Fosfor

Fosfor
←  Siliciu | sulf  →
cincisprezece N ↑ P ↓ La fel de 15p _
Aspectul unei substanțe simple
Mostre de fosfor galben, roșu și violet
Proprietățile atomului
Nume, simbol, număr	Fosfor / Fosfor (P), 15
Grup , punct , bloc	15 (învechit 5), 3, p-element
Masa atomica ( masa molara )	30,973762(2) [1]  a. e. m.  ( g / mol )
Configuratie electronica	[Ne] 3s 2 3p 3 , 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Raza atomului	ora 128
Proprietăți chimice
raza covalentă	106  seara
Raza ionică	35 (+5e) 212 (-3e)  pm
Electronegativitatea	2.19 [2] (Scara Pauling)
Potențialul electrodului	0
Stări de oxidare	−3 [3] , -1, 0, +1, (+2), +3, +5
Energia de ionizare (primul electron)	1011,2(10,48)  kJ / mol  ( eV )
Proprietățile termodinamice ale unei substanțe simple
Densitate (la n.a. )	(fosfor alb) 1,82 g/cm³
Temperatură de topire	44,15°C (317,3K)
Temperatura de fierbere	279,85°C (553K)
Oud. căldură de fuziune	2,51 kJ/mol
Oud. căldură de evaporare	49,8 kJ/mol
Capacitate de căldură molară	21,6 [4] (rombic) J/(K mol)
Volumul molar	17,0  cm³ / mol
Rețeaua cristalină a unei substanțe simple
Structura de zăbrele	Cubic, centrat pe corp
Parametrii rețelei	18.800Å  _
Alte caracteristici
Conductivitate termică	(300 K) (0,236) W/(m K)
numar CAS	7723-14-0

Fosfor ( simbol chimic  - P , din alte grecești φῶς  - lumină și φέρω  - eu port, φωσφόρος  - luminifer; tot din lat.  P hosfor ) - un element chimic din grupa a 15-a (conform clasificării învechite  - subgrupul principal al a cincea grupă, VA ) din a treia perioadă a sistemului periodic de elemente chimice a lui D. I. Mendeleev , cu număr atomic 15.

Fosforul este unul dintre elementele comune ale scoarței terestre: conținutul său este de 0,08-0,09% din masa sa. Concentrația în apa de mare este de 0,07 mg/l [5] . Nu se găsește în stare liberă datorită activității sale chimice ridicate. Formează aproximativ 190 de minerale , dintre care cele mai importante sunt apatita Ca 5 (PO 4 ) 3 (F,Cl,OH), fosforitul (Сa 3 (PO 4 ) 2 ) și altele. Fosforul face parte din cei mai importanți compuși biologici - fosfolipidele . Conținut în țesuturile animale, face parte din proteine ​​și alți compuși organici importanți ( ATP , ADN ), este un element al vieții.

Istorie

Fosforul a fost descoperit de alchimistul din Hamburg Hennig Brand în 1669 . Ca și alți alchimiști, Brand a încercat să găsească Piatra Filosofală , dar a obținut o substanță luminoasă. Brand s-a concentrat pe experimente cu urina umană, deoarece credea că aceasta, având o culoare aurie, poate conține aur sau ceva necesar pentru extragerea acesteia. Inițial, metoda lui a fost că mai întâi urina a stat câteva zile până când a început să emită o miros, apoi a fiert până la o stare lipicioasă. Încălzind această pastă la temperaturi ridicate și aducând-o la aspectul de bule, el a sperat că, atunci când va fi condensată, vor conține aur. După câteva ore de fierbere intensă, s-au obținut boabe dintr-o substanță albă asemănătoare ceară, care ardeau foarte puternic și, în plus, pâlpâiau în întuneric. Marca a numit această substanță phosphorus mirabilis ( latina pentru „purtător de lumină miraculos”). Descoperirea fosforului de către Brand a fost prima descoperire a unui nou element încă din antichitate.

Puțin mai târziu, fosforul a fost obținut de un alt chimist german - Johann Kunkel .

Indiferent de Brand și Kunkel, fosforul a fost obținut de R. Boyle , care l-a descris în articolul „Metoda de preparare a fosforului din urina umană”, din 14 octombrie 1680 și publicat în 1693 .

O metodă mai îmbunătățită pentru obținerea fosforului a fost publicată în 1743 de Andreas Marggraf .

Există dovezi că alchimiștii arabi au reușit să obțină fosfor în secolul al XII-lea.

