Fosfor (od grčkog φως-φóρος phōs-phóros "koji nosi svjetlost", zbog emisije svjetlosti bijelog fosfora u reakciji sa kisikom) jeste hemijski element sa simbolom P i atomskim brojem 15. U periodnom sistemu se nalazi u petoj glavnoj grupi odnosno 15. grupi po IUPACu poznatijoj kao "grupa dušika".
Fosfor se u prirodi javlja u većem broju, međusobno vrlo različitih i raznovrsnih alotropskih modifikacija, među kojima je najlakše dobiti termodinamički ne baš najstabilniju molekulu P4 poznatiju kao bijeli fosfor. Spojevi fosfora su nezamjenjivi za sva živa bića i učestvuju u izgradnji i funkcioniranju organizma, kao što su dijelovi DNK i ćelijska opskrba energijom (ADP/ATP). Biohemijsko kruženje fosfora opisano je u okvirima ciklusa fosfora.
Historija lijevo|190px|thumb|Bijeli fosfor u vodi Fosfor je 1669. otkrio njemački apotekar i alhemičar Hennig Brand, koji je u potrazi za "Kamenom mudrosti", isušivao urin dok nije sva tekućina isparila. Kada je suhi ostatak zagrijao bez prisustva zraka, redukcijom sa organskom materijom nastao je bijeli fosfor, koji je zbog hemoluminiscencije svijetlio u mraku. Iako u to vrijeme nije bila poznata nikakva druga upotreba fosfora, osim kao noćne svjetiljke, on se ipak mjerio težinom zlata. Međutim, Brand se nije obogatio svojim otkrićem, te je recept za njegovo dobijanje prodao alhemistima, koji su se kasnije obogatili. Johann Daniel Kraft, navodni alhemičar, demonstrirao je 1677. Boyleu način dobijanja fosfora. Zanimljivo je da je Brand u Hannoveru također prezentirao svoj fosfor poznatom naučniku i filozofu Leibnizu, koji je iz oduševljenja o tajnovitom izvoru svjetlosti napisao i pjesmu Phosphorus Mirabilis.
Bijeli fosfor je ispočetka, zbog svoje fascinantne osobine, hemoluminiscencije, korišten i kao lijek. Kasnije se počeo koristiti, sve do danas, za izradu šibica. Međutim, pošto je bijeli fosfor veoma otrovan, kod osoba koje rade i dolaze u kontakt s njim često je dolazilo do teških trovanja. U vojnoj historiji, bijeli fosfor je igrao vrlo važnu ulogu kao oružje. Njime su se punile zapaljive bombe, takozvane fosforne bombe. Tako, naprimjer, britansko zrakoplovstvo je u Drugom svjetskom ratu koristilo mješavinu bijelog fosfora i kaučuka. Kaučuk je služio da se viskozna masa lakše zalijepi za metu. Ove bombe su uzrokovale vrlo teška oštećenja kože zbog opekotina.
Osobine i modifikacije thumb|desno|Četiri modifikacije fosfora thumb|desno|Kristali crnog fosfora u zatvorenoj ampuli Fosfor ima četiri alotropske modifikacije: bijeli, crveni, crni i ljubičasti fosfor. Svaki od ovih osnovnih tipova gradi različite kristalne strukture. Pored toga kod njih postoje veoma velike razlike u fizičkim osobinama i reaktivnosti. Pošto je druge modifikacije vrlo teško dobiti direktnim putem, gotovo uvijek se prvo proizvodi bijeli fosfor te se on kasnije pretvara u druge modifikacije. Sve modifikacije se mogu pretvarati jedne u drugu djelovanjem visokog pritiska i izlaganjem visokim temperaturama. Na sobnoj temperaturi, crni fosfor je zapravo stabilna modifikacija, dok su druge metastabilne zbog spore brzine pretvaranja. Bijeli fosfor se može dobiti u laboratoriju zagrijavanjem crvenog bez prisustva kisika. Obrnuto, crveni fosfor se može dobiti iz bijelog zagrijavanjem bijelog na oko 360 °C tokom nekoliko sati.
U gasovitom stanju U fosfornim parama na temperaturi ispod 1200 °C pretežno se nalaze P4 tetraedri kao najmanje molekulske jedinice. Stepen disocijacije pri 800 °C iznosi približno 1%. Na temperaturama između 1200 i 2000 °C pretežno se nalaze molekule P2 sa strukturom valentnih elektrona sličnoj dušiku, dok iznad 2000 °C one postepeno disociraju povišenjem temperature do monoatomskog fosfora.
