Fosfor

Fosfor
[Ne] 3s23p3 31 P 15
↓ Periodická tabulka ↓
bílý, červený (prášek), červený (kusový) a fialový fosfor
Obecné
Název,značka,číslo	Fosfor, P, 15
Cizojazyčné názvy	lat.phosphorus
Skupina,perioda,blok	15. skupina,3. perioda,blok p
Chemická skupina	Nekovy
Koncentracevzemské kůře	1 050 až 1 200 ppm
Koncentracevmořské vodě	0,07 mg/l
Vzhled	Bílý, červený, černý prášek
Identifikace
Registrační číslo CAS	(červený) 12185-10-3 (bílý)&Units=SI 7723-14-0 (červený) 12185-10-3 (bílý)
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost	30,973
Atomový poloměr	100 pm
Kovalentní poloměr	106 pm
Van der Waalsův poloměr	180 pm
Elektronová konfigurace	[Ne] 3s23p3
Oxidační čísla	−III, −II, I, II, III, IV, V
Elektronegativita(Paulingova stupnice)	2,19
Ionizační energie
První	1011,8 KJ/mol
Druhá	1907 KJ/mol
Třetí	2914,1 KJ/mol
Látkové vlastnosti
Krystalografická soustava	Krychlová
Molární objem	17,02×10−6m3/mol
Mechanické vlastnosti
Hustota	1,823 g/cm3(bílý) 2,34 g/cm3(červený) 2,69 g/cm3(černý)
Skupenství	Pevné
Tlak syté páry	100 Pa při 342K
Termické vlastnosti
Tepelná vodivost	0,236 W⋅m−1⋅K−1
Termodynamické vlastnosti
Teplota tání	44,15°C(317,3K)
Teplota varu	276,85°C(550K)
Skupenské teplo tání	0,66 KJ/mol
Skupenské teplo varu	12,4 KJ/mol
Měrná tepelná kapacita	685,6 Jkg−1K−1
Elektromagnetické vlastnosti
Elektrická vodivost	10−9S/m
Magnetickéchování	Diamagnetický
Bezpečnost
GHS02 GHS05 GHS06 GHS09 Nebezpečí
R-věty	Červený:R11,R16,R52/53 Bílý:R17,R26/28,R35,R50
S-věty	Červený:S2,S7,S43,S61 Bílý:S1/2,S5,S26,S38,S45,S61
Izotopy
I V (%) S T1/2 Z E (MeV) P 31P 100% jestabilnís 16neutrony 32P umělý 14,28 dne β− 1,709 32S 33P umělý 25,3 dní β− 0,249 33S
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotkySIaSTP(25 °C, 100 kPa).
N ⋏ Křemík≺ P ≻Síra ⋎ As

Fosfor(chemická značkaP,latinskyphosphorus;navrhovaný český názevkostíkse neujal) jenekovovýchemický prvek,který má zároveň důležitou roli i ve stavběživých organismů.Poměrně hojně se vyskytuje v anorganických sloučeninách (skupinaapatitu/fosfáty) vzemské kůře.Dále se vyskytuje v podoběfosforitů–usazených horninbiogenníhopůvodu.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti

Fosfor jenekovovýprvek, vyskytující se v přírodě pouze ve formě sloučenin. V nich se běžně setkáváme s fosforem v mocenství P⁵⁺,ale existují sloučeniny, v nichž se fosfor vyskytuje v mocenství P³⁻(fosfidy) a P³⁺(fosforitany), ale i v dalších, např. P⁴⁺.

K roku 2012 bylo popsáno 12alotropníchmodifikací fosforu, mezi které patří např. bílý, červený, fialový nebo černý fosfor.

• 
  Bílý fosfor
• 
  Červený fosfor
• 
  Fialový fosfor
• 
  Černý fosfor

Bílý fosfor (CAS12185-10-3)