Faptul că fosforul este o substanță simplă a fost dovedit de Lavoisier .

O modificare alotropică amorfă a fosforului - fosfor roșu P n  - a fost izolată prin încălzirea fosforului alb fără acces la aer, A. Schroetter la mijlocul secolului al XIX-lea.

În 1865, se credea că Gittorf, prin răcirea fosforului roșu în plumb topit, a obținut o nouă modificare cristalină, numită violet. Această modificare a fost construită din grupurile P8 și P9 conectate prin unirea atomilor de fosfor în tuburi. Cu toate acestea, acum se crede că fosforul violet este o modificare cu granulație grosieră a roșului.

Originea numelui

În 1669, Henning Brand , prin încălzirea unui amestec de nisip alb și urină evaporată, a obținut o substanță care strălucește în întuneric, numită mai întâi „foc rece”. Numele secundar „fosfor” provine din cuvintele grecești „φώς” – lumină și „φέρω” – eu port. În mitologia greacă antică , numele Phosphorus (sau Eosphorus, alt grecesc Φωσφόρος ) era purtat de gardianul Stelei Dimineții .

Proprietăți fizice

Fosforul elementar există în condiții normale sub forma mai multor modificări alotropice stabile . Toate modificările alotropice existente ale fosforului nu au fost încă studiate pe deplin (2021) . În mod tradițional, se disting trei dintre modificările sale: alb, roșu, negru. Uneori, ele sunt numite și modificările alotropice principale , ceea ce implică faptul că toate celelalte modificări descrise sunt un amestec al acestor trei. În condiții standard, doar două modificări alotropice ale fosforului sunt stabile, de exemplu, fosforul alb este instabil termodinamic (o stare cvasi-staționară) și se transformă în timp în condiții normale în fosfor roșu. Toate modificările diferă în funcție de culoare , densitate și alte caracteristici fizice și chimice, în special reactivitate. Când starea materiei trece într-o modificare mai stabilă termodinamic , activitatea chimică scade , de exemplu, odată cu transformarea secvenţială a fosforului alb în roşu, apoi roşu în negru.

Fosfor alb

Fosforul alb este o substanță albă (poate avea o nuanță gălbuie din cauza impurităților ). Este foarte asemănătoare ca aspect cu ceara rafinată sau parafina , tăiată cu ușurință cu un cuțit și deformată cu puțin efort.

Fosforul alb are o rețea cristalină moleculară , formula moleculei de fosfor alb este P 4 , iar atomii sunt localizați la vârfurile tetraedrului [6] . Turnat în atmosferă inertă sub formă de bețișoare (lingouri), se depozitează în absența aerului sub un strat de apă purificată sau în medii speciale inerte.

Puțin solubil în apă [6] , dar ușor solubil în solvenți organici . Solubilitatea fosforului alb în sulfura de carbon este utilizată pentru purificarea industrială a acestuia de impurități. Densitatea fosforului alb este cea mai mică dintre toate modificările sale și este de aproximativ 1823 kg/m³. Fosforul alb se topește la 44,1 °C. În stare de vapori, are loc disocierea moleculelor de fosfor.

Din punct de vedere chimic, fosforul alb este extrem de activ. De exemplu, este oxidat lent de oxigenul din aer deja la temperatura camerei și strălucește (strălucire verde pal). Fenomenul acestui tip de strălucire datorat reacțiilor de oxidare chimică se numește chemiluminiscență (uneori în mod eronat fosforescență ). Când interacționează cu oxigenul, fosforul alb arde chiar și sub apă [7] .

Fosforul alb nu este doar activ din punct de vedere chimic, ci și foarte otrăvitor : doza letală de fosfor alb pentru un adult este de 0,05-0,15 g [4] , iar în intoxicațiile cronice afectează oasele, de exemplu, provoacă necroza maxilarelor [4] ] . Se aprinde ușor la contactul cu pielea, provocând arsuri grave [8] [9] .

Sub acțiunea luminii, atunci când este încălzit la temperaturi nu foarte ridicate într-un mediu fără aer [6] , precum și sub acțiunea radiațiilor ionizante [10] , fosforul alb se transformă în fosfor roșu.

Fosfor galben

Fosforul alb nerafinat este denumit în mod obișnuit „fosfor galben”. Foarte toxic ( MPC în aerul atmosferic 0,0005 mg/m³), substanță cristalină inflamabilă de la galben deschis la maro închis. Densitate 1,83 g/cm³, se topește la 43,1 °C, fierbe la +280 °C. Nu se dizolvă în apă, se oxidează ușor în aer și se aprinde spontan. Arde cu o flacără verde strălucitoare, cu eliberarea de fum alb gros - particule mici de decaoxid de tetrafosfor P 4 O 10 [11] .

