellung nicht verraten und er hätte den Prozess selbst „neuentdeckt“. Leibniz veröffentlichte im Jahr 1710 die Arbeit ''Historia inventionis Phosphori''<ref>{{Literatur |Autor=[[Gottfried Wilhelm Leibniz]] |Titel=Historia inventionis Phosphori |Sammelwerk=[[s:Miscellanea Berolinensia ad incrementum scientiarum|Miscellanea Berolinensia ad incrementum scientiarum]] |Hrsg=[[Berlin-Brandenburgische Akademie der Wissenschaften]] |Datum=1710 |Seiten=91–98 |Verlag=Papen |Ort=Berlin |Sprache=la |Online=[https://digilib.bbaw.de/digitallibrary/digilib.html?fn=/silo10/Bibliothek.tiff/01-misc/1/tif/&pn=116 Volltext]}}</ref> (Geschichte der Phosphor-Entdeckung), die Kunckels Behauptung richtigstellt. Enthalten ist auch ein Gedicht,<ref>{{Literatur |Autor=[[Gottfried Wilhelm Leibniz]] |Titel=Historia inventionis Phosphori |Sammelwerk=[[s:Miscellanea Berolinensia ad incrementum scientiarum|Miscellanea Berolinensia ad incrementum scientiarum]] |Hrsg=[[Berlin-Brandenburgische Akademie der Wissenschaften]] |Datum=1710 |Seiten=91–98 |Fundstelle=S. 96–97 |Verlag=Papen |Ort=Berlin |Sprache=la |Online=[https://digilib.bbaw.de/digitallibrary/digilib.html?fn=/silo10/Bibliothek.tiff/01-misc/1/tif/&pn=121 Gedicht]}}</ref><ref>{{Literatur |Autor=Hermann Peters |Titel=Kunckels Verdienste um die Chemie |Sammelwerk=Archiv für die Geschichte der Naturwissenschaften und der Technik |Hrsg=Karl von Buchka, Hermann Stadler, Karl Sudhoff |Band=4 |Datum=1913 |Seiten=179–214 |Fundstelle=S. 202 |Verlag=F. C. W. Vogel |Ort=Leipzig |Sprache=de |Online={{archive.org |ArchivFuerDieGeschichteDerNaturwissenschaftenVol3yr1912Vol4yr1913 |Gedicht, übersetzt |Blatt=n699}} }}</ref> das Leibniz anlässlich einer Phosphor-Vorführung verfasste. Eine deutsche Übersetzung der lateinischen Schrift findet sich in den Anhängen zu H.&nbsp;Peters’ Arbeit ''Kunckels Verdienste um die Chemie'',<ref>{{Literatur |Autor=Hermann Peters |Titel=Kunckels Verdienste um die Chemie |Sammelwerk=Archiv für die Geschichte der Naturwissenschaften und der Technik |Hrsg=Karl von Buchka, Hermann Stadler, Karl Sudhoff |Band=4 |Datum=1913 |Seiten=179–214 |Fundstelle=S. 188–189 |Verlag=F. C. W. Vogel |Ort=Leipzig |Sprache=de |Online={{archive.org |ArchivFuerDieGeschichteDerNaturwissenschaftenVol3yr1912Vol4yr1913 |Volltext |Blatt=n685 |doppelseitig=ja}} }}</ref> in deren Zentrum die frühe Geschichte der Phosphor-Rezeptur steht (siehe Abschnitt [[#Literatur|Literatur]]).

Vor der Benennung des Elements wurde das Wort Phosphor allgemein für Stoffe mit Leuchterscheinungen verwendet. [[Calciumnitrat]], das nach Sonnenbestrahlung leicht [[Fluoreszenz|fluoresziert]], nannte man z.&nbsp;B. nach [[Christian Adolf Balduin]], der den Effekt 1674 entdeckte, ''Balduinschen Phosphor''.<ref>{{Literatur |Autor=Hermann Peters |Titel=Kunckels Verdienste um die Chemie |Sammelwerk=Archiv für die Geschichte der Naturwissenschaften und der Technik |Hrsg=Karl von Buchka, Hermann Stadler, Karl Sudhoff |Band=4 |Datum=1913 |Seiten=179–214 |Fundstelle=S. 187 |Verlag=F. C. W. Vogel |Ort=Leipzig |Online={{archive.org |ArchivFuerDieGeschichteDerNaturwissenschaftenVol3yr1912Vol4yr1913 |Volltext |Blatt=n684}} }}</ref> Im Zusammenhang mit Brands Entdeckung wird das Wort erstmals von [[Johann Sigismund Elsholtz]] in seinem Bericht zur Vorführung von 1676 in Berlin verwendet. Brands Vorschrift wurde 1682 zuerst auf Französisch veröffentlicht. [[Ehrenfried Walther von Tschirnhaus]], der Leibniz um das Rezept gebeten hatte, trug es an der Pariser Akademie der Wissenschaften vor, die den Vortrag abdruckte.<ref>{{Literatur |Autor=Hermann Peters |Titel=Kunckels Verdienste um die Chemie |Sammelwerk=Archiv für die Geschichte der Naturwissenschaften und der Technik |Hrsg=Karl von Buchka, Hermann Stadler, Karl Sudhoff |Band=4 |Datum=1913 |Seiten=179–214 |Fundstelle=S. 189 |Verlag=F. C. W. Vogel |Ort=Leipzig |Online={{archive.org |ArchivFuerDieGeschichteDerNaturwissenschaftenVol3yr1912Vol4yr1913 |Volltext |Blatt=n686}} }}</ref> Robert Boyle veröffentlichte 1680 und 1681 die ersten systematischen Arbeiten zu Phosphor, in denen er seine Experimente dokumentiert.<ref>{{Literatur |Autor=J. R. Partington |Titel=The Early History of Phosphorus |Sammelwerk=Science Progress (1933–) |Band=30 |Nummer=119 |Datum=Januar 1936 |Seiten=402–412 |Fundstelle=S. 406 |Verlag=Sage Publications |Sprache=en |JSTOR=43421056}}</ref> Er beschreibt unter anderem eine reibungsempfindliche Zündmischung aus Phosphor und Schwefel und sein Assistent [[Ambrosius Gottfried Hanckwitz]] verwendete Phosphor, um [[Streichholz#Schwefelhölzer|Schwefelhölzchen]] zu entzünden. Obwohl dies den Streichhölzern schon sehr nahekam, stand eine Verwendung von Phosphor in Produkten außer Frage.<ref>{{Literatur |Autor=Stig R. Johansson |Titel=On the History of Fire Tools and Matches. |Verlag=Intermatch Sweden AB |Ort=Jönköping/Pyroteknikdagen |Datum=1983 |Sprache=en |Fundstelle=S. 37}}</ref> Er war äußerst rar und wurde ausschließlich in Laboren hergestellt, unter anderem ab 1680 durch Hanckwitz, der ihn für 50 [[Guinee]]s pro [[Unze]] verkaufte.<ref name="ReferenceA">{{Literatur |Autor=Georg Brandes |Titel=Feuer und Flamme. |Verlag=VEB Fachbuchverlag |Ort=Leipzig |Datum=1988 |Fundstelle=S. 30 |ISBN=3-343-00453-7}}</ref> Im Laufe der Jahrzehnte verbreitete sich Phosphor von fürstlichen Höfen auf die [[Jahrmarkt|Jahrmärkte]],<ref>{{Literatur |Autor=Georg Brandes |Titel=Feuer und Flamme. |Verlag=VEB Fachbuchverlag |Ort=Leipzig |Datum=1988 |Fundstelle=S. 29 |ISBN=3-343-00453-7}}</ref> wo er für Feuer- und Leucht-Effekte benutzt wurde, teilweise um das Publikum zu erstaunen, aber auch, um es von den vermeintlichen Wunderfähigkeiten von [[Scharlatan]]en zu überzeugen. Schon Kunckel hatte sich auch als [[Quacksalber]] betätigt und verkaufte „leuchtende Wunder-Pilulen“<!-- sic! -->.<ref>{{Literatur |Autor=Hermann Peters |Titel=Kunckels Verdienste um die Chemie |Sammelwerk=Archiv für die Geschichte der Naturwissenschaften und der Technik |Hrsg=Karl von Buchka, Hermann Stadler, Karl Sudhoff |Band=4 |Datum=1913 |Seiten=179–214 |Fundstelle=S. 189 |Verlag=F. C. W. Vogel |Ort=Leipzig |Online=[https://archive.org/details/ArchivFuerDieGeschichteDerNaturwissenschaftenVol3yr1912Vol4yr1913/page/n687/mode/2up Volltext]}}</ref> 1769 entdeckte [[Johan Gottlieb Gahn]], dass [[Knochen]] Phosphor enthalten, und entwickelte mit [[Carl Wilhelm Scheele]] ein Verfahren, um größere Mengen aus Knochenasche zu extrahieren.<ref name="ReferenceA"/>

Nach 1830 wurde weißer Phosphor zur Herstellung von [[Streichholz|Streichhölzern]] verwendet und in Europa entwickelte sich zusammen mit der Zündholz- die Phosphorindustrie. Als Phosphorquelle dienten anfangs Knochen und Knochenasche z.&nbsp;B. aus der Konservenherstellung, später vor allem mineralische Phosphate, die unter anderem aus [[Florida]], der [[Karibik]] oder den [[Westindische Inseln|Westindischen Inseln]] importiert wurden (siehe Abschnitt [[#Vorkommen|Vorkommen]]). Die hauptsächlich aus verschiedenen [[Calciumphosphat]]en bestehenden Mineralien wurden gemahlen und in bleiverkleideten, dampfbeheizten Holzwannen mit [[Schwefelsäure]] mehrere Stunden gerührt. Bei diesem [[Aufschluss (Chemie)|Aufschluss]] fällt [[Calciumsulfat]] (Gips) aus und es entsteht [[Phosphorsäure]]. Die Säure wurde bis zur Konsistenz von Sirup reduziert und mit gemahlener [[Kohle]] als [[Reduktionsmittel]] versetzt. Die Mischung wurde getrocknet, in feuerfeste, flaschenförmige [[Retorte]]n aus [[Schamotte]] gefüllt und bei starker Hitze in speziellen Öfen destilliert. Bei hohen Temperaturen reduziert der [[Kohlenstoff]] das Phosphat und es entstehen [[Kohlenmonoxid]] und gasförmiger Phosphor, der in Kondensatoren verflüssigt und unter Wasser gesammelt wird. Das Rohprodukt wurde gereinigt, gebleicht und in Blechdosen verpackt. Aufgrund der Brandgefahr darf der [[pyrophor]]e, weiße Phosphor nach dem Kondensieren nicht mehr mit Luft in Berührung kommen. Die Weiterverarbeitung findet unter Wasser statt.<ref>{{Literatur |Autor=Richard E. Threlfall |Titel=The Story of 100 Years of Phosphorus Making |Verlag=Albright & Wilson |Ort=Oldbury |Datum=1951 |Seiten=51–52 |Sprache=en}}</ref>

[[Datei:Meyers b13 s0009 b1.png|mini|hochkant|links|Phosphor-Destille (Kohlenfeuerung)]]
Die erste Generation der Destillationsöfen wurde direkt mit Kohle befeuert. Das Werk der 1851 gegründeten englischen Firma ''Albright&nbsp;& Wilson'' wurde in [[Oldbury]] im Kohlerevier [[Black Country]] gebaut, da der Brennstoff hier besonders billig war. Ab etwa 1880 wurden die Kohleöfen durch regenerative [[Siemens-Martin-Verfahren|Siemens-Öfen]] ersetzt, die mit Gas betrieben werden, das durch [[Kohlevergasung]] im betriebseigenen Gaswerk hergestellt wurde. Der [[Koks]], ein Rückstand der Gasproduktion, wurde als Reduktionsmittel weiterverwendet. Bereits Ende der 1880er Jahre wurde das noch heute übliche elektro-thermische Verfahren eingeführt, das im Abschnitt Gewinnung und Darstellung beschrieben wird. Die verwendeten [[Schmelz-Reduktionsofen|Schmelz-Reduktionsöfen]] erhitzen das Ausgangsmaterial ohne Umwege und sind daher sehr effizient. Außerdem muss die Destillation nicht mehr zum Befüllen der Retorten unterbrochen werden, denn dieser Ofen verwendet einen [[Tiegel (Gefäß)|Tiegel]], der kontinuierlich nachgefüllt werden kann. Der erneute Wechsel des Energieträgers von Gas zu elektrischem Strom erforderte weitere Umbauten. In Oldbury wurde das selbst produzierte Gas nun in [[Verbrennungsmotor]]en verfeuert, die [[Elektrischer Generator|elektrische Generatoren]] antrieben. Außerdem entstanden Phosphorfabriken an Standorten, an denen billig Strom produziert werden konnte, z.&nbsp;B. an den [[Niagarafälle]]n.<ref>{{Literatur |Autor=Richard E. Threlfall |Titel=The Story of 100 Years of Phosphorus Making |Verlag=Albright & Wilson |Ort=Oldbury |Datum=1951 |Seiten=90–93 |Sprache=en}}</ref>