Bílý fosfor je tvořen z molekul P₄,které jsou příčinou jeho vysokéreaktivity.Je to měkká látka nažloutlébarvy(někdy se proto označuje jako žlutý fosfor), kterou lze krájet nožem; je značnějedovatýa na vzduchu samovznětlivý. Ve tmě jehopárysvětélkují, protože dochází k jejichoxidacivzdušnýmkyslíkem,při které vydávajísvětlo.Tento jev se nazýváchemiluminiscence,tzn.luminiscencevyvolaná chemickou reakcí. Je to právěfosforescencebílého fosforu, po které byl tento jev nazván. Pro dlouhodobější uchovávání musí být ponořen vevodě,která brání jeho samovolnému vzplanutí. Je nerozpustný vevodě,ale dobře se rozpouští vsirouhlíkuCS₂.Bílý fosfor je velmi reaktivní látka, která se již za pokojovéteplotyslučuje s mnohaprvkya látkami. V teplémroztokuhydroxidu draselnéhoKOH se rozpouští za vznikufosfornanu draselnéhoKH₂PO₂afosfanuPH₃.Kovy, které se snadno redukují (především ušlechtilé kovy), vylučuje fosfor z jejichsloučenina zčásti s nimi tvořífosfidy,které jsou rovněž jedovaté.

Červený fosfor (CAS7723-14-0)

Červený fosfor vzniká zahřátím bílého fosforu v inertním prostředí na 250 °C v uzavřené nádobě. Tato přeměna probíhá i za normálních podmínek působením světla, ale velmi pomalu. Červený fosfor nesvětélkuje, je na vzduchu neomezeně stálý, není rozpustný v polárních ani nepolárních rozpouštědlech (není rozpustný ve vodě ani vsirouhlíku), má teplotu tání 597 °C, není jedovatý a s většinou prvků se slučuje až při vyšších teplotách. Reaktivnější než červený fosfor je světle červený fosfor, který je jemně rozptýlenou formou červeného fosforu. Tento fosfor vzniká varem bílého fosforu sbromidem fosforitým,rozpouští se v roztocíchhydroxidůa vytěsňuje některé kovy z roztoků jejich sloučenin.

Červený fosfor má polymerní strukturu a vyskytuje se ve čtyřech modifikacích (např. fialový fosfor). Fialový fosfor má hustotu o něco vyšší než čistý červený fosfor a připravuje se krystalizací z roztavenéhoolova.Při zahřívání se mění v bílý fosfor.

Fialový fosfor

Fialový fosfor vzniká dlouhodobým zahříváním červeného fosforu na teplotu 550 °C. Bývá označován jako Hittorfův fosfor, podle svého objeviteleJohanna Wilhelma Hittorfa,který jej poprvé připravil roku1865.Jeho struktura je tvořena řetězci fosforu, které jsou propojeny mezi sebou a tvoří roviny.

Černý fosfor

Černý fosfor je velmi stálý a svými fyzikálními vlastnostmi připomíná spíšekovy.Mákovovýlesk, je tepelně i elektricky dobře vodivý a má vrstvenoupolymernístrukturu. Svými chemickými vlastnosti se velmi podobá červenému fosforu, ale na vlhkémvzduchuse oxiduje rychleji. Vzniká zahříváním červeného fosforu pod tlakem za teploty přes 400 °C nebo zahříváním bílého fosforu za teploty 200 °C a tlaku 12 000 atmosfér nebo pohodlněji zahříváním bílého fosforu za teploty 380 °C a přítomnosti jemně rozptýlené kovovértuti.Ze všech modifikací je černý fosfor do teploty 550 °C termodynamicky nejstabilnější.

Modrý fosfor

Modrý fosfor je modifikací tvořenou mírně zvlněnou monovrstvou s šestiúhelníkovou mříží. Jedná se opolovodič,na rozdíl od černého fosforu má ale mnohem větší šířku pásma – 2elektronvolty,tedy asi 7krát víc než fosfor černý.Existenci modrého fosforu předpověděli v roce 2014 na Michigan State University; tuto formu však analyticky potvrdili až v r. 2018 na Hemholtzově centru vBerlíně.Byl přitom poprvé připraven již v r. 2016 napařením na zlatý substrát.

Historický vývoj

Historicky byl fosfor poprvé izolován německým alchymistouHeningem Brandemv roce1669,který se snažil, jako všichni alchymisté, najít kámen mudrců. Nechal několik dní rozkládat lidskoumoč,pak ji zahustil a nakonec destiloval při vysokých teplotách. Páry nechal zkondenzovat pod vodou a získal tak voskovitou látku, která ve tmě světélkovala. Brand se při pojmenování látky inspirovalřeckou mytologií,ve které jeFósforos(starořeckyΦωσφόρος) bohem spojeným s jitřníVenuší.Samo jméno je vytvořeno ze slovφῶς(fós) –světloaφέρω(feró) –nosit,a znamená tedysvětlonoš.Konkrétně se jednalo o fosfor bílý.Robert Boyletento způsob v roce1680zdokonalil a v následujících letech připraviloxid fosforečnýakyselinu fosforečnou.Zachemický prvekho prohlásil teprveAntoine Lavoisier.