Deoarece fosforul reacționează cu apa numai la temperaturi de peste 500 ° C, se folosesc cantități mari de apă pentru a stinge fosforul (pentru a reduce temperatura sursei de aprindere și a transfera fosforul într-o stare solidă) sau o soluție de sulfat de cupru (sulfat de cupru) , după stingere, fosforul este acoperit cu nisip umed. Pentru a proteja împotriva arderii spontane, fosforul galben este depozitat și transportat sub un strat de apă (soluție de clorură de calciu) [12] .

Fosfor roșu

Fosforul roșu este o modificare mai stabilă termodinamic a fosforului elementar. A fost obținut pentru prima dată în 1847 în Suedia de chimistul austriac A. Schrötter prin încălzirea fosforului alb la 500 ° C într-o atmosferă de monoxid de carbon (CO) într-o fiolă de sticlă sigilată.

Fosforul roșu are formula P n și este un polimer cu o structură complexă. În funcție de metoda de producție și de gradul de zdrobire, fosforul roșu are nuanțe de la violet-roșu până la violet, iar în stare turnată - violet închis cu o nuanță de cupru, are o strălucire metalică. Activitatea chimică a fosforului roșu este mult mai mică decât cea a albului; are o solubilitate excepțional de scăzută. Este posibil să se dizolve fosforul roșu numai în unele metale topite ( plumb și bismut ), care este uneori folosit pentru a obține cristale mari din acesta. Deci, de exemplu, fizicianul german I. V. Gittorf în 1865 a primit pentru prima dată cristale perfect construite, dar mici (fosforul lui Gittorf). Fosforul roșu nu se aprinde spontan în aer, până la o temperatură de 240-250 ° C (când se transformă într-o formă albă în timpul sublimării ), ci se aprinde spontan la frecare sau impact, îi lipsește complet fenomenul de chemiluminiscență . Este insolubil în apă, precum și în benzen, disulfură de carbon și alte substanțe, solubil în tribromură de fosfor. La temperatura de sublimare, fosforul roșu este transformat în vapori, la răcirea cărora se formează în principal fosfor alb.

Otrăvirea sa este de mii de ori mai mică decât cea a albului, așa că este folosit mult mai pe scară largă, de exemplu, în producția de chibrituri (suprafața de grătar a cutiilor de chibrituri este acoperită cu o compoziție care include fosfor roșu). Densitatea fosforului rosu este de asemenea mai mare, ajungand la 2400 kg/m³ la turnare. Când este depozitat în aer, fosforul roșu se oxidează treptat în prezența umidității, formând un oxid higroscopic , absoarbe apa și devine umed ("înmuiat"), formând acid fosforic vâscos; Prin urmare, este depozitat într-un recipient etanș. Când este „înmuiat” - spălat cu apă din rămășițele de acizi fosforici, uscat și utilizat în scopul propus.

Fosfor negru

Fosforul negru este forma cea mai puțin activă din punct de vedere termodinamic și chimic de fosfor elementar. Pentru prima dată, fosforul negru a fost obținut în 1914 de către fizicianul american P. W. Bridgman din fosfor alb sub formă de cristale negre strălucitoare cu o densitate mare (2690 kg/m³) . Pentru a realiza sinteza fosforului negru, Bridgman a aplicat o presiune de 2⋅10 9 Pa (20 mii de atmosfere) și o temperatură de aproximativ 200 °C. Începutul tranziției rapide se află în regiunea de 13.000 de atmosfere și o temperatură de aproximativ 230 °C.

Fosforul negru este o substanță neagră cu un luciu metalic, grasă la atingere și foarte asemănătoare cu grafitul și fără solubilitate în apă sau solvenți organici. Este posibil să dai foc fosforului negru numai încălzindu-l mai întâi puternic într-o atmosferă de oxigen pur până la 400 ° C. Fosforul negru conduce electricitatea și are proprietățile unui semiconductor . Punctul de topire al fosforului negru este de 1000 °C sub o presiune de 1,8⋅10 6 Pa.