Insbesondere in den Tunkräumen der Streichholzindustrie waren die Arbeiter permanent Phosphordämpfen ausgesetzt, die aus der beheizten Zündmasse austraten. Die Dämpfe drangen über kariöse Zähne in den Körper ein und führten zur [[Phosphornekrose]] besonders des [[Kiefer (Anatomie)|Kiefers]]. Der Phosphorkiefer, englisch ''phossy jaw'', war eine der ersten [[Berufskrankheit]]en, die als solche diagnostiziert wurden. Die Verwendung von weißem Phosphor zur Zündholzherstellung wurde ab 1906 weltweit verboten. Dies verhalf den bereits vor 1850 erfundenen Sicherheitszündhölzern zum Durchbruch, deren Zündkopf keinen Phosphor enthält. Diese Streichhölzer zünden nur an einer speziellen Reibfläche und diese Reibfläche enthält den ungiftigen roten Phosphor.<ref>Alexander P. Hardt: ''Pyrotechnics.'' Pyrotechnica Publications, Post Falls, Idaho, 2001, ISBN 0-929388-06-2, S.&nbsp;74&nbsp;ff. (englisch).</ref>

[[Datei:Anton Schroetter von Kristelli.jpg|mini|hochkant|links|[[Anton Schrötter von Kristelli]] Erstbeschreiber des roten Phosphors]]
Schon früh entdeckten Chemiker, dass weißer Phosphor, der Licht ausgesetzt war, rot wurde, auch im Vakuum.<ref>Mary Weeks, Discovery of the elements, Journal of Chemical Education 1956, S.&nbsp;135.</ref> [[Jöns Jakob Berzelius]] vermutete, dass dies eine Modifikation des weißen Phosphors war, nachgewiesen wurde das erst 1847 von [[Anton Schrötter von Kristelli]] (Anton Schrötter) in Wien, der die Substanz isolierte und analysierte.<ref>Schrötter, ''Neue Modifikation des Phosphors'', Liebigs Annalen der Chemie, Band&nbsp;68, 1848, S.&nbsp;247–253.</ref><ref>{{Literatur |Autor=Anton Schrötter |Hrsg=J. C. Poggendorff |Titel=Ueber einen neuen allotropischen Zustand des Phosphors |Sammelwerk=Annalen der Physik und Chemie, Dritte Reihe |Band=157 (= ''Pogg. Ann.'' Band 81) |Nummer=10 |Verlag=Johann Ambrosius Barth |Ort=Leipzig |Datum=1850 |Seiten=276–298 |Online=[https://gallica.bnf.fr/ark:/12148/bpt6k15166k/f288.image online bei Gallica Bibliothèque nationale de France] |DOI=10.1002/andp.18501571009}}</ref> Roter Phosphor lässt sich durch Erhitzen von weißem Phosphor in geschlossenen, gusseisernen Behältern herstellen. Dieses Verfahren galt jedoch als unbeherrschbar, denn Explosionen waren nicht selten. Die Rechte an Schrötters Patenten wurden von Arthur Albright, einem der Gründer von ''Albright&nbsp;& Wilson'' erworben. Er entwickelte einen Prozess zur industriellen Herstellung von rotem Phosphor und die neue, ungiftige Modifikation wurde auf der [[Great Exhibition]] 1851 gezeigt.<ref>{{Literatur |Autor=Richard E. Threlfall |Titel=The Story of 100 Years of Phosphorus Making |Verlag=Albright & Wilson |Ort=Oldbury |Datum=1951 |Seiten=61 |Sprache=en}}</ref> Albrights Beitrag wurde mit Silber, Schrötters Arbeit mit Gold ausgezeichnet.

[[Datei:Johann Wilhelm Hittorf 01.jpg|mini|hochkant|[[Johann Wilhelm Hittorf]], erster Entdecker violetten Phosphors]]
Phosphor bildet eine Reihe weiterer Modifikationen: Violetten Phosphor entdeckte 1865 [[Johann Wilhelm Hittorf]]<ref>W. Hittorf: ''Zur Kenntniss des Phosphors.'' In: ''Annalen der Physik.'' Band&nbsp;202, 1865, S.&nbsp;193–228.</ref> und [[Percy Williams Bridgman]] 1914 die Hochdruckvariante schwarzer Phosphor.<ref>Bridgman, ''Two new modifications of phosphor.'' In: ''Journal of the American Chemical Society.'' Band&nbsp;36, 1914, S.&nbsp;1344–1363 (englisch).</ref> Der Abschnitt [[Phosphor#Modifikationen und Eigenschaften|Modifikationen und Eigenschaften]] beschreibt sie ausführlich.

Phosphor spielt in der Militärgeschichte eine Rolle. Er wurde sowohl als Waffe, z.&nbsp;B. als Füllmaterial von [[Brandbombe]]n, aber auch für weniger offensive Zwecke, wie pyrotechnische [[Leuchtgranate|Leuchtgeschosse]], eingesetzt. Die wichtigste Anwendung ist jedoch die Erzeugung von Nebel durch sogenannte [[Pyrotechnischer Satz#Nebelsatz|Nebelsätze]], deren Prinzip im Abschnitt [[Phosphor#Verwendung|Verwendung]] beschrieben wird. Im [[Erster Weltkrieg|Ersten Weltkrieg]] wurden Granaten mit weißem Phosphor gefüllt und in Großbritannien entwickelte man Brandmunition speziell gegen deutsche [[Luftschiff]]e. Auch die ersten Varianten der [[Leuchtspurmunition]] verwendeten weißen Phosphor. Nebelsätze aller Art waren aber die Hauptanwendung und in England überstieg deren Phosphorbedarf sogar den der Streichholzproduktion.

{{CSS-Bildausschnitt|Location=left|Description=Test einer Phosphorbombe USA 1921|Image=Ex-USS Alabama (BB-8) - NH 57483.jpg|cWidth=165|cHeight=120|oTop=80|oLeft=50|bSize=280}}

Im [[Zweiter Weltkrieg|Zweiten Weltkrieg]] kamen Anwendungen in der Luftwaffe hinzu. So setzte die britische Luftwaffe [[Phosphorbombe]]n mit einem Gemisch aus weißem Phosphor und [[Naturkautschuk|Kautschuk]] ein. Der Kautschuk dient hier als Passivierungsmittel, das die Brenndauer verlängert und den Preis senkt. Ähnlich wie Phosphor selbst schmilzt, klebt und brennt der Kautschuk und lässt sich schwer abstreifen. Phosphor verursacht auf der Haut schlecht heilende Wunden. Auch die britischen [[Pathfinder Force|Pathfinder-Geschwader]] verwendeten zur Zielmarkierung Leucht- und Brandmunition mit weißem Phosphor. Ebenfalls in Großbritannien wurden Geräte entwickelt, die sich im Kontakt mit Wasser selbst entzünden, um eine Nebelfahne zu produzieren. Solche Seemarkierungen wurden von [[Aufklärungsflugzeug]]en abgeworfen, um die Position von U-Boot-Sichtungen oder Rettungsbooten zu kennzeichnen. Um den enthaltenen weißen Phosphor effizient zu verbrennen, enthält eine typische Mischung außerdem [[Calciumcarbid]], das im Kontakt mit Wasser den Brennstoff [[Ethin]] erzeugt. [[Calciumphosphid]] dient als Zünder, denn mit Wasser reagiert es zu selbstentzündlichen [[Phosphane]]n. Kleinere Varianten dieser Geräte wurden verwendet, um [[Rettungsring]]e mit einer Nebelfahne zu versehen. Wird der Ring ins Wasser geworfen, entzündet sich der an einer Leine befestigte Nebelsatz und hilft so die verunglückte Person wieder aufzufinden. Diese Erfindung wurde vor der Umstellung auf elektrische Rettungslichter auch im zivilen Bereich eingesetzt.<ref>{{Literatur |Autor=Richard E. Threlfall |Titel=The Story of 100 Years of Phosphorus Making |Verlag=Albright & Wilson |Ort=Oldbury |Datum=1951 |Seiten=310 ff. |Sprache=en}}</ref> Obwohl dieser Abschnitt überwiegend britische Beispiele nennt, wurde weißer Phosphor von allen Armeen verwendet. Moderne Nebelsätze und Leuchtspurmunition verwenden roten Phosphor. Aktuelle Leuchtsätze enthalten keinen Phosphor. Die letzte militärische Anwendung von weißem Phosphor ist das Legen von Bränden.

== Vorkommen ==
Auf der Erde, insbesondere der Erdkruste, kommt Phosphor ausschließlich in gebundener Form, das heißt nicht gediegen, meist in Form der [[Phosphate]] vor (Gehalt in der Erdkruste: ≈&nbsp;0,09 %,<ref name="Holleman-Wiberg">{{Holleman-Wiberg|Auflage=91.–100.|Startseite=928|Endseite=931}}</ref> etwa 1,2 Kilogramm pro Tonne). Typische [[Mineral]]ien sind etwa die [[Apatit]]e Ca<sub>5</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>(F,Cl,OH). Besonders der [[Fluorapatit]] und der mit [[Calciumcarbonat]] durchsetzte [[Phosphorit]] stellen ökonomisch die wichtigsten Phosphate dar. Darüber hinaus gibt es weitere phosphorhaltige Mineralien, wie beispielsweise den [[Wavellit]] Al<sub>3</sub>(PO<sub>4</sub>)(F,OH)&nbsp;·&nbsp;5&nbsp;H<sub>2</sub>O, den [[Vivianit]] Fe<sub>3</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>&nbsp;·&nbsp;8&nbsp;H<sub>2</sub>O und den [[Türkis (Mineral)|Türkis]] CuAl<sub>6</sub>[(PO<sub>4</sub>)(OH<sub>2</sub>)]<sub>4</sub>&nbsp;·&nbsp;4&nbsp;H<sub>2</sub>O.

Die größten Vorkommen an Phosphat-Mineralien findet man in Afrika, in China und den USA ([[Florida]]). Vier Länder besitzen rund 80 % an den weltweiten Phosphatgestein-Reserven, die mit derzeitiger Technologie ''wirtschaftlich abbaubar'' sind: [[Marokko]] (zusammen mit [[Westsahara]] 36,5 %), China (23,7 %), [[Jordanien]] und [[Südafrika]] (je 9,6 %). Die kontinentalen Vorkommen reichen nur noch für wenige Jahrzehnte; Schätzungen aus den 2000er Jahren variieren zwischen 50 (2008)<ref>[http://www.schattenblick.de/infopool/natur/chemie/chula218.html „Phosphorverarmung: Bakterielle Säurebildner – Herrscher über Leben und Tod?“] (Schattenblick vom 15. April 2008).</ref> und 130 Jahren (2006).<ref>{{" |Text=The earth's available reserves of phosphate, which is the primary ingredient in fertilizers, could be exhausted within the next 50 to 130 years |Sprache=en}}, in: A blooming waste, Website [[University of Technology, Sydney]], 6. November 2006; alternativ: {{" |Text=Depletion of current economically exploitable reserves are estimated at somewhere from 60 to 130 years. Using the median reserves estimates and under reasonable predictions, it appears that phosphate reserves would last for at least 100+ years |Sprache=en}}; in Arne Haarr, EUREAU (European Union of National Associations of Water Suppliers and Waste Water Services): [http://www.apda.pt/apda_resources/APDA.Biblioteca/eureau%5Cposition%20papers%5Cthe%20reuse%20of%20phosphorus.pdf The Reuse of Phosphorus].</ref> Infolge neu gefundener Lagerstätten hauptsächlich in Nordafrika und Irak geht eine Schätzung der Bundesregierung von 2012 jedoch davon aus, dass keine Verknappung unmittelbar bevorsteht und die bisher bekannten Vorräte noch bis etwa zum Jahr 2400 reichen.<ref>[https://dipbt.bundestag.de/dip21/btd/17/114/1711486.pdf Antwort der Bundesregierung auf die Kleine Anfrage der Abgeordneten Cornelia Behm, Friedrich Ostendorff, Dorothea Steiner, weiterer Abgeordneter und der Fraktion BÜNDNIS 90/ DIE GRÜNEN].Deutscher Bundestag, 15. Dezember 2012, abgerufen am 27. August 2019.</ref> Weiterhin existieren große Vorkommen unter Wasser, die momentan aber nicht ökonomisch abgebaut werden können.<ref>[https://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/phosphate_rock/ Phosphat bei USGS Mineral Resources].</ref>

Außer in Mineralien kommt Phosphor auch in Ablagerungen von Vogelkot von [[Meeresvogel|Meeresvögeln]], dem sogenannten [[Guano]] (enthält 7–8 %, selten bis 60 % [[Natriumnitrat|Chilesalpeter]] und maximal etwa 40 % Phosphate)<ref>M. Okrusch, S. Matthes: ''Mineralogie: Eine Einführung in die spezielle Mineralogie, Petrologie und Lagerstättenkunde.'' 7. Auflage. Springer, 2005, ISBN 3-540-23812-3.</ref> vor. Dieser findet sich vorwiegend auf einigen Inseln im Pazifischen Ozean, wie [[Nauru]] oder [[Kiribati]] und in Südamerika ([[Peru]]/[[Chile]]). Auf Nauru gehen die Phosphor-Vorräte seit Mitte der 1970er Jahre kontinuierlich zurück und sind mittlerweile fast völlig erschöpft.