Výskyt v přírodě

V přírodě se setkáme pouze se sloučeninami fosforu (ojedinělý a pochybný nálezminerálufosforu je uváděn zmeteoritunalezeném v Townshipské salině v Kansasu v USA). V zemské kůře se fosfor vyskytuje poměrně hojně, je celkově 11. prvkem v pořadí výskytu a jeho koncentrace se průměrně odhaduje na 1–1,2 g/kg. V mořské vodě je jeho koncentrace velmi nízká, pouze 0,07mg/l,ve vesmíru připadá na jeden atom fosforu pouze přibližně 3 000 000 atomůvodíku.

Nejdůležitějším minerálem s obsahem fosforu je směsný fosforečnan vápenatý –apatit,jehož složení lze vyjádřit jako: Ca₅(PO₄)₃X (X = OH, F, Cl). Apatit slouží jako základní surovina pro výrobu fosforu a především jeho sloučenin. Hlavní oblasti těžby leží vRusku(poloostrov Kola),Marokua vUSA.

Dalšími minerály s obsahem fosforu jsou např.fosforitCa₃(PO₄)₂,fluoroapatitCa₅(PO₄)₃F a méně významnéwavellit3Al₂O₃·2P₂O₅·12H₂O avivianitFe₃(PO₄)₂·8H₂O.

Dále se fosfor vyskytuje ve všech živých organizmech na Zemi, je především uložen v kostech a zubech, ale je složkou důležitých organických molekul jakoDNAaRNA,energetických přenašečů (ADP,ATP) a vbuněčné membráně(fosfolipidech).

Rostlinami je přijímán, stejně jako ostatní minerální látky, z vody, a to ve formě fosfátovéhoaniontuH₂PO₄⁻.V rostlině seneredukuje.Vzhledem ke svému zápornému náboji (uvnitřbuňkyje záporný náboj) a vysoké intrabuněčné koncentraci je jeho příjem energeticky velmi náročný, přijímá se neustále vysokoafinními transportéry. Při příjmu pomáhámykorhiza.V rostlině se vyskytuje volný (jako fosfátový aniont) i vázaný. Volný může být skladován vevakuole.

Výroba

Základem průmyslové výroby elementárního fosforu je redukce fosforečnanů koksem (uhlíkem) za přítomnosti křemenného písku podle rovnice:

Ca₃(PO₄)₂+ 3 SiO₂→ 3 CaSiO₃+ P₂O₅

P₂O₅+ 5 C → 5 CO + 2 P

Souhrnně

2 Ca₃(PO₄)₂+ 6 SiO₂+ 10 C → P₄+ 6 CaSiO₃+ 10 CO

Fosfor za vysoké teploty (okolo 1300 °C) v tavenině těká jako molekula P₄a je zachycován po kondenzaci ve vodě jako bílý fosfor. Při zahřívání bílého fosforu v inertní atmosféře přechází do modifikace červeného fosforu, která má vrstevnatou strukturu P_n.

Dnes již téměř nepoužívaná metoda výroby je Pelletierova metoda. Při ní sefosforečnan vápenatýpřevádí v prostředí mírně koncentrovanékyseliny sírovénadihydrogenfosforečnan vápenatý.V druhém kroku je odstraněnasádraadihydrogenfosforečnan vápenatýje redukovánkoksempři teplotě 1000 °C v šamotových pecích.

Ca₃(PO₄)₂+ 2 H₂SO₄+ 4 H₂O → 2 CaSO₄.2 H₂O + Ca(H₂PO₄)₂

3 Ca(H₂PO₄)₂+ 10 C → Ca₃(PO₄)₂+ 10 CO + 4 P + 6 H₂O

Použití

Vlastnosti a použití fosforu je silně závislé naalotropní formě,ve které se fosfor právě vyskytuje.

