Fosfor

Fosfor
←  Křemík | Síra  →
patnáct N ↑ P ↓ Tak jako 15p _
Vzhled jednoduché látky
Vzorky žlutého, červeného a fialového fosforu
Vlastnosti atomu
Jméno, symbol, číslo	Phosphorus / Phosphorus (P), 15
Skupina , období , blok	15 (zastaralé 5), 3, p-prvek
atomová hmotnost ( molární hmotnost )	30.973762(2) [1]  a. e. m.  ( g / mol )
Elektronická konfigurace	[Ne] 3s 2 3p 3 , 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Poloměr atomu	128 hodin
Chemické vlastnosti
kovalentní poloměr	106  hodin
Poloměr iontů	35 (+5e) 212 (-3e)  odpoledne
Elektronegativita	2,19 [2] (Paulingova stupnice)
Elektrodový potenciál	0
Oxidační stavy	−3 [3] , -1, 0, +1, (+2), +3, +5
Ionizační energie (první elektron)	1011,2(10,48)  kJ / mol  ( eV )
Termodynamické vlastnosti jednoduché látky
Hustota (v n.a. )	(bílý fosfor) 1,82 g/cm³
Teplota tání	44,15 °C (317,3 K)
Teplota varu	279,85 °C (553 K)
Oud. teplo tání	2,51 kJ/mol
Oud. výparné teplo	49,8 kJ/mol
Molární tepelná kapacita	21,6 [4] (kosočtverec) J/(K mol)
Molární objem	17,0  cm³ / mol
Krystalová mřížka jednoduché látky
Příhradová konstrukce	Krychlový, tělo centrované
Parametry mřížky	18 800 Å  _
Další vlastnosti
Tepelná vodivost	(300 K) (0,236) W/(m K)
Číslo CAS	7723-14-0

Fosfor ( chemická značka  - P , z jiné řečtiny φῶς  - světlo a φέρω - nesu  , φωσφόρος  ; též z lat.  P fosfor ) - chemický prvek 15. skupiny (podle zastaralé  podskupiny - hlavní pátá skupina, VA ) třetí periody periodického systému chemických prvků D. I. Mendělejeva , s atomovým číslem 15.

Fosfor je jedním z běžných prvků zemské kůry: jeho obsah je 0,08-0,09 % její hmotnosti. Koncentrace v mořské vodě je 0,07 mg/l [5] . Nenachází se ve volném stavu kvůli své vysoké chemické aktivitě. Tvoří asi 190 minerálů , z nichž nejvýznamnější jsou apatit Ca 5 (PO 4 ) 3 (F,Cl,OH), fosforit (Сa 3 (PO 4 ) 2 ) a další. Fosfor je součástí nejdůležitějších biologických sloučenin - fosfolipidů . Obsažen v živočišných tkáních, je součástí bílkovin a dalších důležitých organických sloučenin ( ATP , DNA ), je prvkem života.

Historie

Fosfor objevil hamburský alchymista Hennig Brand v roce 1669 . Stejně jako ostatní alchymisté se Brand pokusil najít kámen mudrců , ale dostal svítící látku. Brand se zaměřil na experimenty s lidskou močí, protože se domníval, že ta, která má zlatavou barvu, může obsahovat zlato nebo něco potřebného k její extrakci. Zpočátku jeho metoda spočívala v tom, že nejprve moč stála několik dní, dokud nezačala vydávat zápach, a poté se uvařila do lepkavého stavu. Zahřátím této pasty na vysoké teploty a vytvořením bublinek doufal, že když zkondenzují, budou obsahovat zlato. Po několika hodinách intenzivního varu byla získána zrnka bílé voskovité hmoty, která velmi jasně hořela a navíc ve tmě blikala. Značka tuto látku pojmenovala phosphorus mirabilis ( latinsky „zázračný světlonoš“). Brandův objev fosforu byl prvním objevem nového prvku od starověku.

O něco později fosfor získal další německý chemik - Johann Kunkel .

Bez ohledu na Branda a Kunkela fosfor získal R. Boyle , který jej popsal v článku „Metoda přípravy fosforu z lidské moči“, ze 14. října 1680 a publikovaném v roce 1693 .

Vylepšenou metodu získávání fosforu publikoval v roce 1743 Andreas Marggraf .

Existují důkazy, že arabští alchymisté dokázali získat fosfor ve 12. století.