Proprietăți chimice

Activitatea chimică a fosforului este mult mai mare decât cea a azotului . În acest caz, tendința de a forma legături multiple în fosfor este mai puțin pronunțată decât în ​​azot. Acest lucru se datorează faptului că două legături simple (δ + δ) au mai multă energie decât o legătură dublă (δ + π), iar trei legături simple (δ + δ + δ) au mai multă energie decât o legătură triplă (δ + π + π). Prin urmare, fosforul nu formează analogii corespunzători ai compușilor și ionilor de azot cu legături multiple (N 2 , NO, N 3 - , N 2 + ). O caracteristică a fosforului, pe de altă parte, este capacitatea de a forma structuri în lanț și cluster [13] . Proprietățile chimice ale fosforului sunt în mare măsură determinate de modificarea sa alotropică. Fosforul alb este foarte activ, în procesul de trecere la fosfor roșu și negru, activitatea chimică scade. Fosforul alb din aer, atunci când este oxidat de oxigenul atmosferic la temperatura camerei, emite lumină vizibilă, strălucirea se datorează reacției de fotoemisie a oxidării fosforului.

În stare lichidă și dizolvată, precum și în vapori până la 800 ° C , fosforul este format din molecule . Când sunt încălzite peste 800 °C , moleculele se disociază:

La temperaturi peste 2000 °C , moleculele se descompun în atomi.

Interacțiunea cu substanțe simple

Fosforul este ușor oxidat de oxigen :

Interacționează cu multe substanțe simple - halogeni , sulf , unele metale, prezentând proprietăți oxidante și reducătoare:

cu metale - un agent oxidant , formează fosfuri :

fosfurile sunt descompuse de apă și acizi pentru a forma fosfină .

Cu nemetale - agent reducător :

Fosforul practic nu se combină cu hidrogenul. Cu toate acestea, apa descompune unele fosfuri prin reacție, de exemplu:

se poate obţine hidrogen fosfurat asemănător cu amoniacul ( fosfină ) - .

Interacțiunea cu apa

Interacționează cu vaporii de apă la temperaturi de peste 500 ° C, are loc o reacție de disproporționare cu formarea de fosfină și acid fosforic :

Fosforul roșu reacționează cu apa pentru a produce acid fosforic și hidrogen. Reacția are loc la o temperatură de 700-900 °C. Catalizatorul poate fi: platină, cupru, titan, zirconiu [1] :

Interacțiunea cu alcalii

În soluțiile alcaline concentrate la rece , reacția de disproporționare cu formarea fosfinei decurge, de asemenea, lent [14] :

Proprietăți restauratoare

Agenții oxidanți puternici transformă fosforul în acid fosforic :

Reacția de oxidare a fosforului are loc atunci când chibriturile sunt aprinse, sarea Bertolet acționează ca un agent oxidant :

Obținerea

Fosforul este obținut din apatită sau fosforit ca rezultat al interacțiunii cu cocs și silice la o temperatură de aproximativ 1600 ° C:

sau:

Vaporii de fosfor rezultați se condensează în receptor sub un strat de apă într-o modificare alotropică sub formă de fosfor alb. În loc de fosforiți, pentru a obține fosfor elementar, alți compuși anorganici ai fosforului pot fi reduși cu cărbune, de exemplu, inclusiv acidul metafosforic :

Aplicație

Fosforul este cel mai important element biogen și în același timp este foarte utilizat în industrie. Fosforul roșu este folosit la fabricarea chibriturilor. Acesta, împreună cu sticlă măcinată fin și lipici, se aplică pe suprafața laterală a cutiei. Când un cap de chibrit este frecat, care include clorat de potasiu și sulf, are loc aprinderea.

Izotopi

Sunt cunoscuți mai mult de 20 de izotopi ai fosforului (cu un număr de masă de la 24 la 47). Izotopul natural 31 P este stabil. Dintre izotopii radioactivi, cei mai longevivi sunt: ​​30 P ( T 1/2 = 2,5 min), 32 P (T 1/2 = 14,26 zile) și 33 P (T 1/2 = 25,34 zile) [15] .

Fosfor elementar

Poate că prima proprietate a fosforului, pe care omul a pus-o în slujba lui, este inflamabilitatea. Combustibilitatea fosforului este foarte mare și depinde de modificarea alotropică.

Fosforul alb („galben”) este cel mai activ din punct de vedere chimic, toxic și inflamabil și, prin urmare, este foarte des folosit (în bombe incendiare etc.).

Fosforul roșu este principala modificare produsă și consumată de industrie. Este folosit la fabricarea chibriturilor , explozivilor , compozițiilor incendiare, diferitelor tipuri de combustibili , precum și lubrifianților la presiune extremă, ca un getter în fabricarea lămpilor cu incandescență.