[[Klärschlamm]] enthält große Mengen an Phosphaten.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.riffreporter.de/de/umwelt/phosphor-recycling-klaerschlamm |titel=Der letzte Dreck? Phosphor-Recycling aus Klärschlamm |datum=2021-03-09 |abruf=2021-11-04}}</ref> Durch [[Urban Mining]] kann die [[Phosphorrückgewinnung]] erfolgen, indem die Phosphorsäure aus dem Klärschlamm zurückgewonnen wird.<ref>{{Internetquelle |autor=Medienmitteilung der Baudirektion des Kantons Zürich |url=https://awel.zh.ch/internet/baudirektion/awel/de/aktuell.newsextern.-internet-de-aktuell-news-medienmitteilungen-2019-klaerschlamm_45_in_45_rohstoff_45_verwandeln_45_neues_45_verfahren_45_fuer_45_industrielle_45_produktion_45_geeignet.html |titel=Klärschlamm in Rohstoff verwandeln: Neues Verfahren für industrielle Produktion geeignet |datum=2019-06-03 |abruf=2019-10-14}}</ref>

Von den weltweit jährlich geförderten etwa 180 Millionen Tonnen (Stand 2010) an Rohphosphaten werden etwa 90 % zur Herstellung von [[Dünger|Düngemitteln]] verwendet. Phosphor kann in Düngemitteln durch keinen anderen Stoff ersetzt werden.<ref>Michael Odenwald: [https://www.focus.de/wissen/wissenschaft/odenwalds_universum/odenwalds-universum-bedeutet-die-verknappung-von-phosphor-das-ende-der-menschheit_aid_300609.html ''Odenwalds Universum: Bedeutet die Verknappung von Phosphor das Ende der Menschheit?''] In: ''focus.de.'' 29. Juli 2014, abgerufen am 3. Dezember 2024.</ref>

Phosphor hat auch in der organischen Welt (als gebundenes oder partikulär gebundenes organisches Phosphat in Organismen und im [[Detritus (Hydrologie)|Detritus]]<ref>Dietmar Kunath: ''Phosophor.'' In: Claus Schaefer, Torsten Schröer (Hrsg.): ''Das große Lexikon der Aquaristik.'' Eugen Ulmer, Stuttgart 2004, ISBN 3-8001-7497-9, S. 772.</ref>) eine wichtige Bedeutung und kommt in verschiedensten Bereichen der [[Fauna]] und [[Flora]] vor: etwa als [[Hydroxylapatit]] Ca<sub>5</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>OH, der einer der Hauptbestandteile der Gerüstsubstanz ist, die in Knochen und Zähnen vorkommt. Weiterhin spielen Phosphorverbindungen als Bestandteile der [[Nukleinsäuren]] und als Bestandteil des Energieträgers [[Adenosintriphosphat|ATP]] eine wichtige Rolle in lebenden Organismen und sind essenziell für alle bekannten Lebewesen.

Phosphor entsteht in massereichen Sternen beim [[Sauerstoffbrennen]] aus [[Sauerstoff]] bei Temperaturen über 1,5·10<sup>9</sup>&nbsp;[[Kelvin]] und [[Dichte]]n von mindestens 10<sup>10</sup>&nbsp;kg/m<sup>3</sup>.

Es wird postuliert, dass der für frühe Lebewesen verwertbare Phosphor erst durch [[Meteorit]]e verfügbar war, die während des [[Hadaikum]]s auf die Erde gelangten.<ref>A. Matthew u. a.: ''Evidence for reactive reduced phosphorus species in the early Archean ocean.'' In: ''PNAS.'' 110(25), 2013, S.&nbsp;10089–10094. PMID 23733935; [https://www.pnas.org/content/110/25/10089.full.pdf+html?with-ds=yes PDF] (freier Volltextzugriff, englisch).</ref> Im Jahr 2020 zeigten Astronomen anhand von Daten von ALMA und ROSINA einen Weg zur Entstehung von Phosphor auf: während der [[Sternentstehung|Entstehung von Sternen]] in Gaswolken wie „AFGL 5142“. Zudem belegen sie, dass dieses dann über [[Komet]]en – wie [[Tschurjumow-Gerassimenko]] – in Form von Phosphor-Monoxid auf die Erde gelangt sein könnte.<ref>{{cite news |title=Astronomers reveal interstellar thread of one of life's building blocks |url=https://phys.org/news/2020-01-astronomers-reveal-interstellar-thread-life.html |accessdate=2020-09-28 |work=phys.org |language=en}}</ref><ref>{{cite news |title=Kometen brachten Phosphor – einen Baustein des Lebens – auf die Erde |url=https://www.fr.de/wissen/phosphor-wichtiger-baustein-lebens-erde-gelangte-universum-weltall-zr-13442641.html |accessdate=2020-09-28 |date=2020-01-20 |language=de}}</ref><ref>{{cite journal|last1=Rivilla |first1=V. M. |last2=Drozdovskaya |first2=M. N. |last3=Altwegg |first3=K. |last4=Caselli |first4=P. |last5=Beltrán |first5=M. T. |last6=Fontani |first6=F. |last7=van der Tak |first7=F. F. S. |last8=Cesaroni |first8=R. |last9=Vasyunin |first9=A. |last10=Rubin |first10=M. |last11=Lique |first11=F. |last12=Marinakis |first12=S. |last13=Testi |first13=L. |last14=team |first14=the ROSINA |title=ALMA and ROSINA detections of phosphorus-bearing molecules: the interstellar thread between star-forming regions and comets |arxiv=1911.11647 |journal=Monthly Notices of the Royal Astronomical Society |pages=1180–1198 |doi=10.1093/mnras/stz3336 |date=2020-02-11 |language=en}}</ref> Das bereits auf der Erde vorkommende Phosphat ist reaktionsträge und schwer löslich und wäre daher für die ersten Lebewesen nur begrenzt nutzbar gewesen. Dagegen reagieren die von den Meteoriten mitgebrachten [[Schreibersit]]e mit Wasser zu reduzierten [[Phosphide]]n. Diese wären für eine präbiotische Synthese phosphorylierter Biomoleküle (wie [[Ribonukleinsäure]]) plausible Ausgangsstoffe.

== Gewinnung und Darstellung ==
[[Datei:Phosphor production (de).svg|mini|600px|zentriert|Prozessschema der elektrochemischen Phosphorherstellung]]
[[Datei:Large electric phosphate smelting furnace used in the making of elemental phosphorus in a TVA chemical plant in the Muscle Shoals area, Alabama.jpg|mini|Phosphor-Destille betrieben mit [[Dreiphasenwechselstrom]]. Die massiven Kabelbündel sind die Anschlussleitungen der [[Elektrode]]n.]]

Gewonnen wird Phosphor aus Phosphatmineralien wie [[Phosphorit]] oder [[Apatit]], indem diese in einem elektrischen [[Schmelz-Reduktionsofen]] zusammen mit [[Quarz]]kies auf 1500&nbsp;°C erhitzt und so zu weißem Phosphor umgesetzt werden. Der Ofen ist als geschlossener Niederschachtofen ausgeführt, die Wärme wird über [[Söderberg-Elektrode]]n zugeführt.<ref name="roempp">{{RömppOnline|ID=RD-16-01961|Name=Phosphor|Abruf=2015-01-13}}</ref>

Die in der Elektrode enthaltene [[Kohlenstoff]]masse wirkt dabei als [[Reduktion (Chemie)|Reduktionsmittel]] und das [[Siliciumdioxid]] des Quarzes dient als Schlackenbildner. Der beim Prozess gasförmig anfallende Phosphor wird kondensiert und unter Wasser gesammelt.

:<math>\mathrm{1542 \ kJ + \ Ca_3(PO_4)_2 + 3 \ SiO_2 + 5 \ C \longrightarrow }</math> <math>\mathrm{3 \ CaSiO_3+ 5 \ CO + \ P_2 }</math>

== Hersteller ==
Nach der Insolvenz von [[Thermphos International|Thermphos]], dem letzten europäischen Hersteller, basiert die Versorgung<!--Europas--> mit weißem Phosphor fast ausschließlich auf der Firma [[Kazphosphate]], die ein Werk in [[Schymkent]] betreibt. Weitere Hersteller sind [[Bayer AG|Bayer]] mit einem Werk in [[Soda Springs (Idaho)|Soda Springs]] ([[Idaho]])<ref>{{Webarchiv |url=http://www.monsanto.com/soda-springs/pages/default.aspx |text=''Soda Springs.'' |wayback=20160724011101}} auf: ''monsanto.com''</ref> sowie verschiedene chinesische Firmen.<ref>[https://ceinquiry.wordpress.com/2013/02/07/white-phosphorus/ Federal contract site reveals US reliance on Monsanto and Israeli firm for White Phosphorus supply], 7. Februar 2013.</ref>

== Modifikationen und Eigenschaften ==
[[Datei:Phosphor Modifikationen.svg|mini|links|hochkant|Die vier Modifikationen von Phosphor]]
Phosphor tritt in vier [[Allotropie|allotropen]] [[Polymorphie (Stoffeigenschaft)|Modifikationen]] als weißer, roter, schwarzer und violetter Phosphor auf. Jeder dieser Grundtypen bildet verschiedene [[Kristallstruktur]]en. Dadurch kommt es zu sehr großen Unterschieden in physikalischen Eigenschaften und Reaktivität.<ref name="Horst Briehl">{{Literatur |Autor=Horst Briehl |Titel=Chemie der Werkstoffe |Verlag=Springer-Verlag |Datum=2014 |ISBN=978-3-658-06225-5 |Seiten=24 |Online={{Google Buch | BuchID=px0gBAAAQBAJ | Seite=24 }}}}</ref>

Da die anderen Modifikationen schwer direkt zu gewinnen sind, wird zunächst immer weißer Phosphor produziert und dieser dann in andere Modifikationen umgewandelt. Diese können durch hohen Druck und hohe Temperatur ineinander überführt werden. Der schwarze Phosphor ist bei Raumtemperatur die eigentlich stabile Modifikation, die anderen sind allerdings auf Grund der geringen Umwandlungsgeschwindigkeit [[Metastabilität|metastabil]]. Weißer Phosphor kann im Labor durch Erhitzung von rotem Phosphor unter Ausschluss von Sauerstoff hergestellt werden. Umgekehrt kann roter Phosphor auch durch mehrstündiges Erhitzen von weißem Phosphor auf etwa 180–350&nbsp;°C erzeugt werden.<ref name="Ralf Steudel">{{Literatur |Autor=[[Ralf Steudel]] |Titel=Chemie der Nichtmetalle Von Struktur und Bindung zur Anwendung |Verlag=Walter de Gruyter |Datum=2008 |ISBN=978-3-11-021128-3 |Seiten=360 |Online={{Google Buch | BuchID=h6oxzQ8eRKwC | Seite=360 }}}}</ref>
<div style="clear:left;"></div>

=== Gasförmiger Zustand ===
[[Datei:Phosphor gasförmig.svg|mini|100px|links|Valenzstrich&shy;formel]]
Im Phosphordampf überwiegen unterhalb von 1200&nbsp;°C P<sub>4</sub>-Tetraeder als kleinste molekulare Einheiten.
[[Datei:White phosphorus molecule.jpg|mini|Struktur von P<sub>4</sub> im gasförmigen Zustand, bestimmt durch Gas-Elektronenbeugung]]
Der P-P-Abstand in den tetraedrischen P<sub>4</sub>-Molekülen beträgt ''r''<sub>g</sub> = 2.1994(3) Å, der P-P-P-Winkel 60°.<ref>{{Literatur |Autor=Brandi M. Cossairt, Christopher C. Cummins, Ashley R. Head, Dennis L. Lichtenberger, Raphael J. F. Berger, S. A. Hayes, N. W. Mitzel, G. Wu, |Hrsg= |Titel=On the Molecular and Electronic Structures of AsP 3 and P 4 |Sammelwerk=Journal of the American Chemical Society |Band=132 |Nummer=24 |Datum=2010-06-23 |Seiten=8459–8465 |DOI=10.1021/ja102580d}}</ref> Die Struktur wurde mit [[Gas-Elektronenbeugung]] bestimmt.