Skutečnost, že fosfor je jednoduchá látka , dokázal Lavoisier .

 Zahříváním bílého fosforu bez přístupu vzduchu byla izolována amorfní alotropní modifikace fosforu - červený fosfor P n , A. Schroetter v polovině 19. století.

V roce 1865 se věřilo, že Gittorf ochlazením červeného fosforu v roztaveném olovu získal novou krystalickou modifikaci, která se nazývala fialová. Tato modifikace byla postavena ze skupin P 8 a P 9 spojených přemostěním atomů fosforu do trubic. Nyní se však věří, že fialový fosfor je hrubozrnná modifikace červené.

Původ jména

V roce 1669 Henning Brand zahřátím směsi bílého písku a odpařené moči získal látku zářící ve tmě, nejprve nazývanou „studený oheň“. Sekundární název "fosfor" pochází z řeckých slov "φώς" - světlo a "φέρω" - nosím. Ve starověké řecké mytologii , jméno Phosphorus (nebo Eosphorus, jiné Řek Φωσφόρος ) nosil strážce Jitřenky .

Fyzikální vlastnosti

Elementární fosfor existuje za normálních podmínek ve formě několika stabilních alotropních modifikací . Všechny existující alotropní modifikace fosforu nebyly dosud plně prozkoumány (2021) . Tradičně se rozlišují tři jeho modifikace: bílá, červená, černá. Někdy se jim také říká hlavní alotropní modifikace, což znamená, že všechny ostatní popsané modifikace jsou směsí těchto tří. Za standardních podmínek jsou stabilní pouze dvě alotropní modifikace fosforu, například bílý fosfor je termodynamicky nestabilní (kvazistacionární stav) a v průběhu času se za normálních podmínek přeměňuje na červený fosfor. Všechny modifikace se liší barvou , hustotou a dalšími fyzikálními a chemickými vlastnostmi, zejména reaktivitou. Když stav hmoty přejde do termodynamicky stabilnější modifikace , chemická aktivita klesá , například s postupnou přeměnou bílého fosforu na červený, poté červený na černý.

Bílý fosfor

Bílý fosfor je bílá látka (může mít nažloutlý odstín kvůli nečistotám ). Je vzhledově velmi podobný rafinovanému vosku nebo parafínu , snadno se řeže nožem a deformuje se s malou námahou.

Bílý fosfor má molekulární krystalovou mřížku , vzorec molekuly bílého fosforu je P 4 a atomy jsou umístěny ve vrcholech čtyřstěnu [6] . Odlévá se v inertní atmosféře ve formě tyčinek (ingotů), skladuje se bez přístupu vzduchu pod vrstvou čištěné vody nebo ve speciálních inertních médiích.

Špatně rozpustný ve vodě [6] , ale snadno rozpustný v organických rozpouštědlech . Rozpustnost bílého fosforu v sirouhlíku se využívá pro jeho průmyslové čištění od nečistot. Hustota bílého fosforu je nejnižší ze všech jeho modifikací a je asi 1823 kg/m³. Bílý fosfor taje při 44,1 °C. V parním stavu dochází k disociaci molekul fosforu.

Chemicky je bílý fosfor extrémně aktivní. Například se pomalu oxiduje vzdušným kyslíkem již při pokojové teplotě a svítí (bledě zelená záře). Jev tohoto druhu záře v důsledku chemických oxidačních reakcí se nazývá chemiluminiscence (někdy chybně fosforescence ). Při interakci s kyslíkem hoří bílý fosfor i pod vodou [7] .

Bílý fosfor je nejen chemicky aktivní, ale také velmi jedovatý : smrtelná dávka bílého fosforu pro dospělého člověka je 0,05-0,15 g [4] a při chronické otravě postihuje například kosti, způsobuje nekrózu čelistí [4 ] . Při kontaktu s pokožkou se snadno vznítí a způsobí těžké popáleniny [8] [9] .

Působením světla, při zahřátí na nepříliš vysoké teploty v prostředí bez vzduchu [6] , a také působením ionizujícího záření [10] , se bílý fosfor mění na fosfor červený.