Bílý fosfor

• Toxických vlastností bílého fosforu se dodnes využívá při výrobějedovatýchnástrah na krysy a jiné hlodavce.
• Bílý fosfor se také využívá k výrobě farmaceutických preparátů.
• Schopnost samovznícení bílého fosforu při styku se vzduchem se v polovině minulého století využívalo k výrobě samozápalných leteckých pum a dělostřeleckých granátů. Zákeřnost těchto zbraní spočívala v tom, že hořící fosfor způsobuje mimořádně těžké a špatně hojitelné popáleniny. Je velmi obtížné jej uhasit (jediný spolehlivý způsob je zamezení přístupu kyslíku ponořením do vody – poté je nutno fosfor na tkáni odstranit).
• Do počátku 20. století se používal k výrobězápalek,později byl z důvodu toxicity zakázán(zneužíván k sebevraždám) a nahradil jej bezpečnější červený fosfor (protobezpečnostnízápalky).

Bílý fosfor jako zbraň

Palestinský chlapecpopálenýizraelskoufosforovou municí,Pásmo Gazy,2009

Bílý fosfor se dá také použít jakonekonvenční zbraň(někdy je dokonce klasifikován jakochemická zbraňhromadného ničení).

I přes svoji vysokou toxicitu se ve vojenství využívá zejména kvůli své vysoké zápalnosti (zápalné granáty, bomby – pozn.: vysoká tekutost/nízká viskozita hořícího fosforu), nikoli jako chemická zbraň. Dále slouží k osvícení bojiště (světlice), označení cílů nebo naopak k zahalení bojiště kouřem (dýmovégranáty).

Ženevská úmluva z roku 1980 použití munice s obsahem bílého fosforu v oblastech obydlených civilisty přísně zakazuje.

„Úmluva o zákazu či omezení užití některých konvenčních zbraní, které mohou způsobovat nadměrné útrapy nebo mít nerozlišující účinek z r. 1980 – Tato úmluva ve svých pěti protokolech (z let 1980–2005)… omezuje užití zápalných zbraní… “.

Hrozba (i jen jednostranně vnímaná) použití proti živé síle nepřítele má též psychologický rozměr – podlomení bojové morálky.

Obviňování z použití bílého fosforu často bývá i nezúčastněnými nestátními i státními aktéry, viz

Historie použití fosforu jako zbraně

Pravděpodobně poprvé byl použitbratrstvem feniánův19. století,známy jsou případy jeho použití v první a druhé světové válce, Korejské válce a válce ve Vietnamu, válce v Čečně. V roce 1988 Saddám Husajn užil bílého fosforu při plynovém útoku v Halabja. V nedávné minulosti použili Američané bílý fosfor jak v Iráku proti sunnitským povstalcům bitvě oFallúdžu(2004),tak v Afghánistánu (2009).Bílý fosfor byl též použit Izraelem voperaci Lité olovo(2008).Podle tvrzení některých svědků použili bílý fosfor Rusové běhemobčanské války v Sýrii(2015).

Kontroverze

Použití bílého fosforu ve válce je obvykle vnímáno jako kontroverzní záležitost a to zejména v hustě obydlených oblastech s civilním obyvatelstvem. Existuje více dokumentů upravujících použití bílého fosforu v boji, ale ne všechny jsou závazné pro všechny státy. Situaci komplikuje i více způsobů užití. Různé možnosti použití vedou často k tomu, že obě bojující strany a jejich sympatizanti jednotlivé případy nasazení bílého fosforu interpretují zcela rozdílným způsobem.

Účinky bílého fosforu na lidský organismus

Bílý fosfor může být použit jako součást „fosforové “bomby, kdy efektem na lidský organismus jsou velmi vážné, velmi často smrtelné, popáleniny; toxické účinky má i ve forměaerosolunebo hustého dýmu (produkt hoření fosforu).

Vysoce toxický,LD₅₀= 1 mg / kg (pro člověka).

Toxicita se liší způsobem podání, LD₅₀pro krysu (orálně/inhalace 1h/prostup kůží) činí 3,03 mg/kg, respektive 4,3 mg/l a 100 mg/kg.

Červený fosfor

• Přesto, že není samovznětlivý, je červený fosfor schopen vzplanout při silnějším lokálním zahřátí, vyvolaném např. mechanickým třením. Díky této vlastnosti je červený fosfor dodnes základní surovinou pro výrobu běžných kuchyňskýchzápalek.Zároveň se tyto vlastnosti uplatní při výrobě různých pyrotechnických potřeb – zápalky, roznětky a další.
• Červený fosfor je výchozí surovinou pro přípravu téměř všech sloučenin obsahujících fosfor.
• Může být znečištěn stopami bílého fosforu (viz výše).