Der [[Dissoziationsgrad]] beträgt bei 800&nbsp;°C&nbsp;~&nbsp;1 %. Zwischen 1200 und 2000&nbsp;°C überwiegen P<sub>2</sub>-Moleküle mit stickstoffanaloger Valenzelektronenstruktur, oberhalb von 2000&nbsp;°C dissoziieren diese mit steigenden Temperaturen schließlich langsam zu atomarem Phosphor.<ref name="Alfons Klemenc">{{Literatur |Autor=Alfons Klemenc |Titel=Anorganische Chemie auf physikalisch-chemischer Grundlage |Verlag=Springer-Verlag |Datum=2013 |ISBN=978-3-7091-7793-8 |Seiten=202 |Online={{Google Buch |BuchID=jC22BgAAQBAJ |Seite=202}}}}</ref>
<div style="clear:left;"></div>

=== Weißer Phosphor ===
[[Datei:Weißer Phosphor.JPG|mini|links|Weißer Phosphor mit gelber Schnittfläche unter Wasser]]
[[Datei:Weißer Phosphor.svg|mini|Struktur von weißem Phosphor]]
[[Datei:Phosphorus luminescence.jpg|mini|links|Lumineszenz von weißem Phosphor]]

Weißer Phosphor ist die flüchtigste und reaktivste Modifikation des Phosphors. Er hat eine Dichte von 1,82&nbsp;g/cm<sup>3</sup>, einen Schmelzpunkt von 44,25&nbsp;°C und einen Siedepunkt von 280&nbsp;°C und ist durchscheinend und wachsartig. Verunreinigt wird der weiße Phosphor auch als '''gelber Phosphor''' bezeichnet.<ref name="Stefanie Ortanderl, Ulf Ritgen">{{Literatur |Autor=Stefanie Ortanderl, Ulf Ritgen |Titel=Chemie für Dummies. Das Lehrbuch |Verlag=John Wiley & Sons |Datum=2014 |ISBN=978-3-527-70924-3 |Seiten=541 |Online={{Google Buch | BuchID=4q4tBAAAQBAJ | Seite=541 }}}}</ref> Der kubische weiße Phosphor ist in [[Phosphortrichlorid]] und [[Kohlenstoffdisulfid]] CS<sub>2</sub> sehr leicht löslich; 100&nbsp;g Kohlenstoffdisulfid lösen mehr als 1&nbsp;kg Phosphor. In [[Tetrachlormethan|Tetrachlorkohlenstoff]], [[Benzol]] oder [[Ether]] ist Phosphor schwach löslich. In Wasser ist er praktisch unlöslich.

Bei −76,9&nbsp;°C geht die [[Würfel (Geometrie)|kubische]] Form (α-Form) in eine [[Sechseck|hexagonale]] Form (β-Form) über (Rotation der freien Außenelektronen „eingefroren“). In jeder Form (α-, β-, in Lösung) bildet weißer Phosphor P<sub>4</sub>-Tetraeder mit Bindungswinkeln von 60°. Die β-Form des weißen Phosphors enthält drei leicht unterschiedliche P<sub>4</sub>-Moleküle, d.&nbsp;h. 18 verschiedene P-P-Bindungslängen zwischen 2.1768(5) und 2.1920(5) Å. Die durchschnittliche P-P-Bindungslänge beträgt 2.183(5) Å.<ref>{{Literatur |Autor=Arndt Simon, Horst Borrmann, Jörg Horakh |Titel=On the Polymorphism of White Phosphorus |Sammelwerk=Chemische Berichte |Band=130 |Nummer=9 |Datum=1997-09 |DOI=10.1002/cber.19971300911 |Seiten=1235–1240}}</ref>
[[Datei:P4 current.jpg|mini|Magnetisch induzierte Elektronenströme im P<sub>4</sub>-Molekül (kleine Pfeile). Der große Pfeil zeigt die Richtung des Magnetfelds ''B''.<ref name=":0">{{Literatur |Autor=Brandi M. Cossairt, Christopher C. Cummins, Ashley R. Head, Dennis L. Lichtenberger, Raphael J. F. Berger |Titel=On the Molecular and Electronic Structures of AsP 3 and P 4 |Sammelwerk=Journal of the American Chemical Society |Band=132 |Nummer=24 |Datum=2010-06-23 |DOI=10.1021/ja102580d |Seiten=8459–8465 }}</ref>]]
Die Art der Bindung in diesem P<sub>4</sub>-Tetraeder kann durch sphärische Aromatizität oder Cluster-Bindung beschrieben werden, d. h. die Elektronen sind stark delokalisiert. Dies wurde durch Berechnungen der magnetisch induzierten Ströme veranschaulicht, die 29 nA/T betragen, also viel mehr als im aromatischen Molekül Benzol (11 nA/T).<ref name=":0" />

In fein verteiltem Zustand entzündet sich weißer Phosphor an der Luft von selbst, ab etwa 50&nbsp;°C entzünden sich auch kompakte Stücke und verbrennen zu [[Phosphorpentoxid|Phosphor(V)-oxid]]. Daher muss weißer Phosphor unter Wasser aufbewahrt werden. Brennender Phosphor darf nicht mit Wasser gelöscht werden, da die Gefahr besteht, dass der Phosphorstaub in feine Ritzen gespült wird und sich nach Verdunstung des Wassers wieder selbst entzündet. Brennender Phosphor wird am besten mit Sand gelöscht.

:<math>\mathrm{P_4 + 3 \ O_2 \longrightarrow P_4O_6}</math>

:<math>\mathrm{P_4O_6 + 2 \ O_2 \longrightarrow P_4O_{10}}</math>

An der Luft kann weißer Phosphor eine bläuliche [[Chemilumineszenz]] zeigen.<ref name="Dietrich Wertz">{{Literatur |Autor=Dietrich Wertz |Titel=Lumineszenz |Verlag=diplom.de |Datum=2004 |ISBN=3-8324-8284-9 |Seiten=29 |Online={{Google Buch | BuchID=WopxAQAAQBAJ | Seite=29 }}}}</ref> Diese entsteht aus dem durch den hohen Dampfdruck des weißen Phosphors in der Umgebung vorhandenen gasförmigen P<sub>4</sub>, das durch Gasphasenoxidation über P<sub>4</sub>O<sub>6</sub> zu P<sub>4</sub>O<sub>10</sub> reagiert. Meist in heftiger exothermer Reaktion verbindet sich Phosphor mit Halogenen, Metallen oder Schwefel. Die hieraus entstehenden Verbindungen sind [[Phosphorsulfid]]e, Phosphor(III)- oder Phosphor(V)-Verbindungen sowie [[Phosphide]]. Unter Einwirkung von starken Laugen bei hoher Temperatur disproportioniert Phosphor zu [[Phosphane|Phosphan]] und Hypophosphit. Phosphor hat eine hohe Affinität zu [[Sauerstoff]], wirkt also stark [[Reduktionsmittel|reduzierend]]. So wird z.&nbsp;B. [[Schwefelsäure]] beim Erwärmen mit weißem Phosphor zu [[Schwefeldioxid]] reduziert.

Das bei der Verbrennung von Phosphor entstehende [[Phosphorpentoxid]] ist stark [[Hygroskopie|hygroskopisch]] und bildet mit der Luftfeuchtigkeit dichte Nebel aus Phosphorsäure. Weißer Phosphor wird deshalb in Nebelgranaten verwendet.

Weißer Phosphor ist hochgiftig; schon etwa 50&nbsp;mg können für einen erwachsenen Menschen tödlich sein. Der Tod tritt erst nach fünf bis zehn Tagen ein. Auch wird weißer Phosphor nur langsam ausgeschieden. Die langsame Giftwirkung macht(e) Phosphor als [[Rodentizid|Rattengift]] geeignet. Hierzu waren sogenannte „Phosphorlatwergen“ in Gebrauch.<ref>[https://www.retrobibliothek.de/retrobib/seite.html?id=63606 retro; bib – Seite aus ''Handbuch der Drogisten-Praxis'': ''Ungeziefermittel.'']</ref> Wegen der allgemeinen Gefahren<ref>J. Sedlmeyer: ''Über Phosphorvergiftungen.'' In: ''Deutsche Zeitschrift für die gesamte gerichtliche Medizin.'' Band 19, Nr. 1, Dezember 1932, S.&nbsp;365–383; ([[doi:10.1007/BF01750213]]).</ref> und weil geeignetere Mittel zur Verfügung stehen, ist weißer Phosphor als Rattengift obsolet.

Die Toxizität des weißen Phosphors wird vor allem auf sein hohes [[Reduktionsmittel|Reduktionsvermögen]] zurückgeführt, wodurch intrazelluläre oxidative Stoffwechselabläufe wie Eiweiß- und Kohlenhydratsynthese gestört werden. Dies betrifft vorwiegend enzymatisch gesteuerte Stoffwechselvorgänge in der Leber. Eine weitere Gefahr bilden die durch Reaktion mit Wasser gebildeten hochgiftigen [[Phosphane]], die als starke Stoffwechselgifte eine besondere Affinität zum [[Zentralnervensystem]] besitzen.<ref>[http://www.baua.de/de/Themen-von-A-Z/Berufskrankheiten/pdf/Merkblatt-1109.pdf?__blob=publicationFile&v=2 Merkblatt zur BK Nr. 1109: Erkrankungen durch Phosphor oder seine anorganischen Verbindungen], Bek. des BMA vom 25. Februar 1981, BArbBl Heft 4/1981.</ref> Weißer Phosphor kann mit einer Kupfer(II)-sulfat-Lösung unschädlich gemacht werden. Dabei bildet sich schwerlösliches [[Kupferphosphide|Kupfer(I)-phosphid]].<ref>[https://www.chemieunterricht.de/dc2/tip/12_04-2.htm ''Wie Kupfersulfatlösung bei der Entgiftung von weißem Phosphor wirkt.''] auf: ''www.chemieunterricht.de''.</ref>

Seit 1845 wurden bei Arbeitern, vorwiegend in der industriellen Produktion von [[Streichholz|Streichhölzern]] mit weißem Phosphor, schwere [[Kiefer (Anatomie)|Kiefer]]-[[Nekrose]]n beobachtet ({{enS|phossy jaw}}). Die im 19. Jahrhundert vollkommen ungeschützt mit Phosphorbädern hantierenden Arbeiter (oft auch Kinder und Jugendliche, die beim Verpacken der Streichhölzer beschäftigt waren) wurden schnell arbeitsunfähig. Eine wirksame Therapie gab es nicht. Die Patienten wurden stark entstellt, oft arbeitslos, die Letalität betrug 20 %. Das arbeitsmedizinische Problem der [[Phosphornekrose]]n, insbesondere der massiven Kiefernekrosen, führte zu den ersten [[arbeitsmedizin]]ischen Konsequenzen in der Geschichte der modernen Medizin. Die Berner Konvention führte 1906 zum Verbot des weißen Phosphors in der Streichholzherstellung. Ähnliche Kiefernekrosen sieht man heute bei der [[Bisphosphonate|Bisphosphonat]]-Therapie ([[Bisphosphonatassoziierte Knochennekrose]]).

=== Schwarzer Phosphor ===
[[Datei:Schwarzer Phosphor.svg|mini|Struktur von schwarzem Phosphor]]
[[Datei:Schwarzer Phosphor2.svg|mini|Struktur von schwarzem Phosphor]]
[[Datei:Phosphor rot.jpg|mini|Roter Phosphor]]
[[Datei:Phosphor-rot-violett.jpg|mini|Roter (links) und violetter (rechts) Phosphor]]
[[Datei:Violetter Phosphor.svg|mini|Struktur von violettem Phosphor. Über die Phosphoratome P* sind zwei der abgebildeten Röhrchen verbunden.]]

Die bei Zimmertemperatur stabilste Modifikation existiert in einer [[Amorphes Material|amorphen]] und drei [[kristallin]]en Formen. Schwarzer Phosphor ist aufgrund seiner [[polymer]]en Form unlöslich, deutlich schwerer entflammbar, sehr reaktionsträge und besitzt eine Dichte von 2,69&nbsp;g/cm<sup>3</sup>. Daher ist der schwarze Phosphor ebenso wie der rote Phosphor ungiftig. Das dem schwarzen Phosphor zugrundeliegende Kristallgitter besteht aus gewellten Doppelschichten, in dem die Phosphoratome pyramidal mit drei weiteren in der Nachbarschaft befindlichen Phosphoratomen in einem Bindungswinkel von 100° verbunden sind. In dieser Konfiguration besitzt Phosphor [[Halbleiter]]eigenschaften. In feuchter Luft wird schwarzer Phosphor etwas schneller oxidiert als roter Phosphor, überzieht sich dabei aber mit einer farblosen, viskosen Flüssigkeitshaut aus Phosphorsäuren, so dass der weitere Sauerstoffzutritt verhindert und eine Entzündung erschwert wird. Wenige Schichten von Schwarzem Phosphor können die Polarisation von Licht verändern.<ref>[https://www.science.org/doi/10.1126/science.abj7053 ''Broadband electro-optic polarization conversion with atomically thin black phosphorus.'' Auf: www.science.org].</ref> Der normale schwarze Phosphor kristallisiert [[Rhombisch|orthorhombisch]]; bei 80.000 [[Bar (Einheit)|Bar]] wandelt sich dieser reversibel in eine [[rhomboedrisch]]e und bei 110.000 Bar in eine [[Kubisches Kristallsystem|kubische]] metallische Modifikation.