Compușii fosforului în agricultură

Fosforul (sub formă de fosfați ) este unul dintre cele mai importante trei elemente biogene implicate în sinteza ATP . Cea mai mare parte a acidului fosforic produs este folosit pentru obținerea îngrășămintelor fosfatice - superfosfat , precipitat , ammophoska etc.

Compușii fosforului în industrie

Fosfații sunt utilizați pe scară largă:

• ca agenți de complexare (dedurizatoare de apă),
• în compoziția pasivatorilor de suprafață metalică ( protecția împotriva coroziunii , de exemplu, așa-numita compoziție „ mazhef ”).

Lianți fosfatați

Capacitatea fosfaților de a forma o rețea puternică de polimeri tridimensionale este utilizată pentru a produce lianți de fosfat și aluminofosfat .

Rolul biologic al compușilor fosforului

Fosforul este prezent în celulele vii sub formă de acizi orto- și pirofosforici; face parte din nucleotide, acizi nucleici, fosfoproteine, fosfolipide, coenzime și enzime. Oasele umane constau din hidroxilapatită 3Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca (OH) 2 , care formează și baza smalțului dentar . Rolul principal în transformarea compușilor fosforului la oameni și animale este jucat de ficat. Schimbul de compuși ai fosforului este reglat de hormoni și vitamina D. Cu o lipsă de fosfor, în organism se dezvoltă diverse boli osoase.

Necesarul zilnic de fosfor este:

• pentru adulți 1,0-2,0 g;
• pentru femeile însărcinate și care alăptează 3-3,8 g;
• pentru copii și adolescenți 1,5-2,5 g.

Cu un efort fizic mare, necesarul de fosfor crește de 1,5-2 ori.

Asimilarea are loc mai eficient atunci când fosforul este luat împreună cu calciul într-un raport de 3:2 (P:Ca).

Câteva surse [16] :

Toxicologia fosforului elementar

Fosforul roșu este practic netoxic (toxicitatea îi este dată de impuritățile de fosfor alb). Praful de fosfor roșu, care pătrunde în plămâni, provoacă pneumonie cu acțiune cronică.

Fosforul alb este foarte toxic , solubil în lipide . Doza letală de fosfor alb pentru om (în funcție de greutatea lor) este de 15-150 mg. Ajuns pe piele, fosforul alb provoacă arsuri grave și poate pătrunde în organism și prin leziuni ale pielii, provocând otrăvire severă.

Intoxicația acută cu fosfor alb se manifestă prin arsuri în gură și stomac, dureri de cap, slăbiciune și vărsături. Icterul se dezvoltă după 2-3 zile . Formele cronice se caracterizează printr-o încălcare a metabolismului calciului, afectarea sistemului cardiovascular și nervos. Primul ajutor pentru intoxicații acute - lavaj gastric , laxativ, clisme de curățare, soluții intravenoase de glucoză. În caz de arsuri ale pielii, tratați zonele afectate cu soluții de sulfat de cupru sau sifon. MPC-ul vaporilor de fosfor galben în aerul spațiilor industriale este de 0,03 mg/m³, concentrația temporară admisă în aerul atmosferic este de 0,0005 mg/m³, MPC în apa potabilă este de 0,0001 mg/dm³ [18] .

Toxicologia compușilor fosforului

Unii compuși ai fosforului ( fosfină ) sunt foarte toxici. Datorită toxicității ridicate ( DL50 15-100 mg/kg) și extrem de ridicată (<15 mg/kg) , majoritatea compușilor organofosforici (OP) sunt utilizați ca pesticide ( insecticide , acaricide , zoocide etc.) sau agenți de război chimic. Exemple de agenți de război chimic sunt Sarin , Soman , Tabun , Novichok , V- gazes .

FOS prezintă proprietățile agenților nervoși. Toxicitatea compușilor organofosforici se datorează inhibării enzimei acetilcolinesterazei , ducând la cefalee, greață, amețeli, constricție pupilară ( mioză ), dificultăți de respirație (respirație scurtă), apare salivație, scade tensiunea arterială, apar convulsii, apar efecte paralitice, comă și, ca urmare, poate duce rapid la moarte. Un antidot eficient pentru otrăvirea cu FOS este atropina .

Pericol pentru sănătate

Evaluare NFPA 704 :

Galben fosfor elementar aparține clasei I de pericol.

