Fosfor má velmi zajímavé vlastnosti. Vyskytuje se ve třech modifikacích. Bílý, červený a černý fosfor. Oxidační stavy jsou, stejně jako u dusíku, především +V a -III. Jeho elektronegativita je 2,19. Tedy nižší než u dusíku a proto není schopný tvořit vodíkové můstky. Fosfor reaguje s většinou prvků až po zahřátí. Za laboratorní teploty se ale slučuje v binární sloučeniny s halogeny a kyslíkem.

V přírodě fosfor najdeš jenom ve sloučeninách. Nejvýznamnější z nich je fosforečnan vápenatý, který tvoří velkou část fosforitu a apatitu \mathrm{Ca}_{3}\left(\mathrm{PO}_{4}\right)_{2} a \mathrm{Ca}_{5}\left(\mathrm{PO}_{4}\right)_{3} \mathrm{X}, \mathrm{kde} \mathrm{X}=\mathrm{F}, \mathrm{Cl}, \mathrm{OH}.

Bílý fosfor \textcolor{#800080}{\mathrm{P}_4}

Je nejreaktivnější ze všech modifikací, jeho molekuly jsou složeny ze čtyř atomů. Jeho páry světélkují. Je prudce jedovatý, na vzduchu samozápalný, z tohoto důvodu se musí uchovávat ponořený ve vodě. Když bys ho vyndal, tak by ti hned shořel na prášek, na oxid fosforečný \textcolor{#00FFFF}{\mathrm{P}_4}\mathrm{O}_{10} (jedná se o dimer tedy 2 molekuly \mathrm{P}_{2} \mathrm{O}_{5} spojené do jedné). Vyrábí se redukcí fosforečnanů koksem za přítomnosti křemenného písku.

2\mathrm{Ca}_3\left(\mathrm{PO}_4\right)_2+6\mathrm{SiO}_2+10\mathrm{C}\longrightarrow{}\mathrm{P}_4+6\mathrm{CaSiO}_3+10\mathrm{CO}

Červený fosfor

Vzniká zahříváním bílého fosforu v inertní atmosféře. Červený fosfor není jedovatý ani rozpustný a je také méně reaktivní. Využívá se při výrobě zápalek.

Černý fosfor

Černý fosfor je velmi stálý a svými fyzikálními vlastnostmi připomíná spíše kovy. Má kovový lesk, je tepelně i elektricky dobře vodivý a má vrstvenou polymerní strukturu.

Fosfor jako takový je vázán v organických sloučeninách. Některé z nich jsou součástí šedé mozkové kůry, nervů a buněčných jader. Fosfor s dusíkem je součástí nukleových kyselin, které se podílejí na naší dědičnosti. Dále je fosfor součástí přirozených akumulátorů energie ATP (adenosintrifosfát). Podobně jako dusík Ize přeměnu sloučenin dusíku zobrazit v jednoduchém diagramu. Tato přeměna je ovlivněna jak přírodou samotnou, tak lidskou činností.

Fosfan \textcolor{#800080}{\mathrm{PH}_3}

Bezbarvý, jedovatý plyn, který páchne po česneku. Jedná se o silné redukční činidlo a vyrábí se rozpouštěním bílého fosforu v alkalickém roztoku hydroxidu sodného podle rovnice:

\mathrm{P}_4+3\mathrm{NaOH}+3\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longrightarrow{}\mathrm{PH}{}_3+3\mathrm{NaH}_2\mathrm{PO}_2

Chlorid fosforitý \textcolor{#800080}{\mathrm{PCl}_3} a chlorid fosforečný \textcolor{#800080}{\mathrm{PCl}_5}

Vznikají syntézou z prvků.

\mathrm{P}_{4}+6 \mathrm{Cl}_{2} \longrightarrow 4 \mathrm{PCl}_{3}+10 \mathrm{Cl}_{2} \longrightarrow 4 \mathrm{PCl}_{5}

Jejich hydrolýzou (rozkladem pomocí vody) vzniká příslušná kyslíkatá kyselina.

\mathrm{PCl}_3+3\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longrightarrow{}\mathrm{H}{}_3\mathrm{PO}_3+3\mathrm{HCl}\quad\mathrm{PCl}_5+4\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longrightarrow{}\mathrm{H}{}_3\mathrm{PO}_4+5\mathrm{HCl}

Kyselina fosforečná \textcolor{#800080}{\mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4}

Kyselina fosforečná je relativně silná trojsytná kyselina. Víš, že kyselina fosforečná je ve skutečnosti pevná látka? Její teplota tání je 42{ }^{\circ} \mathrm{C}. Do laboratoří se ale většinou dostane jako 85 \% vodný roztok. Když pracuješ s tímto roztokem tak musíš dát velký pozor, protože způsobuje těžké poleptání kůže a poškození očí.

Výroba kyseliny fosforečné

Jsou dva způsoby výroby v závislosti na tom, jak čistou kyselinu chceme získat. Kyselina fosforečná, která se používá v potravinářství, se vyrábí tak, že se bílý fosfor nechá shořet na oxid fosforečný, jenž je silně hygroskopický (pohlcuje vodu) a reaguje za vzniku kyseliny trihydrogenfosforečné.

\begin{aligned}\mathrm{P}_4+5\mathrm{O}_2 & \longrightarrow{}\mathrm{P}{}_4\mathrm{O}_{10}\\ \mathrm{P}_4\mathrm{O}_{10}+6\mathrm{H}_2\mathrm{O} & \longrightarrow4\mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4\end{aligned}

Druhý způsob výroby vypadá asi takto. Vezmou se přírodní fosforečnany a nalije se na ně kyselina sírová, dusičná nebo chlorovodíková.

\mathrm{Ca}_5\left(\mathrm{PO}_4\right)_3\mathrm{~F}+10\mathrm{HNO}_3\longrightarrow{}{HF}+3\mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4+5\mathrm{Ca}\left(\mathrm{NO}_3\right)_2

Kde najdu kyselinu fosforečnou a jaké má použití?

Velké množství kyseliny fosforečné se používá při výrobě hnojiv. A kyselinu fosforečnou má každý z nás ve svém těle. Je součástí nukleových kyselin, které v živých organismech zodpovídají za dědičnost. Když se podíváš do ledničky, tak tam najdeš určitě nějakou limonádu a na limonádě najdeš kód E338 to je kyselina fosforečná. Víš, že kyselina fosforečná je součástí odrezovačů? Látek, které odstraňují rez - oxid-hydroxid železitý \mathrm{FeO(OH)}.

Soli kyseliny fosforečné se nazývají fosforečnany. Většinou se těží, ale jejich zdroje už pomalu docházejí.

\mathrm{Ca}_3\left(\mathrm{PO}_4\right)_2+2\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4\longrightarrow{}\mathrm{Ca}{}\left(\mathrm{H}_2\mathrm{PO}_4\right)_2+2\mathrm{CaSO}_4

Výsledný produkt této reakce se nazývá superfosfát. Používá se jako jednosložkové hnojivo nebo se mísí s jinými hnojivy. Nejznámější jsou asi hnojiva označená NPK - podle toho, že obsahují prvky: dusík, fosfor, draslík.

K čemu jsou fosforečnany dobré?

Už víš, že z fosforečnanů se vyrábí hnojiva, ale také se z nich vyrábí fosfor. Fosfáty se dávají i do pracích prostředků, aby změkčily vodu, a zefektivnily prací proces, ale v odpadní vodě se podporuje díky fosfátům vznik vodního květu. V současné době se užívání těchto látek významně omezilo.