Schwarzer Phosphor entsteht unter hohem Druck (12.000 Bar) und erhöhter Temperatur (200&nbsp;°C) aus weißem Phosphor<ref name="Holleman-Wiberg" /> und unterscheidet sich durch seine Farbe stark von der vorgenannten Modifikation. Er sieht grau-schwarz, glänzend und faserig wie Holz aus. Neuerdings wurde auch eine Niederdruckmodifikation hergestellt.<ref>Stefan Lange, Peer Schmidt, Tom Nilges: ''Au<sub>3</sub>SnP<sub>7</sub>@Black Phosphorus: An Easy Access to Black Phosphorus.'' In: ''[[Inorganic Chemistry]]'' 46&nbsp;(10), 2007, S.&nbsp;4028–4035; [[doi:10.1021/ic062192q]].</ref><ref name="br">G. Brauer (Hrsg.): ''Handbook of Preparative Inorganic Chemistry.'' 2. Auflage. Vol. 1, Academic Press 1963, S.&nbsp;518–525.</ref>

=== Roter Phosphor ===
Eine Reihe amorpher und kristalliner Formen mit Dichtevariationen zwischen 2,0 und 2,4&nbsp;g/cm<sup>3</sup> und Schmelzpunkten zwischen 585&nbsp;°C und 610&nbsp;°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.

Gewonnen wird roter Phosphor durch mehrstündiges Erhitzen von weißem Phosphor auf etwa 260&nbsp;°C unter Luftabschluss. Eine langsame Umwandlung geschieht auch bei Lichteinwirkung. [[Iod]] katalysiert die Umwandlung von weißem in roten Phosphor.

Die Unterschiede zwischen den kristallinen Anteilen im roten Phosphor bedingen die verschiedenen Formen desselben. Einfluss haben hier die [[Korngröße]], die Art des [[Gitter]]s, Verunreinigungen und die verschiedenen [[Absättigung]]en der Randgruppen mit [[Halogene]]n, [[Sauerstoff]] und [[Hydroxygruppe]]n.

Roter Phosphor ist zwar nicht selbstentzündlich, kann aber mit starken Oxidationsmitteln durch geringe Energiezufuhr (Reibung, Schlag) zur schlagartigen Entzündung oder gar zur Explosion gebracht werden. Ein Beispiel hierfür ist die [[Armstrongsche Mischung]], die zur Zündung von [[Streichholz|Sicherheitsstreichhölzern]] verwendet wird. Bezogen auf die Reaktivität gleicht der violette Phosphor eher dem schwarzen Phosphor, während sich der ''Schencksche Phosphor'' sehr viel reaktionsfreudiger zeigt als „normaler“ roter Phosphor.

Roter Phosphor ist, im Gegensatz zu weißem Phosphor, nicht giftig. Seine Erstbeschreibung wird [[Anton Schrötter von Kristelli]] zugeschrieben.

=== Hellroter Phosphor ===
Der Hellrote oder auch ''Schencksche'' Phosphor ([[Rudolf Schenck]], 1902) entsteht durch Kochen von weißem Phosphor in [[Phosphortribromid]] (PBr<sub>3</sub>). Das Produkt ist eine Mischverbindung aus Phosphor mit 10 bis 30 % Brom, deren Dichte bei 1,88&nbsp;g/cm<sup>3</sup> liegt.

=== Violetter/Hittorfscher Phosphor ===
Violetter Phosphor entsteht beim ein- bis zweiwöchigen Erhitzen von weißem Phosphor auf ca. 550&nbsp;°C.<ref>{{Literatur |Autor= |Titel=Grundlagen und Hauptgruppenelemente Band 1: Grundlagen und Hauptgruppenelemente |Verlag=Walter de Gruyter GmbH & Co KG |Datum=2016 |ISBN=3-11-049585-6 |Seiten=852 |Online={{Google Buch | BuchID=dgLcDQAAQBAJ | Seite=852 }}}}</ref>

Entdeckt wurde er von [[Johann Wilhelm Hittorf]]. Es handelt sich um ein nichtleitendes [[Polymer]], das unlöslich in CS<sub>2</sub> ist. Die Strukturaufklärung gelang Ende der 1960er Jahre an der [[Universität Stuttgart]] durch [[Herbert Thurn]].<ref>H. Thurn, H. Krebs: ''Über Struktur und Eigenschaften der Halbmetalle. XXII. Die Kristallstruktur des Hittorfschen Phosphors.'' In: ''Acta Cryst.'' B25, 1969, S.&nbsp;125–135.</ref><ref>H. Thurn: ''Die Kristallstruktur des Hittorfschen Phosphors.'' [[Dissertation]]. Technische Hochschule Stuttgart, 1967.</ref> Auch der violette Phosphor ist ungiftig.

=== Phosphor-Nanostäbchen ===
Im August 2004 ist es deutschen Forschern gelungen, zwei weitere Modifikationen des vielgesichtigen Elements zu isolieren und strukturell zu charakterisieren: Phosphor-[[Nanotechnologie|Nanostäbchen]]. Bei diesen beiden Modifikationen liegen die Phosphoratome in Form von Kettenmolekülen (Polymeren) vor. Entdecker der neuen Modifikationen sind [[Arno Pfitzner]] von der [[Universität Regensburg]] und [[Hellmut Eckert]] von der [[Westfälische Wilhelms-Universität Münster|Westfälischen Wilhelms-Universität Münster]].<ref name="pfitzner2004">Arno Pfitzner, Michael F. Bräu, Josef Zweck, Gunther Brunklaus, Hellmut Eckert: ''Phosphorus Nanorods – Two Allotropic Modifications of a Long-Known Element.'' In: ''[[Angewandte Chemie (Zeitschrift)|Angew. Chem. Int. Ed.]]'' 43, 2004, S.&nbsp;4228–4231; [[doi:10.1002/anie.200460244]].</ref> Die rotbraunen Fasern, die sich deutlich von der roten Phosphormodifikation unterscheiden, sind an der Luft in trockenem Zustand über Wochen stabil. [[Elektronenmikroskop]]isch zeigte sich diese rotbraune Phosphor-Form als lange, parallel ausgerichtete Nanostäbe mit Durchmessern von ungefähr 0,34&nbsp;nm bis 0,47&nbsp;nm.

== Isotope ==
Phosphor hat nur ein [[stabiles Isotop]], <sup>31</sup>P; dies ist das einzige in der Natur vorkommende Isotop des Phosphors. Er ist somit ein [[Reinelement]] (anisotop).

Phosphor hat mehrere weitere Isotope, die alle radioaktiv sind. Das Phosphorisotop <sup>33</sup>P hat mit 25,3 Tagen die längste [[Halbwertszeit#Radioaktive Zerfälle|Halbwertszeit]]. Das Isotop <sup>32</sup>P hat eine Halbwertszeit von 14,3 Tagen und wird in der Medizin verwendet, so ab 1948 von Silverstone und Solomon, die einen Counter entwickelten, zur Hirntumordiagnostik.<ref>[[Wolfgang Seeger (Mediziner)|Wolfgang Seeger]], Carl Ludwig Geletneky: ''Chirurgie des Nervensystems.'' In: Franz Xaver Sailer, Friedrich Wilhelm Gierhake (Hrsg.): ''Chirurgie historisch gesehen. Anfang – Entwicklung – Differenzierung.'' Dustri-Verlag, Deisenhofen bei München 1973, ISBN 3-87185-021-7, S. 229–262, hier: S. 237.</ref> Außerdem dient es in der Molekularbiologie als [[Tracer (Nuklearmedizin)|Tracer]]. Es kann beispielsweise verwendet werden, um [[Gensonde]]n radioaktiv zu markieren und mittels [[Autoradiographie]] nachzuweisen.

== Verwendung ==
Der größte Teil (80 %) des hergestellten weißen Phosphors wird zu [[Phosphorpentoxid|Phosphor(V)-oxid]] (P<sub>2</sub>O<sub>5</sub>) verbrannt, das als Ausgangsmaterial für die [[Phosphorsäure]]herstellung sowie für die Darstellung verschiedener [[Phosphate]] verwendet wird. Die Hauptmenge aller Phosphate kommt als [[Dünger]] zum Einsatz.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.riffreporter.de/de/umwelt/phosphor-verbrauch-deutschland-europa |titel=Phosphorverbrauch in Deutschland und Europa |datum=2021-02-12 |sprache=de |abruf=2021-11-04}}</ref> Außerdem ist Phosphor(V)-oxid als eine der wirksamsten wasserentziehenden Substanzen ([[Trocknungsmittel]]) von Bedeutung.

Ein weiterer Teil wird zu [[Phosphortrichlorid]] (PCl<sub>3</sub>) und [[Phosphor(V)-sulfid]] (P<sub>4</sub>S<sub>10</sub>) verarbeitet, die als Grundstoffe für die Herstellung von [[Flammschutzmittel]]n, [[Additiv]]en, [[Weichmacher]]n und [[Pflanzenschutzmittel]]n dienen.

Roter Phosphor findet Verwendung bei der [[Streichholz]]herstellung. Paradoxerweise wird roter Phosphor in fein verteilter Form auch [[Kunststoff]]en (z.&nbsp;B. [[Polyamide|Polyamid]]) als Flammschutzmittel zugesetzt: Die Reaktionsprodukte von Phosphor, Luftsauerstoff und Wasser (Luftfeuchte, Restfeuchte im Kunststoff) bilden dabei eine verkohlte Schutzschicht gegen die Flammen. Außerdem fungieren dabei gebildete Phosphorsuboxide, z.&nbsp;B. PO, als Radikalfänger und unterbrechen auf diese Weise die Verbrennung in der Gasphase.<ref>E.-C. Koch: ''Specials Materials in Pyrotechnics: IV. The Chemistry of Phosphorus and its Compounds.'' In: ''[[J. Pyrotech.]]'' 21, 2005, S.&nbsp;39; [http://www.jpyro.co.uk/?p=125 Abstract].</ref>

Die als Dünger wichtigen Phosphate werden auch direkt aus [[Calciumphosphat]] gewonnen, indem dieses mit [[Schwefelsäure]] aufgeschlossen wird. Es entsteht das sogenannte [[Superphosphate|Superphosphat]]. Hierzu werden etwa 60 % der weltweiten Schwefelsäureerzeugung benötigt.

Roter und weißer Phosphor werden auch für militärische Zwecke genutzt. Der sehr giftige und selbstentzündliche weiße Phosphor wird in [[Brandmunition]] wie etwa [[Phosphorbombe]]n verwendet und wurde früher auch in Nebelmunition eingesetzt. In moderner Nebelmunition kann jedoch der ungiftige rote Phosphor in Mischungen mit Oxidationsmitteln und metallischen Brennstoffen verwendet werden.<ref>E.-C. Koch: ''Specials Materials in Pyrotechnics: V. Military Applications of Phosphorus and its Compounds.'' In: ''[[Propellants Explosives Pyrotechnics]]'' 33, 2008, S.&nbsp;165; [[doi:10.1002/prep.200700212]].</ref> Ist Nebel das Ziel, versucht man möglichst feinen Staub von P<sub>2</sub>O<sub>5</sub> zu erhalten, von dem jeder Partikel [[Hygroskopie|hygroskopisch]] als Kondensationskeim wirkt. Dieser Nebel besteht aus kleinen Tröpfchen verdünnter Phosphorsäure, einer eher schwachen Säure. Die israelische Armee wird beschuldigt, im Jahr 2024 zum Vernebeln bei Kämpfen in der Pufferzone im Südlibanon weiße Phosphorbomben eingesetzt zu haben; die Folge sei die langfristige Kontamination des Bodens, die landwirtschaftliche Nutzung unmöglich macht.<ref>{{Internetquelle|autor=Soraya Lennie|url=https://www.aljazeera.com/program/newsfeed/2024/12/17/did-israel-use-a-white-phosphorus-blitz-to-create-a-buffer-zone-in-lebanon|titel=Did Israel use a white phosphorus blitz to create a buffer zone in Lebanon?|werk=Al Jazeera|datum=2024-12-17|sprache=en|abruf=2024-12-17}}</ref><ref>{{Internetquelle|url=https://www.hrw.org/news/2024/06/05/lebanon-israels-white-phosphorous-use-risks-civilian-harm|titel=Lebanon: Israel’s White Phosphorous Use Risks Civilian Harm. Airburst Munitions Used Unlawfully in Populated Areas|hrsg=Human Rights Watch|datum=2024-06-05|sprache=en|abruf=2024-12-17}}</ref><ref>{{Internetquelle|autor=Maya Gebeily|url=https://www.reuters.com/world/middle-east/lebanese-farmers-dig-answers-israels-white-phosphorus-use-2024-07-03/|titel=Lebanese farmers dig for answers on Israel's white phosphorus use|hrsg=Reuters|datum=2024-06-05|sprache=en|abruf=2024-12-17}}</ref>

Bis in die 1980er-Jahre wurde mit weißem Phosphor auch in Schulen experimentiert, was aus gesundheitlichen Gründen verboten wurde. Nun darf nur noch roter Phosphor in Experimenten eingesetzt werden. <!-- Quelle? -->

Das radioaktive Phosphorisotop <sup>32</sup>P wird in Medizin und Forschung als [[Tracer (Nuklearmedizin)|Tracer]] benutzt, um Stoffwechselprozesse zu beobachten (beispielsweise beim [[32P-Postlabeling]]) oder Krankheiten zu behandeln, wie bei der [[nuklearmedizin]]ischen Therapie der [[Polycythaemia vera]]. Ein veraltetes Verfahren zur Diagnostik des [[Aderhautmelanom]]s war der [[Radiophosphortest]].