U tečnom stanju Vrlo je vjerovatno da se sve modifikacije fosfora mogu istopiti dajući približno istu bezbojnu tekućinu gustoće 1,745 g/cm3 pri temperaturi od 44,5 °C. Tečni fosfor se može lahko super-ohladiti do stanja pri kojem je brzina kristalizacije bijele modifikacije izuzetno velika. Ramanov spektar čvrstog stanja i rastvora bijelog fosfora dosta je sličan onom kod tečnosti, što upućuje da tečnost sadrži tetraedarske molekule P4. U nedavnim studijama, zapaženo je postojanje dva različita oblika tečnog fosfora.
Bijeli fosfor Bijeli fosfor je najreaktivnija i najhlapljivija modifikacija fosfora. Ima gustoću od 1,82 g/cm3, topi se na 44,25 °C a prelazi u gas na 280 °C. Proziran je i ponaša se slično vosku. Bijeli fosfor sa mnogo nečistoća naziva se i žuti fosfor. Kubični bijeli fosfor u fosfor-trihloridu i ugljik-disulfidu CS2 je vrlo lahko rastvorljiv; 100 g ugljik-disulfida može rastvoriti više od 1 kg fosfora. U tetrahlorugljicima, benzenu ili etru, fosfor je vrlo slabo rastvorljiv. U vodi je praktično nerastvorljiv.
Pri temperaturi od –76,9 °C kubični oblik (α-oblik) prelazi u heksagonalni (β-oblik) (rotacija slobodnih vanjskih elektrona). U svakom obliku (α-, β- ili rastvoru) bijeli fosfor gradi P4 tetraedre u kojima su uglovi veze od 60°. U fino isitnjenom stanju, bijeli fosfor izložen zraku se pali sam od sebe, dok na oko 50 °C mogu se zapaliti i veći komadi te sagorijeva do fosfor(V)-oksida. Stoga se bijeli fosfor mora držati u vodi. Fosfor koji gori ne smije se gasiti vodom, jer postoji opasnost da se prašina fosfora raspe u fine čestice koje se nakon dodavanja vode same od sebe zapale. Za gašenje zapaljenog fosfora preporučuje se korištenje pijeska.
Izložen zraku, bijeli fosfor može pokazivati svjetlozelenu hemoluminiscenciju. Ona se objašnjava visokim pritiskom pare bijelog fosfora koji u okolinu otpušta molekule P4 u gasovitom stanju, koje reagiraju oksidacijom u gasnoj fazi preko P4O6 do P4O10. U burnim, egzotermnim reakcijama fosfor se spaja sa halogenim elementima, metalima ili sumporom. U takvim reakcijama nastaju spojevi kao što su fosfor-sulfidi, fosfidi te spojevi fosfora(III) i fosfora(V). Djelovanjem jakih baza pri visokim temperaturama, fosfor disproporcionira do fosfana i hipofosfita. Zbog velikog afiniteta fosfora prema kisiku, koji djeluje putem snažnih P-O veza, bijeli fosfor je vrlo snažno redukcijsko sredstvo. Tako naprimjer, zagrijavanjem sumporne kiseline s bijelim fosforom, ona se reducira do sumpor-dioksida.
Sagorijevanjem bijelog fosfora nastaje fosfor-pentoksid koji je veoma higroskopan i sa vlagom iz zraka gradi vrlo gustu maglu od fosforne kiseline. Zbog toga se bijeli fosfor koristi u dimnim bombama.
Crni fosfor Na sobnoj temperaturi postoje najstabilnije modifikacije fosfora u amorfnom i tri kristalna oblika. Zbog svoje polimernog oblika, crni fosfor je nerastvorljiv, znatno teže zapaljiv, mnogo manje reaktivan a gustoća mu iznosi 2,69 g/cm3. Poput crvenog fosfora, crni je također neotrovan. U kristalnoj rešeci crnog fosfora nalaze se valoviti dvostruki slojevi, u kojim su atomi fosfora piramidalno povezani sa druga tri susjedna P atoma gradeći ugao veze od 100°. U takvoj postavci, fosfor ima poluprovodničke karakteristike. Na vlažnom zraku, crni fosfor oksidira nešto brže od crvenog, prekrivajući se bezbojnim, viskoznim slojem fosforne kiseline, istovremeno onemogućavajući daljnji pristup kisiku i otežavajući njegovo zapaljenje.
Obični crni fosfor se kristalizira ortorompski; pri pritisku od 80 hiljada bara ta rešetka nepovratno prelazi u romboedarsku dok pri 110.000 bara prelazi u kubičnu metalnu modifikaciju. Crni fosfor nastaje iz bijelog kada se on izloži visokom pritisku (12.000 bara) i povišenoj temperaturi (200 °C) a od njega se znatno razlikuje po svojoj boji. Izgled crnog fosfora podsjeća na izgled drveta, donekle je vlaknast, sjajan, crn s blago sivom nijansom. Nedavno je dobijena i modifikacija crnog fosfora pod znatno nižim pritiskom.