Černý fosfor

• Díky svým kovovým vlastnostem se nejvíce využívá v elektrotechnice při výroběpolovodičůtypu N (negativních), které mají elektronovou vodivost.

Slitiny

Elementární fosfor se v menším množství přidává do slitin kovů pro úpravu jejich fyzikálních vlastností. Jeho přítomnost ve slitinách značně zvyšuje tvrdost (ale i křehkost) výsledného produktu. V tavenině působí fosfor lepší tekutost (zabíhavost). To se projevuje zejména u slitinmědia ušedé litiny.Významné je legování fosforu do stříbrných pájek abronzů,ale i některých speciálníchocelí.

Biologický význam fosforu

• Fosfor je součástízubůakostíve formě fluoroapatitu.Denní doporučená dávka je 1200 mg.
• V současné stravě se setkáváme s nadbytkem fosforu, je totiž obsažen v kolových nápojích (kyselina fosforečnázde jakoE338v rolikonzervantu-antioxidantu,regulátoru kyselostii jako součást kyselé chuti nápoje),tavených sýrech(tavící soli–fosforečnany E339-343) a uzeninách.Výživovývýznam tohoto zdroje fosforu (ve formě kyseliny fosforečné a fosforečnanů) je sporný, neboť v rámcimetabolizmudochází k vazbě na vápník a vyplavování z těla. Jinými slovy – úbytek vápníku z těla,vliv na osteoporózua další.

Další využití

Fosforečnan měďnatý.

Fosforečnan hořečnatý.

Fosforečnan stříbrný.

• Fosforečnany(neboli fosfáty) jsou důležitá rostlinná hnojiva. Zfosforečnanu vápenatéhose vyrábíhydrogenfosforečnan vápenatý,který je málo rozpustný ve vodě a do půdy se vsakuje postupně, adihydrogenfosforečnan vápenatýznámý jako superfosfát, který je ve vodě dobře rozpustný a do půdy se dostává okamžitě. V zemědělství se ale nepoužívají čistě fosforečnanová hnojiva, ale kombinovanáhnojiva,která jsou směsí sloučenindusíkatých,draselných,sodnýcha mnoha dalších, které rostliny potřebují k růstu.
• Vápenaté a sodné fosforečnany se přidávají do zubních past.
• Kyselina fosforečná a rozpustné fosforečnany slouží jako součást odrezovacích roztoků pro odstraňování korozních produktů z povrchu železných konstrukcí, protože velmi snadno reagují soxidem železitým.Přímo na povrchu železa (ale takézinkuamanganu) vytvářejí nerozpustné fosforečnany chemicky vázané do krystalové mřížky. Tento proces se nazýváfosfátování.Fosfátovaný povrch je vhodným podkladem pro nátěry. Fosfátovaný povrch má také dobré kluzné vlastnosti, proto se fosfátují polotovary určené k tváření za studena, například ocelovéhlubokotažnéplechy.
• Sodné soli kyseliny fosforečné se uplatňují jako součást prášků na praní nebo prostředků na mytí nádobí v automatických myčkách pro změkčení vody (Na₃PO₄), dále vpotravinářstvípři výrobě sýrů a nakládání šunky Na₂HPO₄.Jejich přítomnost ve vodě má také antikorozivní účinky a přidávají se do cirkulačních vod pro vytápění (ústřední topení, průmyslové vyhřívací okruhy).
• Fosforečnany amonné (NH₄)₂HPO₄a NH₄H₂PO₄slouží v zemědělství jako velmi účinná hnojiva. Přidávají se také jako samozhášecí přísada do celulózy s cílem zmenšit hořlavost výsledných výrobků (divadelní kulisy).

Sloučeniny

Fosfor se vyskytuje ve velké řadě různých anorganických i organických sloučenin.

Z řady anorganických sloučenin mají z hlediska praktického využití největší význam:

Kyseliny

• Kyselina trihydrogenfosforečnáH₃PO₄je středně silná, trojsytná minerální kyselina. Vyrábí se spalováním elementárního fosforu v přítomnosti vodní páry. Koncentrovanákyselina fosforečnáje těžká, viskosní kapalina s velmi vysokým bodem varu. V pevném stavu je to bezbarvá krystalická látka, silně hygroskopická. Tvoří celkem 3 řady solí –fosforečnany(PO₄)³⁻,hydrogenfosforečnany(HPO₄)²⁻adihydrogenfosforečnany(H₂PO₄)⁻.
• Kyseliny fosforitáH₃PO₃.
• Kyselina fosforičitáH₄P₂O₆.
• Kyselina fosfornáH₃PO₂.
• Kyselina metafosforečnáHPO₃.