Žlutý fosfor

Nerafinovaný bílý fosfor se běžně označuje jako „žlutý fosfor“. Vysoce toxická ( MPC v atmosférickém vzduchu 0,0005 mg/m³), hořlavá krystalická látka světle žluté až tmavě hnědé barvy. Hustota 1,83 g/cm³, taje při 43,1 °C, vře při +280 °C. Ve vodě se nerozpouští, na vzduchu snadno oxiduje a samovolně se vznítí. Hoří oslnivým jasně zeleným plamenem za uvolňování hustého bílého kouře - malých částeček tetrafosfor dekaoxidu P 4 O 10 [11] .

Protože fosfor reaguje s vodou pouze při teplotách nad 500 °C, používá se k hašení fosforu velké množství vody (ke snížení teploty zdroje vznícení a převedení fosforu do pevného skupenství) nebo roztok síranu měďnatého (síran měďnatý) , po zhašení je fosfor pokryt mokrým pískem. K ochraně před samovznícením se žlutý fosfor skladuje a transportuje pod vrstvou vody (roztok chloridu vápenatého) [12] .

Červený fosfor

Červený fosfor je termodynamicky stabilnější modifikace elementárního fosforu. Poprvé byl získán v roce 1847 ve Švédsku rakouským chemikem A. Schrötterem zahříváním bílého fosforu na 500 °C v atmosféře oxidu uhelnatého (CO) v zatavené skleněné ampuli.

Červený fosfor má vzorec Pn a je to polymer se složitou strukturou. Podle způsobu výroby a stupně drcení má červený fosfor odstíny od purpurově červené po fialovou a v litém stavu - tmavě fialový s měděným odstínem, má kovový lesk. Chemická aktivita červeného fosforu je mnohem nižší než u bílého; má výjimečně nízkou rozpustnost. Červený fosfor je možné rozpustit pouze v některých roztavených kovech ( olovo a vizmut ), z čehož se někdy získávají jeho velké krystaly. Takže například německý fyzikální chemik I. V. Gittorf v roce 1865 poprvé obdržel dokonale postavené, ale malé krystaly (Gittorfův fosfor). Červený fosfor se na vzduchu do teploty 240-250°C (při přeměně v bílou formu při sublimaci ) samovolně nevznítí , ale samovolně se vznítí při tření nebo nárazu, zcela postrádá jev chemiluminiscence . Je nerozpustný ve vodě, stejně jako v benzenu, sirouhlíku a dalších látkách, rozpustný v bromidu fosforitém. Při teplotě sublimace se červený fosfor přeměňuje na páru, při jejímž ochlazení vzniká hlavně bílý fosfor.

Jeho jedovatost je tisíckrát menší než u bílého, proto se používá mnohem šířeji, například při výrobě zápalek (roštovací plocha krabiček od zápalek je pokryta kompozicí, která obsahuje červený fosfor). Hustota červeného fosforu je také vyšší, při lití dosahuje 2400 kg/m³ . Když se skladuje na vzduchu, červený fosfor v přítomnosti vlhkosti postupně oxiduje, tvoří hygroskopický oxid , absorbuje vodu a stává se vlhkým ("promočený"), tvořící viskózní kyselinu fosforečnou; Proto se skladuje ve vzduchotěsné nádobě. Když je "namočený" - promyje se vodou ze zbytků kyselin fosforečných, suší se a používá se k určenému účelu.

Černý fosfor

Černý fosfor je termodynamicky a chemicky nejméně aktivní formou elementárního fosforu. Poprvé byl černý fosfor získán v roce 1914 americkým fyzikem P. W. Bridgmanem z bílého fosforu ve formě černých lesklých krystalů s vysokou (2690 kg / m³) hustotou. K provedení syntézy černého fosforu použil Bridgman tlak 2⋅109 Pa ( 20 tisíc atmosfér) a teplotu asi 200 °C. Počátek rychlého přechodu leží v oblasti 13 000 atmosfér a teplotě asi 230 °C.

Černý fosfor je černá látka s kovovým leskem, mastná na dotek a velmi podobná grafitu a nerozpustná ve vodě nebo organických rozpouštědlech. Černý fosfor je možné zapálit pouze tak, že jej nejprve silně zahřejeme v atmosféře čistého kyslíku až na 400 °C. Černý fosfor vede elektřinu a má vlastnosti polovodiče . Teplota tání černého fosforu je 1000 °C při tlaku 1,8⋅10 6 Pa.