== Im Boden ==
Auf natürlichem Wege gelangt Phosphor einerseits über die [[Apatit]]-Verwitterung in den Boden oder aber aus zersetzten organischen Materialien. Die atmosphärische Deposition spielt bei Phosphor nur eine untergeordnete Rolle. Phosphor ist ein wichtiger [[Hauptnährelement|Kernnährstoff]].<ref>Dietmar Kunath: ''Phosphor.'' In: Claus Schaefer, Torsten Schröer (Hrsg.): ''Das große Lexikon der Aquaristik.'' 2 Bände. Eugen Ulmer, Stuttgart 2004, ISBN 3-8001-7497-9, 772.</ref> Durch [[Kunstdünger]] erhöht der Mensch den Phosphorgehalt im Boden. Als Hauptfaktoren der Verluste kann die Erosion betrachtet werden. Die direkte Auswaschung in das Grundwasser ist sehr gering und abgesehen von vernachlässigbaren Mengen von [[Phosphin]]-Gas kommt es zu keiner Ausgasung aus dem Boden. [[Phosphate]] besitzen eine sehr schlechte [[Löslichkeit]]. So führt zum Beispiel eine [[Adsorption]] an [[Eisen|Fe-]] und [[Aluminium|Al-]][[Hydroxide]] in sauren Böden zu einer Phosphatfixierung. In basischen Böden kommt es zu einer Ausfällung mit [[Calcium]].

Generell können Phosphatfraktionen im Boden auf verschiedene Art und Weise eingeteilt werden. Zwei häufig verwendete Einteilungen sind die Gliederung nach der Löslichkeit und die Gliederung nach Phosphattypen.

Einteilung von drei unterschiedlichen Phosphatfraktionen im Boden nach der Löslichkeit:
* ''In der Bodenlösung verfügbares Phosphat'' ist direkt pflanzenverfügbar. Jedoch ist diese mit 1–2&nbsp;kg/ha die kleinste Fraktion.
* ''Labiles Phosphat'' ist durch spezifische Sorption an Eisen- und Aluminium-Oxide oder an Tonminerale locker gebunden. 450–900&nbsp;kg/ha können so im Boden vorliegen. Durch Resorption kann aus dieser Fraktion pflanzenverfügbares Phosphat gebildet werden.
* ''Stabiles Phosphat'' hat praktisch keine Bedeutung für die Pflanzenernährung, obwohl es mit 3000–6000&nbsp;kg/ha die größte der drei Fraktionen ist. Als wichtigste Vertreter seien hier Apatite und Calciumphosphate genannt.
Diese Fraktionen stehen zueinander in einem dynamischen Gleichgewicht und können über teilweise sehr lange Zeiträume ineinander übergehen.

Einteilung von drei unterschiedlichen Phosphatfraktionen im Boden nach den Phosphattypen:
* ''Anorganisches Phosphat'' ist jener Anteil, der in primären Phosphormineralien (z.&nbsp;B.: [[Apatit]]), in sekundären Phosphormineralien ([[Eisen|Fe-]], [[Aluminium|Al-]] oder [[Calcium|Ca-Mineralien]]) oder [[Adsorption|adsorbiert]] an [[Eisen|Fe-]] und [[Aluminium|Al-]][[Hydroxide]]n vorliegt.
* ''Gelöstes Phosphat'' ist jener Anteil, der in gelöster Form in der Bodenlösung als H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>−</sup> oder als HPO<sub>4</sub><sup>2−</sup> vorliegt. Gelöstes Phosphat ist direkt pflanzenverfügbar.
* ''Organisches Phosphat'' ist ein Sammelbegriff für alle weiteren organischen Verbindungen, die im Boden vorliegen. Dies schließt Phosphor im Humus, an organische Moleküle adsorbierten Phosphor<!-- wie? elementar?? -->, mikrobiellen Phosphor und Phosphor in Pflanzenrückständen mit ein.

Der Zeitpunkt, zu dem die maximale globale Phosphatproduktion erreicht wird, wird als [[Peak Phosphor]] bezeichnet.

== Biologische Bedeutung ==
=== Physiologie ===
Phosphor ist für alle biologischen Organismen essenziell. Phosphorverbindungen sind Bestandteil der [[Desoxyribonukleinsäure|DNA]]- und [[Ribonukleinsäure|RNA]]-Moleküle, der Trägersubstanz der Erbinformationen aller Lebewesen. Die stark phosphorhaltige Verbindung [[Adenosintriphosphat]] spielt die entscheidende Rolle beim Energiestoffwechsel (aktivierte Zucker) der Zellen. Phosphor ist außerdem in Zuckerphosphaten, [[Phospholipide]]n und [[Coenzyme]]n enthalten. Die [[Phosphorylierung]] ist einer der wichtigsten Regulationsmechanismen in Organismen. Phosphate sind auch ein elementarer Bestandteil des [[Puffer (Chemie)|pH-Puffersystems]] im [[Blut]].

Die Trockenmasse von terrestrischen Pflanzen enthält 0,15 % bis 0,50 % Phosphor,<ref>Emanuel Epstein: ''The Anomaly of Silicon in Plant Biology.'' In: ''[[Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America]]'' 91, 1994, S.&nbsp;11; [[doi:10.1073/pnas.91.1.11]].</ref> die von Säugetieren wie Menschen ca. 4 %. Die Gerüstsubstanz von [[Knochen]] und [[Zahn|Zähnen]] besteht hauptsächlich aus [[Hydroxylapatit]] (Ca<sub>5</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>OH). Der Körper eines Menschen von 70&nbsp;kg Gewicht enthält etwa 700 Gramm Phosphor, wovon 600&nbsp;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. Die Phosphatverfügbarkeit wirkt für Pflanzen vielfach als limitierender Wachstumsfaktor, weswegen in der Landwirtschaft große Mengen phosphathaltigen Düngers ausgebracht werden müssen.<ref>Lincoln Taiz, Eduardo Zeiger: ''Physiologie der Pflanzen.'' Spektrum, Akad. Verlag, Heidelberg/Berlin 1998, ISBN 3-8274-0537-8.</ref>

Weißer Phosphor und Phosphorverbindungen wie [[Monophosphan|Phosphan]] sowie zahlreiche [[Phosphorsäureester]] sind sehr giftig.

=== Pflanzen ===
In Pflanzen erfüllt Phosphor verschiedene essenzielle Funktionen. Er ist Bestandteil von [[Lipide]]n und somit Strukturelement. In der DNA und RNA ist er die Brücke zwischen zwei [[Ribose]]n. Kovalent an [[Adenosin]] gebunden dient er als universelle Form des Energietransfers in Zellen. Des Weiteren hat Phosphor Einfluss auf den Kohlenhydrathaushalt, die [[Photosynthese]] und den Wasserhaushalt von Pflanzen.

Um den im Boden vorkommenden Phosphor für den Stoffwechsel verfügbar zu machen, müssen Pflanzen organisch oder anorganisch gebundenen Phosphor freisetzen, den sie als H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>−</sup> aufnehmen können. Dasselbe gilt für Mikroorganismen und Pilze, die im Boden leben. Viele Mikroorganismen, Pilze und Pflanzen geben Enzyme in den Boden ab, die die organischen Phosphorsäureester [[Hydrolyse|hydrolysieren]] und somit anorganisches Phosphat freisetzen, welches von den Organismen aufgenommen und metabolisiert werden kann. Diese Enzyme heißen [[Phosphatasen]]. Man unterscheidet je nach optimalem pH-Bereich der Phosphatase zwischen sauren (pH 4–5) und basischen Phosphatasen. Nimmt die Pflanze mehr Phosphat auf als sie in Lipiden, Nucleinsäuren und an Adenosin gebunden gebrauchen kann, speichert sie den Überschuss als organisch gebundene Form in den [[Vakuole]]n. Phosphatasen helfen auch an dieser Stelle, das Phosphat wieder in die anorganische freie Form zu überführen.

Leiden Pflanzen unter Phosphatmangel, zeigen sie verschiedene Symptome. Die Blattflächen sind verkleinert und der Habitus ist insgesamt reduziert; es kann zu einer Anthocyan-Verfärbung kommen, Nekrosen können sich entwickeln. Durch die Akkumulation von Stärke in den Chloroplasten kommt es zur „Starrtracht“, eine starre Haltung der Blätter. Die Entwicklung von Blüten, Samen und Früchten ist reduziert bzw. verzögert. Da die Chlorophyllsynthese durch Phosphatmangel nicht so stark reduziert wird, wie im Verhältnis die Blattfläche abnimmt, kommt es zu einer Hyperchlorophyllierung in den Blättern, was sich durch eine tiefgrüne Färbung ausdrückt.

Da in der [[Rhizosphäre]], gerade im Bereich von ein bis zwei Millimeter um die Wurzel herum, die Phosphatkonzentration stark reduziert ist, reagieren manche Pflanzen auf Phosphatmangel mit einem verstärkten Wurzelwachstum.<ref>K. Mengel: ''Ernährung und Stoffwechsel der Pflanze.'' Gustav Fischer Verlag, Jena 1991, S.&nbsp;324–334.</ref>

=== Ökologie ===
[[Datei:Phosphorkreislauf.jpg|mini|alternativtext=Natürlicher Phosphorkreislauf zwischen Boden, Lebewesen, Wasser und Gesteinsbildung, sowie Eingriffe durch den Menschen, z.&nbsp;B. durch Landwirtschaft, Phosphatabbau oder -recycling|Vereinfachte Darstellung des natürlichen Phosphorkreislaufs und menschlicher Eingriffe]]
Der Phosphorkreislauf oder Phosphorzyklus ist die stetige Wanderung und biogeochemische Umsetzung des Bioelementes Phosphor in Gewässern, in Böden und in Biomasse.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.riffreporter.de/de/umwelt/phosphor-kreislauf-recycling |titel=Der Phosphorkreislauf – und wo er zur Sackgasse wird |datum=2021-02-10 |abruf=2021-11-04}}</ref>

{{Hauptartikel|Phosphorkreislauf}}

Wegen der ökologisch zentralen Bedeutung des Phosphats spielt auch die quantitative Phosphoranalytik eine wichtige Rolle in der Praxis der chemischen Gewässer- und Bodenüberwachung, etwa bei der Feststellung von Phosophatverunreinigung (erhöhte Phosphatkonzentration) von Gewässern durch überdüngte landwirtschaftliche Flächen in der Umgebung.

== Nachweis ==
=== Spektroskopisch ===
Die Methode der Wahl für den Nachweis von Phosphorverbindungen ist die <sup>31</sup>P-[[Kernspinresonanzspektroskopie|NMR]]-Spektroskopie. <sup>31</sup>P ist das einzige natürlich vorkommende Phosphor-[[Isotop]] und hat eine [[Kernspin]]-Quantenzahl von {{Bruch|2}}. Im Vergleich zum Wasserstoff beträgt die relative Empfindlichkeit nur 6,6 %. Der Resonanzbereich beträgt ca. 700&nbsp;ppm (P<sub>4</sub> hat beispielsweise eine Verschiebung von −520&nbsp;ppm). Als Standard kann 85%ige Phosphorsäure verwendet werden. Da Phosphor ein Spin-{{Bruch|2}}-Kern ist, sind die Spektren sehr gut auszuwerten. Wenn zusätzlich der Wasserstoff entkoppelt wird, resultiert meist ein scharfes Signal. Die Phosphorverschiebung ist stark abhängig von seinen Bindungspartner, er ist also sehr gut für die Identifikation von bekannten Verbindungen geeignet. Bei unbekannten Verbindungen ist die Aussagekraft oft beschränkt, weil einem Spektrenbereich nur selten eine Verbindungsklasse exklusiv zuzuordnen ist.

