Fosforo

{{{Nome}}}
; 15	P
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico	{{{Nome}}}, P, 15
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Gruppo, periodo, blocco	{{{Gruppo}}}, {{{Periodo}}}, {{{Blocco}}}
Configurazione elettronica	<img alt="Configurazione elettronica" src="//upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/5/50/Elektronskal_15.svg/250px-Elektronskal_15.svg.png" decoding="async" width="125" height="125" class="mw-file-element" data-file-width="500" data-file-height="500"/> Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Massa atomica	{{{Massa_atomica}}}
Configurazione elettronica	{{{Configurazione_elettronica}}}
Altre proprietà
Numero CAS	7723-14-0

Simboli di rischio chimico
frasi R	R 11-16-50
frasi S	S 7-43-61
	Le sostanze chimiche; vanno manipolate con cautela
	Avvertenze

Template:Infobox elemento chimico

Il fosforo è l'elemento chimico avente numero atomico 15 e simbolo P.
È un non-metallo del gruppo dell'azoto.

Il fosforo non si trova in natura allo stato elementare, ma sotto forma di fosfato (sale dell'acido fosforico), è abbondante in alcune rocce e nelle cellule degli esseri viventi, del cui metabolismo è un componente essenziale. Il fosforo elementare è estremamente reattivo e, combinandosi con l'ossigeno emette una tenue luminescenza (da cui il suo nome, che in greco significa "portatore di luce"). Il principale uso industriale del fosforo è nella produzione di fertilizzanti. È impiegato anche nella produzione di esplosivi, fiammiferi, fuochi artificiali, pesticidi, dentifrici e detergenti.

Il fosforo si presenta come un solido ceroso bianco dal caratteristico sgradevole odore agliaceo; quando è molto puro è trasparente. È insolubile in acqua e solubile nei solventi organici, quali il carbonio disolfuro. Al contatto con l'aria brucia spontaneamente formando il pentossido di fosforo, P₂O₅.

Forme cristalline

Il fosforo esiste in varie forme allotropiche identificate dal loro colore: bianco (o giallo), rosso e nero (o violetto). Le due più comuni sono il fosforo rosso, in realtà violetto, ed il fosforo bianco, entrambi costituiti da gruppi tetraedrici di quattro atomi ciascuno. Il fosforo bianco brucia spontaneamente all'ossigeno dell'aria sopra i 40 °C; può essere convertito nella forma rossa tramite riscaldamento in assenza di aria. Il fosforo rosso è relativamente stabile e perciò poco reattivo; sublima a 170 °C e si incendia per impatto o sfregamento.

Il fosforo nero ha una struttura simile a quella della grafite ed è un semiconduttore: gli atomi sono disposti in fogli paralleli di anelli esagonali condensati.

Applicazioni

L'acido fosforico concentrato (H₃PO₄) è ampiamente usato per la produzione di fertilizzanti. Oltre a ciò

i fosfati sono usati nei vetri speciali per le lampade al sodio;
il fosfato di calcio è usato per la produzione della porcellana e per la produzione del mono-fosfato di calcio, usato come lievitante;
viene usato nella produzione di acciai e bronzi speciali;
il fosfato trisodico è impiegato per addolcire l'acqua e prevenire le ostruzioni da calcare;
il fosforo bianco trova impiego nell'industria bellica per la produzione di ordigni incendiari, bombe fumogene e proiettili traccianti.

Funzione biologica

I composti del fosforo sono coinvolti nelle funzioni vitali di tutte le forme di vita conosciute. Gruppi fosfato sono parte delle molecole del DNA, dell'RNA, dell'ATP e dei fosfolipidi. Il fosfato di calcio è un componente essenziale delle ossa.

Elemento strutturale di denti, ossa e cellule, il fosforo è un minerale che rappresenta più dell'1% del peso corporeo. Il fosforo è indispensabile in vari processi di produzione di energia (metabolismo dei grassi, dei carboidrati e delle proteine) e stimola le contrazioni muscolari; il fosforo è inoltre necessario nella mediazione intracellulare, assicura la funzionalità renale e la trasmissione degli impulsi nervosi.

Fonti alimentari di fosforo sono cereali, verdure, latte, carni bovine, pesce, pollame e legumi. Dai 25 anni in poi la dose raccomandata di fosforo è di 800 mg/die.

I neonati sino a 6 mesi hanno un fabbisogno di 300 mg/die, mentre dai 6 mesi a 1 anno la dose raccomandata è di 600 mg/die. I bambini da 1 a 10 anni hanno un fabbisogno di 800 mg/die; dagli 11 ai 24 anni il fabbisogno è pari a 1200 mg/die. Sebbene la carenza di fosforo sia rara in quanto il minerale è presente in una grande varietà di alimenti, un'assunzione insufficiente può determinare difficoltà nella crescita, disturbi ossei come l'osteoporosi, alterazioni della conduzione nervosa, stanchezza mentale e fisica.