Chemické vlastnosti

Chemická aktivita fosforu je mnohem vyšší než u dusíku . V tomto případě je tendence k vytváření vícenásobných vazeb ve fosforu méně výrazná než v dusíku. Je to proto, že dvě jednoduché vazby (δ + δ) mají více energie než jedna dvojná vazba (δ + π) a tři jednoduché vazby (δ + δ + δ) mají více energie než jedna trojná vazba (δ + π + π). Fosfor proto netvoří odpovídající analogy sloučenin a iontů dusíku s násobnými vazbami (N 2 , NO, N 3 - , N 2 + ). Na druhou stranu, rysem fosforu je schopnost tvořit řetězové a shlukové struktury [13] . Chemické vlastnosti fosforu jsou do značné míry určeny jeho alotropní modifikací. Bílý fosfor je velmi aktivní, v procesu přechodu na červený a černý fosfor chemická aktivita klesá. Bílý fosfor ve vzduchu při oxidaci vzdušným kyslíkem při pokojové teplotě vyzařuje viditelné světlo, záře je způsobena fotoemisní reakcí oxidace fosforu.

V kapalném a rozpuštěném stavu, stejně jako v parách do 800 °C , se fosfor skládá z molekul . Při zahřátí nad 800 °C se molekuly disociují:

Při teplotách nad 2000 °C se molekuly rozpadají na atomy.

Interakce s jednoduchými látkami

Fosfor se snadno oxiduje kyslíkem :

Interaguje s mnoha jednoduchými látkami - halogeny , sírou , některými kovy, vykazuje oxidační a redukční vlastnosti:

s kovy - oxidační činidlo , tvoří fosfidy :

fosfidy se rozkládají vodou a kyselinami za vzniku fosfinu .

S nekovy - redukční činidlo :

Fosfor se prakticky neslučuje s vodíkem. Voda však rozkládá některé fosfidy reakcí, například:

lze získat fosforovodík podobný amoniaku ( fosfin ) - .

Interakce s vodou

Při teplotách nad 500 °C interaguje s vodní párou, dochází k disproporcionační reakci za vzniku fosfinu a kyseliny fosforečné :

Červený fosfor reaguje s vodou za vzniku kyseliny fosforečné a vodíku. Reakce probíhá při teplotě 700–900 °C. Katalyzátor může být: platina, měď, titan, zirkonium [1] :

Interakce s alkáliemi

Ve studených koncentrovaných alkalických roztocích probíhá také disproporcionační reakce za vzniku fosfinu pomalu [14] :

Restaurační vlastnosti

Silná oxidační činidla přeměňují fosfor na kyselinu fosforečnou :

K oxidační reakci fosforu dochází při zapálení zápalek, Bertoletova sůl působí jako oxidační činidlo :

Získání

Fosfor se získává z apatitu nebo fosforitu v důsledku interakce s koksem a oxidem křemičitým při teplotě asi 1600 ° C:

nebo:

Vzniklé páry fosforu kondenzují v jímači pod vrstvou vody na alotropní modifikaci ve formě bílého fosforu. Místo fosforitů lze pro získání elementárního fosforu redukovat jiné anorganické sloučeniny fosforu například uhlím, včetně kyseliny metafosforečné :

Aplikace

Fosfor je nejdůležitější biogenní prvek a zároveň je velmi široce využíván v průmyslu. Při výrobě zápalek se používá červený fosfor. Ta se spolu s jemně broušeným sklem a lepidlem nanáší na boční plochu krabičky. Při tření hlavičky zápalky, která obsahuje chlorečnan draselný a síru, dojde ke vznícení.

Izotopy

Je známo více než 20 izotopů fosforu (s hmotnostním číslem od 24 do 47). Přírodní izotop 31P je stabilní. Z radioaktivních izotopů jsou nejdéle žijící: 30 P ( T 1/2 = 2,5 min), 32 P (T 1/2 = 14,26 dne) a 33 P (T 1/2 = 25,34 dne) [15] .

Elementární fosfor

Snad první vlastností fosforu, které člověk dal do služeb, je hořlavost. Hořlavost fosforu je velmi vysoká a závisí na alotropní modifikaci.

Bílý ("žlutý") fosfor je chemicky nejaktivnější, nejjedovatější a hořlavý, a proto se velmi často používá (v zápalných bombách apod.).

Červený fosfor je hlavní modifikací vyráběnou a spotřebovávanou průmyslem. Používá se při výrobě zápalek , výbušnin , zápalných směsí, různých druhů paliv , ale i vysokotlakých maziv, jako getr při výrobě žárovek.