{| class="wikitable"
|+ Eine grobe Einteilung
|- class="hintergrundfarbe6"
! Derivate mit
! Chemische Verschiebung (δ in ppm)
|-
| 3-bindigem P
| −180 bis +200
|-
| 4-bindigem P
| −120 bis +130
|-
| 5-bindigem P
| −100 bis −20
|-
| 6-bindigem P
| −220 bis −130
|}

=== Nasschemisch ===
Die quantitative und qualitative Bestimmung von Phosphor erfolgt über das [[Phosphate|Phosphat]] (''genauer'' Orthophosphat PO<sub>4</sub><sup>3−</sup>). Gebundener Phosphor wird hierzu gegebenenfalls durch [[Oxidation|oxidierenden]] [[Aufschluss (Chemie)|Aufschluss]] in Phosphat überführt.

=== Qualitativer Nachweis ===
[[Datei:Phosphatnachweis.jpg|mini|Reaktion von Ammoniummolybdat mit Phosphationen in salpetersaurer Lösung, rechts Bildung von Molybdänblau nach Zugabe von Ascorbinsäure.]]
Bei der [[Nachweisreaktion]] mit [[Natriummolybdat]] erh��lt man in [[Säuren|saurer]] [[Lösung (Chemie)|Lösung]] eine gelbe Lösung von [[Natriummolybdophosphat]], der Lösung wird ein Farbreagens aus gelöster [[Ascorbinsäure]] hinzugegeben und im Wasserbad erhitzt. Daraus ergibt sich [[Molybdänblau]], welches quantitativ, fotometrisch bestimmt werden kann.

Bei der [[Nachweisreaktion]] mit [[Ammoniumheptamolybdat]] erhält man in saurer Lösung einen gelben Niederschlag von [[Ammoniummolybdophosphat]]. Unter Berücksichtigung, dass das Heptamolybdat in wässriger Lösung ein Gleichgewicht eingeht:

:<chem>Mo7O24^6- + 12 H2O <=> 7MoO4^2- + 8 H3O+</chem>

ergibt sich folgende Reaktionsgleichung:

:<chem>PO4^3- + 12MoO4^2- + 24H3O+ + 3NH4+ <=> (NH4)3[P(Mo3O10)4] + 36 H2O </chem>

In alkalischer [[Ammoniak]]lösung fällt Phosphat bei Anwesenheit von [[Magnesium]]-[[Ion]]en als [[Ammoniummagnesiumphosphat|Magnesiumammoniumphosphat]] aus:

:<chem>PO4^3- {}_{(aq)} + Mg^2+ {}_{(aq)} + NH4+{}_{(aq)} + OH- {}_{(aq)} -> MgNH4PO4 v {}_{(s)} + OH- {}_{(aq)}

</chem>

Der Nachweis ist auch in Form von [[Zirconium(IV)-hydrogenphosphat|Zirconiumhydrogenphosphat]] durchführbar:

:<math>\mathrm{2 \ H_3PO_4 + ZrOCl_2 \longrightarrow Zr(HPO_4)_2 \cdot H_2O + 2 \ HCl}</math>

Nicht korrekt ist, wie in vielen Lehrbüchern angegeben, die Form Zr<sub>3</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>4</sub>, in wässrigen Lösungen bildet sich diese Verbindung nicht!

Historisch ist die [[Mitscherlich-Probe]] zum Nachweis von weißem Phosphor interessant, die allem voran bei vermuteten Phosphorvergiftungen eingesetzt wurde. Hierbei wird der Mageninhalt mit Wasser erhitzt, wobei der weiße Phosphor, der mit dem Wasserdampf flüchtig ist, anschließend kondensiert und bei Berührung mit Luftsauerstoff durch ein Leuchten ([[Chemilumineszenz]]) in Erscheinung tritt.

Bei Strukturuntersuchungen von Verbindungen, in denen Phosphor enthalten ist, eignet sich die <sup>31</sup>P-[[Kernspinresonanzspektroskopie]].

=== Quantitativer Nachweis ===
==== Gravimetrie ====
Für eine [[Gravimetrie (Chemie)|gravimetrische]] Bestimmung kann aus Phosphat und [[Molybdat]]ionen in stark [[Salzsäure|salzsaurer]] Lösung ein gelbes Molybdophosphation gebildet werden:

:<chem>H2PO4- + 12[MoO2Cl3(H2O)] + 26 H2O -> [P(Mo3O10)4]^3- + 26 H3O+ + 36Cl-</chem>

Mit [[8-Hydroxychinolin]] (''kurz'' HOx oder Oxin genannt) bildet sich ein schwer löslicher Niederschlag von Oxin-12-molybdo-1-phosphat, der anschließend bei 160&nbsp;°C getrocknet und in wasserfreier Form gewogen wird.

:<chem>[P(Mo3O10)4]^3- + 3HOx + 3H3O+ -> (H2Ox)3[P(Mo3O10)4] + 3H2O</chem>

* Fällungsform:
:<math>\mathrm{(H_2Ox)_3[P(Mo_3O_{10})_4] \cdot x \ H_2O}</math>

* Wägeform:
:<math>\mathrm{(H_2Ox)_3[P(Mo_3O_{10})_4]}</math> (Farbe: dunkelorange)

Der grobkristalline Niederschlag enthält nur 1,37 % Phosphor. Somit sind vor allem kleinere Phosphatmengen gut bestimmbar (siehe [[Mikromol-Verfahren]]).

==== Volumetrie ====
[[Titration|Volumetrische]] Phosphatbestimmungen werden durch Fällung mit [[Lanthan|La<sup>3+</sup>]] oder mit [[Bismut|Bi<sup>3+</sup>]]-[[Maßlösung]]en und anschließender [[Rücktitration]] mit [[Ethylendiamintetraessigsäure|EDTA]] durchgeführt.

==== Colorimetrie/Photometrie ====
Für die Bestimmung geringer Konzentrationen an Phosphat in Süßwasserproben wird ein tiefblauer Antimon-Phosphormolybdat-Komplex gebildet, der seine intensive Färbung erst durch ein Reduktionsmittel, meist [[Ascorbinsäure]], erhält. Damit sind empfindliche Nachweise bis in den Bereich von ca. 0,6&nbsp;mg PO<sub>4</sub> /l (ca. 0,2&nbsp;mg P/l) möglich.

Das Verfahren ist in [[Europäische Norm|EN]] [[Internationale Organisation für Normung|ISO]] 6878 (früher EN 1189 bzw. [[DIN-Norm|DIN]] 38405 D11) genormt.

== Sicherheitshinweise ==
=== Weißer Phosphor ===
Weißer Phosphor kann sich an der Luft entzünden, wenn er fein verteilt vorliegt. Die Selbstentzündungstemperatur liegt bei rund 34&nbsp;°C, also relativ nahe bei Raumtemperatur. Die Reaktion zu [[Phosphorpentoxid]] ist stark [[Exotherme Reaktion|exotherm]]. Mit Wasser und Alkalihydroxiden können giftige [[Phosphane]] entstehen. Starke [[Oxidationsmittel]] reagieren meist explosionsartig.

Die Entsorgung phosphorhaltiger Munition nach dem Zweiten Weltkrieg in flachen Ostseeabschnitten führt immer wieder zu schweren Verletzungen und Todesfällen. Die bernsteinfarbenen Phosphorklumpen werden angespült und gefährden damit vor allem Fischer oder Touristen. Statistiken zufolge starben nach dem Zweiten Weltkrieg 168 Menschen durch Munitionsreste in der Ostsee, 250 Menschen wurden zum Teil schwer verletzt.<ref>{{Webarchiv |url=http://www.sueddeutsche.de/wissen/artikel/776/151397/ |text=''Munitionsreste: Granaten in der Ostsee.'' |wayback=20080314064608}} auf: ''sueddeutsche.de'', 9. Januar 2008.</ref><ref>[https://www.sueddeutsche.de/wissen/munitionsreste-in-der-ostsee-die-behoerden-zeigen-kein-interesse-1.259437 ''Munitionsreste in der Ostsee. „Die Behörden zeigen kein Interesse“.''] auf: ''sueddeutsche.de'', 8. Januar 2008.</ref> Mittlerweile gehen Experten sogar davon aus, dass die Zahlen deutlich höher liegen.<ref>Stefan Nehring: [https://travemuende-aktuell.de/artikel/20670-Munitions-Unfaelle-und-kein-Ende.html ''Munitions-Unfälle – und kein Ende.''] auf: ''travemuende-aktuell.de'', 2015.</ref>

Akute Vergiftungen mit weißem Phosphor ('''Phosphorvergiftungen''') äußern sich durch gastrointestinale Störungen, Leberschädigung mit schweren Stoffwechselstörungen sowie Schädigung von Herz und Nieren. Chronische Vergiftungen führen auch in geringen Mengen zu Störung des Allgemeinbefindens und Schädigung von Blut und der Knochen ([[Knochennekrose]]), besonders am Kiefer.

Dosen ab 15&nbsp;mg weißem Phosphor können schwere toxische Wirkungen auslösen. Mengen ab 50&nbsp;mg (~1&nbsp;mg/kg Körpergewicht) können bereits [[Letalität|letal]] wirken.<ref name="GESTIS-weiß" />

Schulversuche mit weißem Phosphor, wie zum Beispiel der [[Phosphorglockenversuch]], sind nach neueren Regelungen nicht zulässig, weißer Phosphor darf aufgrund seiner Gefährlichkeit an Schulen nicht gelagert werden.<ref>DGUV.de: [https://publikationen.dguv.de/dguv/pdf/10002/sr-2003.pdf BGR/GUV-SR 2003 Unterricht in Schulen mit gefährlichen Stoffen] (Online-Fassung; PDF-Datei; 9,52&nbsp;MB), S.&nbsp;24, abgerufen am 25. April 2011.</ref>

=== Andere Modifikationen ===
Die anderen bekannten Modifikationen von Phosphor sind wegen ihrer Wasserunlöslichkeit und geringeren Reaktivität in reiner Form ungiftig. Auch entzünden sie sich erst bei höherer Temperatur (roter Phosphor erst bei 260&nbsp;°C).

== Verbindungen ==
Phosphor ist sehr reaktiv und bildet mit sehr vielen Nichtmetallen [[Kovalente Bindung|kovalente Verbindungen]]. Dabei kommt er in allen [[Oxidationszahl|Oxidationsstufen]] zwischen −3 und +5 und den Koordinationszahlen 1 bis 6, meist 3 bis 4, vor. Die Oxidationszahlen −3 und +5 sind dabei bevorzugt.

=== Wasserstoffverbindungen ===
[[Phosphane]] (die alte Bezeichnung Phosphine ist nicht mehr [[International Union of Pure and Applied Chemistry|IUPAC]]-konform, wird aber in der chemischen Literatur, vor allem in der angelsächsischen, fast ausschließlich verwendet) bezeichnen Verbindungen des dreibindigen Phosphors mit Wasserstoff oder Ersatz einer oder mehrerer Wasserstoffatome durch organische Gruppen als Bindungspartner. Die organische Gruppe muss über die Kohlenstoffatome des Grundgerüstes direkt mit dem Phosphoratom verbunden sein. Wird die organische Gruppe durch ein Sauerstoffatom an das Phosphoratom gebunden (also Einheit P-O-C, z.&nbsp;B. im P(OPh)<sub>3</sub>), spricht man von ''Phosphorigsäureestern'' oder ''[[Phosphite]]n''.

=== Oxide ===
{{Hauptartikel|Phosphoroxide}}
Mit [[Sauerstoff]] bildet Phosphor verschiedene Verbindungen der allgemeinen Formel P<sub>4</sub>O<sub>n</sub> (n=6–10, 18),<ref name="HoWi">{{Literatur |Autor=Nils Wiberg, Egon Wiberg, Arnold Frederik Hollemann |Titel=Anorganische Chemie |TitelErg=Band 1: Grundlagen und Hauptgruppenelemente |Auflage=103. |Verlag=De Gruyter |Ort=Berlin, Boston |Datum=2017 |ISBN=978-3-11-051854-2 |Seiten=783 ff.}}(abgerufen über [[Verlag Walter de Gruyter|De Gruyter]] Online)</ref> da Phosphor in mehreren Oxidationsstufen vorliegen kann. Dabei sind sowohl Phosphor-Sauerstoff-Einfachbindungen als auch Doppelbindungen sowie verbrückende Phosphor-Sauerstoff-Phosphor-Bindungen möglich.

Phosphoroxide bilden dem [[Adamantan]] ähnliche Strukturen:
* [[Phosphortrioxid]] P<sub>4</sub>O<sub>6</sub> ist eine weiße, weiche Verbindung, die sehr giftig und reaktiv ist und schnell zu Phosphorpentoxid weiterreagiert.
* [[Phosphortetroxid]] P<sub>2</sub>O<sub>4</sub> ist ein Mischoxid. Man kann es durch Oxidation von Phosphortrioxid in [[Tetrachlormethan]] gewinnen.
* [[Phosphorpentoxid]] P<sub>4</sub>O<sub>10</sub> ist das wichtigste Phosphoroxid. Es ist sehr [[Hygroskopie|hygroskopisch]] und wird als [[Trocknungsmittel]] verwendet.