Note

1. ↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg , Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Greutăți atomice ale elementelor 2011 (Raport tehnic IUPAC  )  // Chimie pură și aplicată . - 2013. - Vol. 85 , nr. 5 . - P. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 . Arhivat din original pe 5 februarie 2014.
2. ↑ Fosfor:  electronegativități . WebElements. Data accesului: 15 iulie 2010. Arhivat din original la 7 ianuarie 2010.
3. ↑ Sulphur and Phosphorus Compounds  (în engleză)  (link nu este disponibil) . Data accesului: 27 ianuarie 2010. Arhivat din original la 13 februarie 2010.
4. ↑ 1 2 3 Editorial: Zefirov N. S. (redactor-șef). Enciclopedia chimică: în 5 vol. - Moscova: Marea Enciclopedie Rusă, 1999. - V. 5. - P. 145.
5. ↑ JP Riley și Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
6. ↑ 1 2 3 Khodakov Yu. V., Epshtein D. A., Gloriozov P. A. § ​​​​30. Fosfor // Chimie anorganică. Manual pentru clasa a 9-a. - Ed. a VII-a. - M . : Educaţie , 1976. - S. 62-65. — 2.350.000 de exemplare.
7. ↑ Arderea fosforului alb sub  apă
8. ↑ Kemal T. Saracoglu, Ahmet H. Acar, Tamer Kuzucuoglu, Sezer Yakupoglu. Arderea cu fosfor alb  (engleză)  // The Lancet . - 2010. - Vol. 376 , nr. 9734 . — P. 68 . - doi : 10.1016/S0140-6736(10)60812-4 .
9. ↑ Chou TD, Lee TW, Chen SL, Tung YM, Dai NT, Chen SG, Lee CH, Chen TM, Wang HJ. Managementul arsurilor cu fosfor alb  (engleză)  // Arsuri. - 2001. - Vol. 27 , iss. 5 . - P. 492-497 . - doi : 10.1016/S0305-4179(01)00003-1 . — PMID 11451604 .
10. ↑ Chimia radiațiilor // Dicționar enciclopedic al unui tânăr chimist. a 2-a ed. / Comp. V. A. Kritsman, V. V. Stanzo. - M . : Pedagogie , 1990. - S. 200 . — ISBN 5-7155-0292-6 .
11. ↑ Schroeter W., Lautenschläger K.-H., Bibrak H. și colab. Chemistry = Chemie. - M .: Chimie, 1989. - S. 351. - ISBN 5-7245-0360-3 .
12. ↑ Enciclopedia chimică / Colegiul de redacție: Zefirov N. S. și colab. - M . : Great Russian Encyclopedia, 1998. - V. 5. - 783 p. — ISBN 5-85270-310-9 .
13. ↑ Ed. Yu.D. Tretiakov. Chimie anorganică: în 3 volume - Moscova: Centrul editorial „Academia”, 2004. - T. 2. - S. 156.
14. ↑ Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Proprietăți chimice ale substanțelor anorganice: Proc. indemnizație pentru universități. - Ed. a 3-a, Rev. - M . : Chimie, 2000. - 480 p. — ISBN 5-7245-1163-0 .
15. ↑ Date bazate pe Audi G. , Bersillon O. , Blachot J. , Wapstra AH Evaluarea NUBASE a proprietăților nucleare și de dezintegrare  // Nuclear Physics A. - 2003. - T. 729 . - S. 3-128 . - doi : 10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001 . - Cod biblic .
16. ↑ USDA . Data accesului: 31 decembrie 2015. Arhivat din original la 1 martie 2014. (nedefinit)
17. ↑ Bulanov Yu. B. Compoziția chimică a produselor. Valoarea nutritivă.
18. ↑ UNIAN - sănătate - Ce se întâmplă cu fosforul? . Consultat la 26 mai 2010. Arhivat din original pe 23 mai 2013. (nedefinit)

Link -uri

• Explozie de fosfor cu azotat de potasiu (video)  (link indisponibil din 14-04-2018 [1662 zile])
• Luna de fosfor - Experimentați cu fosfor alb
• Fosfor, film educativ
• Fosfor pe Webelements
• Fosfor la Biblioteca Populară a Elementelor Chimice

Dicționare și enciclopedii	mare danez Mare catalană Mare norvegian Rusă mare Brockhaus și Efron Brockhaus și Efron in jurul lumii Micul Brockhaus și Efron Britannica (online) Britannica (online) Brockhaus Treccani Universalis Rodie
În cataloagele bibliografice BNE : XX534851 BNF : 119329562 GND : 4045855-6 J9U : 987007543643705171 LCCN : sh85101119 NDL : 00569477 NKC : ph120293