Sloučeniny fosforu v zemědělství

Fosfor (ve formě fosfátů ) je jedním ze tří nejdůležitějších biogenních prvků zapojených do syntézy ATP . Většina vyrobené kyseliny fosforečné se používá k získání fosfátových hnojiv - superfosfát , sraženina , ammofoska atd.

Sloučeniny fosforu v průmyslu

Fosfáty jsou široce používány:

• jako komplexotvorná činidla (změkčovače vody),
• ve složení pasivátorů kovových povrchů ( ochrana proti korozi , např. tzv. kompozice „ mazhef “).

Fosfátová pojiva

Schopnost fosfátů tvořit silnou trojrozměrnou polymerní síť se využívá k výrobě fosfátových a aluminofosfátových pojiv .

Biologická role sloučenin fosforu

Fosfor je v živých buňkách přítomen ve formě orto- a pyrofosforečné kyseliny, je součástí nukleotidů, nukleových kyselin, fosfoproteinů, fosfolipidů, koenzymů a enzymů. Lidské kosti se skládají z hydroxylapatitu 3Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca (OH) 2 , který tvoří také základ zubní skloviny . Hlavní roli v přeměně sloučenin fosforu u lidí a zvířat hrají játra. Výměnu sloučenin fosforu regulují hormony a vitamín D. Při nedostatku fosforu vznikají v těle různá onemocnění kostí.

Denní potřeba fosforu je:

• pro dospělé 1,0-2,0 g;
• pro těhotné a kojící ženy 3-3,8 g;
• pro děti a dorost 1,5-2,5g.

Při velké fyzické námaze se potřeba fosforu zvyšuje 1,5-2krát.

Asimilace nastává efektivněji, když je fosfor přijímán spolu s vápníkem v poměru 3:2 (P:Ca).

Některé zdroje [16] :

Toxikologie elementárního fosforu

Červený fosfor je prakticky netoxický (toxicitu mu dodávají nečistoty bílého fosforu). Prach červeného fosforu, který se dostává do plic, způsobuje zápal plic s chronickým účinkem.

Bílý fosfor je velmi toxický , rozpustný v tucích . Smrtelná dávka bílého fosforu pro člověka (v závislosti na jeho hmotnosti) je 15-150 mg. Bílý fosfor, který se dostane na kůži, způsobuje těžké popáleniny a může se také dostat do těla kožními lézemi, což způsobuje těžkou otravu.

Akutní otrava bílým fosforem se projevuje pálením v ústech a žaludku, bolestmi hlavy, slabostí, zvracením. Žloutenka se vyvíjí po 2-3 dnech . Chronické formy jsou charakterizovány porušením metabolismu vápníku, poškozením kardiovaskulárního a nervového systému. První pomoc při akutní otravě - výplach žaludku , projímadlo, čistící klystýry, nitrožilní roztoky glukózy. V případě popálenin kůže ošetřete postižená místa roztoky síranu měďnatého nebo sody. MPC páry žlutého fosforu ve vzduchu průmyslových prostor je 0,03 mg/m³, dočasně přípustná koncentrace v atmosférickém vzduchu je 0,0005 mg/m³, MPC v pitné vodě je 0,0001 mg/dm³ [18] .

Toxikologie sloučenin fosforu

Některé sloučeniny fosforu ( fosfin ) jsou vysoce toxické. Vzhledem k vysoké ( LD50 15-100 mg/kg) a extrémně vysoké (<15 mg/kg) toxicitě se většina organofosforových sloučenin (OP) používá jako pesticidy ( insekticidy , akaricidy , zoocidy atd.) nebo chemické bojové látky. Příklady chemických bojových látek jsou Sarin , Soman , Tabun , Novičok , V-plyny .

FOS vykazují vlastnosti nervových látek. Toxicita organofosforových sloučenin je způsobena inhibicí enzymu acetylcholinesterázy , což má za následek bolesti hlavy, nevolnost, závratě, zúžení zornic ( mióza ), dušnost (dušnost), dochází ke slinění, snižuje se krevní tlak, objevují se křeče, objevují se paralytické účinky, kóma a v důsledku toho může rychle skončit smrtí. Účinným antidotem na otravu FOS je atropin .

Zdravotní nebezpečí

Hodnocení NFPA 704 :

Fosforová žluť elementární patří do 1. třídy nebezpečnosti.