Daneben existieren noch weitere Phosphoroxide, die unter Normalbedingungen nicht isolierbar sind. Von diesen ist das Phosphormonoxid PO das wohl häufigste phosphorhaltige Molekül in [[Interstellare Wolke|interstellaren Wolken]].<ref name="HoWi" />

=== Sauerstoffsäuren und Salze ===
Von diesen Oxiden können eine große Zahl von Phosphor-Sauerstoff-[[Säuren]] und ihre entsprechenden Salze mit einem oder mehreren Phosphoratomen abgeleitet werden:
{| class="wikitable"
! class="hintergrundfarbe6"| Oxidationsstufe<br />des Phosphors
! class="hintergrundfarbe6"| Strukturformel
! class="hintergrundfarbe6"| Name der Säure
! class="hintergrundfarbe6"| Name der Salze
|-
| colspan="5" style="text-align:center" class="hintergrundfarbe8" | '''Monophosphorsäuren'''
|-
| +I
| [[Datei:Phosphinsäure - Hypophosphorous acid.svg|70px|zentriert|class=skin-invert-image]]
| [[Phosphinsäure]]
| [[Phosphinate]]
|-
| rowspan="2" |+III
| [[Datei:Phosphonsäure - Phosphorous acid.svg|70px|zentriert|class=skin-invert-image]]
| [[Phosphonsäure]]
| [[Phosphonate]]
|-
| style="text-align:center"| P(OH)<sub>3</sub><!--- noch kein Bild -->
| [[Phosphorigsäure]]
| [[Phosphite]]
|-
| +V
| [[Datei:Phosphorsäure - Phosphoric acid.svg|80px|zentriert|class=skin-invert-image]]
| [[Phosphorsäure]]
| [[Phosphate]]
|-
| +V
| [[Datei:Peroxophosphorsäure - Peroxophosphoric acid.svg|110px|zentriert|class=skin-invert-image]]
| [[Peroxomonophosphorsäure]]
| [[Peroxomonophosphate]]
|-
| colspan="5" style="text-align:center" class="hintergrundfarbe8" | '''Diphosphorsäuren'''
|-
| +II
| [[Datei:Hypodiphosphonsäure - Hypodiphosphorous acid.svg|90px|zentriert|class=skin-invert-image]]
| [[Hypodiphosphonsäure]]
| [[Hypodiphosphonate]]
|-
| +III
| [[Datei:Diphosphonsäure - Diphosphorous acid.svg|110px|zentriert|class=skin-invert-image]]
| [[Diphosphonsäure]]
| Diphosphonate/[[Bisphosphonate]]
|-
| +IV
| [[Datei:Hypodiphosphorsäure - Hypodiphosphoric acid.svg|110px|zentriert|class=skin-invert-image]]
| [[Hypodiphosphorsäure]]
| [[Hypodiphosphate]]
|-
| +V
| [[Datei:Diphosphorsäure - Diphosphoric acid.svg|130px|zentriert|class=skin-invert-image]]
| [[Diphosphorsäure]]
| [[Diphosphate]]
|-
| +V
| [[Datei:Peroxodiphosphorsäure - Peroxodiphosphoric acid.svg|150px|zentriert|class=skin-invert-image]]
| [[Peroxodiphosphorsäure]]
| [[Peroxodiphosphate]]
|}
Es existieren auch [[schwefel]]haltige Derivate dieser Säuren, z.&nbsp;B. die [[Thiophosphorsäure]], deren Salze [[Thiophosphat]]e heißen.

Es gibt außerdem eine Reihe von phosphorhaltigen [[Mineral]]ien, die wichtigsten darunter sind [[Hydroxylapatit]] und [[Fluorapatit]]. Weitere Phosphormineralien findet man in der [[:Kategorie:Phosphormineral]].

=== Halogenverbindungen ===
[[Datei:Phosphorus pentachloride ampoule.jpg|mini|[[Phosphorpentachlorid]]]]
Phosphor bildet eine große Zahl von Verbindungen mit den [[Halogene]]n [[Fluor]], [[Chlor]], [[Brom]] und [[Iod]] ([[Halogenide]]). Die wichtigsten Verbindungentypen sind dabei PX<sub>3</sub>, P<sub>2</sub>X<sub>4</sub> und PX<sub>5</sub>. Die Fluorverbindungen sind gasförmig, die Chlorverbindungen meist flüssig, Brom- und Iodverbindungen fest. Viele [[Phosphorhalogenid|Phosphorhalogenverbindungen]] sind giftig. Alle Verbindungen sind [[hydrolyse]]empfindlich und müssen bei der Lagerung vor Luftfeuchtigkeit geschützt werden.

Beispiele für diese Verbindungsklasse sind [[Phosphortrichlorid]], [[Phosphorpentachlorid]], [[Phosphor(II)-fluorid|Diphosphortetrafluorid]] und [[Phosphortriiodid]]. Außerdem kennt man noch Sauerstoff- und Schwefelhalogenverbindungen des Typs POX<sub>3</sub> (z.&nbsp;B. [[Phosphoroxychlorid]]) und PSX<sub>3</sub> sowie polymere Oxidhalogenide des Typs (POX)<sub>n</sub>. Die Halogenide des Phosphors gehören zu den ersten nichtmetallischen Halogeniden, die bereits zu Beginn des 19. Jahrhunderts von Forschern wie [[Joseph Louis Gay-Lussac]], [[Humphry Davy]] und [[Pierre Louis Dulong]] untersucht wurden.

=== Weitere anorganische Verbindungen ===
Phosphor bildet mit [[Schwefel]] eine Reihe von Phosphorsulfiden, die in ihrer Struktur zum Teil den Phosphor-[[Sauerstoff]]-Verbindungen ähneln. Der Struktur liegt ein P<sub>4</sub>-Tetraeder zugrunde, die Tetraederkanten und -spitzen sind unterschiedlich mit Schwefelatomen besetzt. Sie haben die allgemeine Formel P<sub>4</sub>S<sub>x</sub> (x = 3–10). Hergestellt werden sie durch Erhitzen von rotem Phosphor und Schwefel in den entsprechenden Mengenverhältnissen. [[Phosphor(V)-sulfid|Phosphorpentasulfid]] (P<sub>4</sub>S<sub>10</sub>) ist hiervon die bedeutendste Verbindung. [[Tetraphosphortrisulfid]] (P<sub>4</sub>S<sub>3</sub>) wird teilweise noch für die Zündmasse von [[Streichholz|Streichhölzern]] benutzt. Auch Verbindungen mit [[Selen]] sind bekannt.

[[Stickstoff]] bildet mit Phosphor [[Nitride]] der Zusammensetzung PN und P<sub>3</sub>N<sub>5</sub>. Phosphornitridchloride (Phosphornitrildichloride) sind im monomeren Zustand nicht bekannt. Sie haben die allgemeine Formel (PNCl<sub>2</sub>)<sub>x</sub> mit einer ring- oder kettenförmigen Struktur. Sie entstehen durch Reaktion von [[Ammoniumchlorid]] mit [[Phosphorpentachlorid]] und gehören zur Gruppe der Phosphazene, Verbindungen der allgemeinen Formel (PNH<sub>2</sub>)<sub>x</sub>. Polydichlorphosphazen hat Eigenschaften wie [[Synthesekautschuk]], ist aber unbeständig. Durch Ersatz der Chloratome mit [[Alkoxygruppe]]n oder Perfluoralkoxygruppen erhält man aber chemisch und thermisch beständige Polymere mit elastomeren Eigenschaften.

=== Organische Verbindungen ===
[[Datei:Chemische Struktur der DNA.svg|mini|Phosphor ist in der [[Desoxyribonukleinsäure|DNA]] enthalten. Die Phosphoratome sind gelb markiert.]]
Unter den organischen Phosphorverbindungen kann man unterscheiden in solche mit einer Phosphor-Kohlenstoff-Bindung und ohne Phosphor-Kohlenstoff-Bindung. Unter den ersten gehören Derivate der [[Phosphane]], bei denen Wasserstoffatome durch einen oder mehrere organische Reste ersetzt sind. Ebenso gehören in diese Gruppe Phosphinoxide (R<sub>3</sub>PO), Alkylphosphinsäuren (R<sub>2</sub>PO(OH)) und Alkylphosphonsäuren (R-PO(OH)<sub>2</sub>) bzw. deren Salze. Beispiele für die zweite Gruppe sind [[Ester]] der [[Phosphinsäure]], der [[Phosphonsäure]] oder der [[Phosphorsäure]], die man als [[Phosphite]], [[Phosphonate]] bzw. [[Phosphate]] bezeichnet. Organische Phosphorverbindungen – beispielsweise [[Triphenylphosphan]], [[Dichlor(phenyl)phosphan]] oder [[Ylide|Phosphorylide]] – spielen in vielen organischen Reaktionen, z.&nbsp;B. der [[Wittig-Reaktion]] eine wichtige Rolle.

In der Biochemie sind vor allem die [[Phosphorsäureester]] relevant. Sie sind lebenswichtiger Teil von vielen Stoffwechselprozessen und Teil der [[Desoxyribonukleinsäure|DNA]]. Wichtige Moleküle sind:
* [[Adenosindiphosphat|ADP]], [[Adenosintriphosphat|ATP]], [[Adenosinmonophosphat|AMP]]
* [[Guanosintriphosphat|GTP]], [[Guanosindiphosphat|GDP]], [[Guanosinmonophosphat|GMP]]
* [[Phospholipide]]

== Literatur ==
* Stefan Emeis/[[Kerstin Schlögl-Flierl]] (Hrsg.): ''Phosphor. Fluch und Segen eines Elements''. München 2021.
* John Emsley: ''Phosphor – ein Element auf Leben und Tod''. Weinheim 2001, ISBN 3-527-30421-5.
* Harry H. Binder: ''Lexikon der chemischen Elemente – das Periodensystem in Fakten, Zahlen und Daten''. Hirzel, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
* F. Krafft: ''Phosphor. Von der Lichtmaterie zum chemischen Element.'' In: ''[[Angewandte Chemie (Zeitschrift)|Angewandte Chemie]].'' 81&nbsp;(17/18), 1969, S.&nbsp;634–645; [[doi:10.1002/ange.19690811703]].
* Ludwig Maier: ''Phosphorverbindungen und ihre technische Bedeutung.'' In: ''[[Chemie in unserer Zeit]].'' 9. Jahrg., Nr. 4, 1975, S.&nbsp;109–116; [[doi:10.1002/ciuz.19750090403]].
* Jochen Metzger: ''Zeitbombe Phosphor. Wenn dieser Rohstoff ausgeht, droht die Apokalypse.'' In: ''[[P.M. (Zeitschrift)|P.M.-Welt des Wissens]].'' Nr. 8, 2010, S.&nbsp;58–64.
* {{Literatur| Autor=Hermann Peters| Titel=Kunckels Verdienste um die Chemie| Sammelwerk=Archiv für die Geschichte der Naturwissenschaften und der Technik| Hrsg=Karl von Buchka, Hermann Stadler, Karl Sudhoff| Band=4| Datum=1913| Seiten=179-214| Verlag=F. C. W. Vogel| Ort=Leipzig| Sprache=de| Online={{archive.org |ArchivFuerDieGeschichteDerNaturwissenschaftenVol3yr1912Vol4yr1913 |Volltext |Blatt=n675}} }}

== Weblinks ==
{{Commonscat|Phosphorus|Phosphor|audio=1|video=1}}
{{Wikibooks|Praktikum Anorganische Chemie/ Phosphor}}
{{Wiktionary}}
{{Wikisource|Der Erfinder des Phosphor}}
* [https://www.deutsche-phosphor-plattform.de/ Deutsche Phosphor-Plattform DPP e.&nbsp;V.] – Netzwerk zur Förderung der Rückgewinnung von Phosphor und zum nachhaltigen Einsatz der rückgewonnenen Produkte
* [https://www.riffreporter.de/de/magazine/phosphor Phosphorama – Ohne Phosphor kein Leben] – Artikelserie mit Hintergrund-Recherchen rund um die lebenswichtige Ressource Phosphor bei RiffReporter.de
* {{Literatur| Autor=Hermann Peters| Titel=Kunckels Verdienste um die Chemie| Sammelwerk=Archiv für die Geschichte der Naturwissenschaften und der Technik| Hrsg=Karl von Buchka, Hermann Stadler, Karl Sudhoff| Band=4| Datum=1913| Seiten=179-214| Verlag=F. C. W. Vogel| Ort=Leipzig| Sprache=de| Online=[https://archive.org/details/ArchivFuerDieGeschichteDerNaturwissenschaftenVol3yr1912Vol4yr1913/page/n675/mode/2up Volltext]}}

== Einzelnachweise ==
<references responsive />

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{{Lesenswert|21. März 2007|29480298}}

{{Normdaten|TYP=s|GND=4045855-6|LCCN=sh85101119|NDL=00569477}}

[[Kategorie:Chemische Waffe]]
[[Kategorie:Phosphor| ]]

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