Crveni fosfor okvir|desno|Uvećana površina papira na koji je nanesena smjesa crvenog fosfora, ljepila i staklenog praha (radi povećanja trenja), o koju se trlja glava šibice Pod pojmom crveni fosfor obuhvata se cijeli niz amorfnih i kristalnih oblika sa varijacijama u gustoći između 2,0 i 2,4 g/cm3 i tačkama topljenja između 585 °C i 610 °C. On je općenito amorfan, ali se putem rekristalizacije iz istopljenog olova može prevesti u monoklinski Hittorfov (ljubičasti) fosfor, koji gradi trodimenzionalno povezane polimerne oblike.
Crveni fosfor se dobija višesatnim zagrijavanjem bijelog na temperaturi od oko 260 °C bez prisustva zraka. Također, sporo pretvaranje se dešava i samim izlaganjem svjetlosti. Pretvaranje bijelog u crveni fosfor ubrzava (katalizira) prisustvo joda. Razlike između kristalnih udjela u crvenom fosforu uzrokuju različite oblike istog. Tu do izražaja dolaze veličine zrna, način spajanja rešetke, nečistoće i različita zasićenja krajnjih (vršnih) grupa sa halogenidima, kisikom ili hidroksi funkcionalnim grupama. On se ne pali sam od sebe, ali se može dovesti do snažnog i burnog zapaljenja snažnim oksidacijskim sredstvima uz vrlo malo dodavanje energije (trenje, udar) a na isti način može doći i do eksplozije. Ljubičasti fosfor je mnogo sličniji crnom fosforu, sudeći po reaktivnosti, dok se takozvani Schenckov fosfor ("grimizni fosfor") ponaša znatno reaktivnije od "običnog" crvenog fosfora. Za razliku od bijelog, crveni fosfor nije otrovan. Prvi opis crvenog fosfora načinio je Anton Schrötter von Kristelli.
Nano-štapići U augustu 2004. njemačkim istraživačima je uspjelo izolirati još dvije nove modifikacije ovog elementa te ih strukturalno karakterizirati: fosfor-nanoštapiće. Kod obje ove modifikacije atomi fosfora nalaze se u obliku lančanih molekula (polimera). Nove modifikacije otkrili su Arno Pfitzner sa Univerziteta Regensburg i Hellmut Eckert sa Vestfalskog Wilhelmsovog univerziteta iz Münstera. Crveno-smeđa vlakna, koja se značajno razlikuju od crvenih modifikacija, u suhom stanju su stabilna na zraku tokom nekoliko sedmica. Pod elektronskim mikroskopom ova crveno-smeđa forma fosfora ima izgled dugih, paralelno postavljenih nanocijevi sa približnim prečnikom od 0,34 nm odnosno 0,47 nm.
Izotopi Fosfor ima samo jedan stabilni izotop, 31P, koji sačinjava sav fosfor iz prirode. Stoga je fosfor jednoizotopni (monoizotopni) element. Postoji mnogo drugih izotopa, ali su svi oni radioaktivni. Izotop fosfora 33P je najduže živući radioizotop sa vremenom poluraspada od 25,3 dana. Izotop 32P ima vrijeme poluraspada a koristi se u medicini.
Rasprostranjenost U prirodi, fosfor se javlja isključivo u obliku spojeva, tj. nema ga u samorodnom obliku. Uglavnom se može naći u vidu fosfata u Zemljinoj kori (sa udjelom od oko 0,09 %). Među najčešće minerale fosfora ubraja se apatit (Ca5(PO4)3(F,Cl,OH). U ekonomski najvažnije fosfate posebno se ubrajaju fluoroapatit te fosforit uklopljen u kalcij-karbonat. Drugi minerali koji sadrže fosfor su, između ostalih, wavelit Al3(PO4)(F,OH) · 5 H2O, vivianit Fe3(PO4)2 · 8 H2O i tirkiz CuAl6[(PO4)(OH2)]4 · 4 H2O.
Najveće zalihe fosfatnih minerala nalaze se u Africi, Kini i SAD (Florida). Četiri države posjeduju oko 80% svih svjetskih rezervi fosfata, koji su pri današnjem stanju tehnologije ekonomski isplativi: Maroko (zajedno sa Zapadnom Saharom oko 36,5%), Kina (23,7%), Jordan i Južnoafrička Republika (obje 9,6%). Zalihe na kopnu dovoljne su, pri sadašnjem tempu eksploatacije, za samo nekoliko decenija. Različite procjene kreću se od 50 do 130 godina. Međutim, zbog novopronađenih rezervi koje se nalaze pretežno u sjevernoj Africi i Iraku, njemačka vlada je 2012. objavila da svjetskom tržištu ne prijeti nestanak ovih sirovina, te da će zalihe trajati još oko 380 godina. Osim ovih, smatra se da se ogromne zalihe nalaze ispod površine mora, ali one danas nisu isplative za eksploataciju.