Al fosforo e al consumo di pesce è stato attribuito un effetto positivo sull'intelligenza e sulla memoria; tale legame è privo di fondamento scientifico.

Storia

Il fosforo venne isolato per la prima volta dal chimico tedesco Henning Brand nel 1669. Nel tentativo di distillare i sali residui dell'evaporazione dell'urina, Brand produsse un materiale bianco, luminescente al buio, che bruciava con fiamma brillante. Da allora, la parola fosforescente è stata usata per descrivere quei materiali che emettono luminescenza al buio senza bruciare.

Le discussioni degli alchimisti si ravvivarono, e grandi nomi della scienza dell'epoca, come Robert Boyle parteciparono al dibattito sulle proprietà del nuovo materiale luminescente.

La città di Bologna lega il proprio nome al materiale: il 12 dicembre 1711 vi venne fondato l'Istituto delle Scienze, opera di Luigi Ferdinando Marsigli, presso cui proseguì lo studio del fenomeno dei fosfori, soprattutto ad opera del chimico e medico Jacopo Bartolomeo Beccari. Beccari dapprima fu professore di fisica (dal 4 dicembre 1711, per poi diventare docente di chimica presso l'istituto. La cattedra, fondata il 16 novembre 1737 era strettamente legata alla facoltà di medicina, e fu la prima in Italia ad istituire l'insegnamento della chimica sperimentale.

Nell'ambito del suo lavoro, Beccari realizzò con alcuni collaboratori alcune macchine e dispositivi sperimentali per lo studio dei fosfori e dei composti organici. I risultati del lavoro vennero raccolti da Francesco Maria Zanotti, segretario accademico, nel De Bononiensis scientiarum et Artium Instituto atque Accademiae. Commentarii. Anche lo stesso Marsigli fu impegnato nella ricerca sull'argomento, esponendo presso l’Accademia delle Scienze di Parigi i risultati ottenuti.

Tra la fine del XVIII secolo e gli inizi del XIX secolo l'uso del fosforo cominciò a venire compreso correttamente. Nel Cours de physique experimentale et de chimie; a l’usage des Ecole centrales, spécialment de l’Ecole centrale de la Côte d’Or del 1801 è presente una spiegazione dettagliata di come usare la pietra per ottenere oggetti fosforescenti.

I primi fiammiferi vennero prodotti con il fosforo bianco, che però era pericoloso e tossico da maneggiare. L'esposizione ai vapori provocava ai lavoratori la necrosi delle ossa della mascella.
Con l'adozione del fosforo rosso, meno volatile e più stabile, i rischi vennero ridotti.

Il fosforo bianco è stato usato in diverse guerre come arma incendiaria.

Fonti

Per via della sua reattività, il fosforo non esiste allo stato nativo in natura. È tuttavia ampiamente presente in numerosi minerali. Le rocce fosfatiche, principalmente costituite da apatite (un fosfato di calcio impuro avente la seguente formula molecolare: 3 Ca3(PO4)2 · CaX2 dove X può essere ione fluoruro, cloruro, idrossido o ½ ione carbonato) sono una importante fonte commerciale di questo elemento. Grandi giacimenti di apatite sono stati trovati in Cina, in Russia, in Marocco e negli Stati Uniti.

Il fosforo bianco viene estratto dall'apatite per arrostimento in fornace in presenza di carbone e silice. Il fosforo elementare si libera come vapore che viene raccolto e conservato sotto acido fosforico.

Precauzioni

Il fosforo è molto velenoso, la dose letale media è di 50 milligrammi. L'allotropo bianco va conservato sotto acqua e va manipolato solo con pinze, dato che il contatto con la pelle può causare ustioni. L'avvelenamento cronico provoca la necrosi del tessuto osseo. Gli esteri fosforici sono velenosi per il sistema nervoso, mentre i fosfati inorganici sono sostanzialmente atossici.

Lo sversamento di grandi quantità di fertilizzanti o detergenti a base fosforica causa l'inquinamento del suolo e delle acque.

Isotopi

Gli isotopi più comuni del fosforo sono:

³²P (radioattivo). Subisce decadimento beta (1,71 MeV) con un tempo di dimezzamento di 14,3 giorni. Viene usato nella ricerca biochimica come tracciante per DNA e RNA.
³³P (radioattivo). Subisce decadimento beta (0,25 MeV) con un tempo di dimezzamento di 25,4 giorni. Viene usato nella ricerca biochimica come emettitore di raggi beta a bassa energia.