Poznámky

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. Atomové hmotnosti prvků 2011 (IUPAC Technical Report  )  // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Sv. 85 , č. 5 . - S. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 . Archivováno z originálu 5. února 2014.
2. ↑ Fosfor:  elektronegativity . WebElements. Datum přístupu: 15. července 2010. Archivováno z originálu 7. ledna 2010.
3. ↑ Sulphur and Phosphorus Compounds  (anglicky)  (odkaz není k dispozici) . Datum přístupu: 27. ledna 2010. Archivováno z originálu 13. února 2010.
4. ↑ 1 2 3 Editorial: Zefirov N. S. (šéfredaktor). Chemická encyklopedie: v 5 dílech - Moskva: Velká ruská encyklopedie, 1999. - V. 5. - S. 145.
5. ↑ JP Riley a Skirrow G. Chemická oceánografie V. 1, 1965
6. ↑ 1 2 3 Khodakov Yu. V., Epshtein D. A., Gloriozov P. A. § ​​30. Fosfor // Anorganická chemie. Učebnice pro 9. ročník. - 7. vyd. - M .: Vzdělávání , 1976. - S. 62-65. — 2 350 000 výtisků.
7. ↑ Spalování bílého fosforu pod  vodou
8. ↑ Kemal T. Saracoglu, Ahmet H. Acar, Tamer Kuzucuoglu, Sezer Yakupoglu. Spálení bílého fosforu  (anglicky)  // The Lancet . - 2010. - Sv. 376 , č.p. 9734 . — S. 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. Správa popálenin bílého fosforu  (anglicky)  // Burns. - 2001. - Sv. 27 , iss. 5 . - str. 492-497 . - doi : 10.1016/S0305-4179(01)00003-1 . — PMID 11451604 .
10. ↑ Radiační chemie // Encyklopedický slovník mladého chemika. 2. vyd. / Comp. V. A. Kritsman, V. V. Stanzo. - M . : Pedagogika , 1990. - S. 200 . — ISBN 5-7155-0292-6 .
11. ↑ Schroeter W., Lautenschläger K.-H., Bibrak H. a kol., Chemistry = Chemie. - M .: Chemie, 1989. - S. 351. - ISBN 5-7245-0360-3 .
12. ↑ Chemická encyklopedie / Redakční rada: Zefirov N. S. et al. - M . : Velká ruská encyklopedie, 1998. - V. 5. - 783 s. — ISBN 5-85270-310-9 .
13. ↑ Ed. Yu.D. Treťjakov. Anorganická chemie: ve 3 svazcích - Moskva: Publishing Center "Academy", 2004. - T. 2. - S. 156.
14. ↑ Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Chemické vlastnosti anorganických látek: Proc. příspěvek na vysoké školy. - 3. vydání, Rev. - M .: Chemie, 2000. - 480 s. — ISBN 5-7245-1163-0 .
15. ↑ Data založená na Audi G. , Bersillon O. , Blachot J. , Wapstra AH Hodnocení jaderných a rozpadových vlastností NUBASE  // Nuclear Physics A. - 2003. - T. 729 . - S. 3-128 . - doi : 10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001 . - .
16. ↑ USDA . Datum přístupu: 31. prosince 2015. Archivováno z originálu 1. března 2014. (neurčitý)
17. ↑ Bulanov Yu. B. Chemické složení produktů. Nutriční hodnota.
18. ↑ UNIAN - zdraví - Co se stane s fosforem? . Získáno 26. května 2010. Archivováno z originálu 23. května 2013. (neurčitý)

Odkazy

• Exploze fosforu dusičnanem draselným (video)  (odkaz nedostupný od 14. 4. 2018 [1662 dní])
• Fosforový měsíc – Experimentujte s bílým fosforem
• Fosfor, vzdělávací film
• Fosfor na webových prvcích
• Fosfor v populární knihovně chemických prvků

Slovníky a encyklopedie	Velká dánština Velká Katalánština Skvělý norský Velký Rus Brockhaus a Efron Brockhaus a Efron okolo světa Malý Brockhaus a Efron Britannica (online) Britannica (online) Brockhaus Treccani Universalis Granátové jablko
V bibliografických katalozích BNE : XX534851 BNF : 119329562 GND : 4045855-6 J9U : 987007543643705171 LCCN : sh85101119 NDL : 00569477 NKC : ph120293