Některé kyseliny fosforu dokážou polymerovat.

Oxidy

• Oxid fosforečnýse vyskytuje ve formě molekul P₄O₁₀a je to bílá, silně hygroskopická krystalická látka. Připravuje se spalováním bílého fosforu za dostatečného přístupu vzduchu. Reakcí s vodou vznikají různé formy fosforečných kyselin. V praxi se používá pro sušení plynů, protože velmi ochotně a rychle absorbuje i stopy vodních par.
• Oxid fosforitýmá vzorec P₄O₆.Jedná se o bílou, velmi jedovatou krystalickou látku. Ve studené vodě se pozvolna rozpouští za vznikukyseliny fosforitéa v horké vodě se rozkládá za vznikufosfanuakyseliny trihydrogenfosforečné.Oxid fosforitýse vyrábí spalováním bílého fosforu za nedostatečného přístupu vzduchu.
• Oxid fosforičitýtvoří také dimer P₂O₄,který tvoří bezbarvé, silně lesklé krystaly. Ve vodě se rozpouští za značného vývoje tepla a rozpouští se za vzniku kyseliny fosforité a kyseliny trihydrogenfosforečné. Připravuje se termickým rozklademoxidu fosforitého.

Halogenidy

Chloridy fosforu jsou celkem tři.

• Chlorid fosfornatýPCl₂je nesnadno získatelná látka, která vzniká působením elektrického výboje na směs PCl₃a H₂.Je to bezbarvá olejovitá kapalina, silně páchnoucí po fosforu.
• Chlorid fosforitýPCl₃vzniká spalováním fosforu v přítomnosti chloru, je to bezbarvá kapalina.
• Chlorid fosforečnýPCl₅vzniká spalováním fosforu v nadbytkuchloru,je to bílá krystalická látka, která při 100 °C sublimuje aniž taje. Vysoce toxický.PCl₃a PCl₅ve vodě hydrolyzují za vzniku svých trojsytných kyselin.

Hydridy

Sloučeniny s vodíkem jsou jedovaté a značně reaktivní.

• FosfanPH₃je jedovatý plyn, zápach po rybiněči česnekuzpůsobují nečistoty z výroby.Fosfanlze nejlépe připravit působením vody najodid fosfonia[PH₄]I.
• DifosfanP₂H₄je samozápalná kapalina.

Sloučeniny s dusíkem

• Nitrid fosforečnýP₃N₅je bezbarvý prášek, bez chuti a zápachu. Připravuje se působenímamoniakunasulfid fosforečný.

Organické sloučeninyfosforu

Podrobnější informace naleznete v článkuOrganofosfáty.

• Organofosfáty–esterykyseliny fosforečné.Vzhledem k vícesytnosti kyseliny existují mono-, di- a triestery, na rozdíl o monoesterů karboxylových kyselin. Přírodní výskyt i umělá syntéza. Biologicky aktivní, z čehož vyplývá existence biomolekul (DNA,RNA,kofaktory…) itoxicitalátek, čehož se využívá v lidské činnosti –insekticidy,herbicidy,nervově paralytickéchemické zbraně(zejménasarin,soman,tabun,VX) – blokace cholinesterázy.

Odkazy

Literatura

• Cotton F. A., Wilkinson J.: Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
• Holzbecher Z.: Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
• Dr. Heinrich Remy,Anorganická chemie1. díl, 1. vydání 1961
• N. N. Greenwood – A. Earnshaw,Chemie prvků1. díl, 1. vydání 1993ISBN80-85427-38-9

Související články

• Fosfor-32

Externí odkazy

• Obrázky, zvuky či videa k tématufosfornaWikimedia Commons
• Slovníkové heslofosforve Wikislovníku
• (česky)Chemický vzdělávací portál
• (anglicky)eMedicine: Article on White Phosphorus as used as weapon
• Website of the Technische Universität Darmstadt and the CEEP about Phosphorus Recovery

Autoritní data	NKC:ph120293 PSH:5802 BNE:XX534851 BNF:cb119329562(data) GND:4045855-6 LCCN:sh85101119 NDL:00569477 NLI:987007543643705171

Portály:Chemie