Fósforo

Fósforo é um elemento químico com o símbolo P e número atômico 15. O fósforo elementar existe em duas formas principais, fósforo branco e fósforo vermelho, mas por ser altamente reativo, o fósforo nunca é encontrado como elemento livre na Terra. Tem uma concentração na crosta terrestre de cerca de um grama por quilograma (compare cobre em cerca de 0,06 gramas). Nos minerais, o fósforo geralmente ocorre como fosfato.

O fósforo elementar foi isolado pela primeira vez como fósforo branco em 1669. No fósforo branco, os átomos de fósforo são arranjados em grupos de 4, escritos como P₄. O fósforo branco emite um leve brilho quando exposto ao oxigênio - daí o nome, tirado da mitologia grega, Φωσφόρος significado & #39;portador de luz' (Latin Lúcifer), referindo-se à "Estrela da Manhã", o planeta Vênus. O termo fosforescência, que significa brilho após iluminação, deriva dessa propriedade do fósforo, embora a palavra tenha sido usada desde então para um processo físico diferente que produz um brilho. O brilho do fósforo é causado pela oxidação do fósforo branco (mas não vermelho) - um processo agora chamado de quimioluminescência. Juntamente com nitrogênio, arsênico, antimônio e bismuto, o fósforo é classificado como um pictógeno.

O fósforo é um elemento essencial para sustentar a vida em grande parte por meio de fosfatos, compostos que contêm o íon fosfato, PO₄³⁻. Os fosfatos são um componente do DNA, RNA, ATP e fosfolipídios, compostos complexos fundamentais para as células. O fósforo elementar foi isolado pela primeira vez da urina humana, e as cinzas ósseas foram uma importante fonte inicial de fosfato. As minas de fosfato contêm fósseis porque o fosfato está presente nos depósitos fossilizados de restos de animais e excrementos. Baixos níveis de fosfato são um limite importante para o crescimento em vários ecossistemas vegetais. A grande maioria dos compostos de fósforo extraídos são consumidos como fertilizantes. O fosfato é necessário para repor o fósforo que as plantas removem do solo, e sua demanda anual aumenta quase duas vezes mais rápido que o crescimento da população humana. Outras aplicações incluem compostos organofosforados em detergentes, pesticidas e agentes nervosos.

Características

Alótropos

O fósforo tem vários alótropos que exibem propriedades surpreendentemente diversas. Os dois alótropos mais comuns são o fósforo branco e o fósforo vermelho.

Do ponto de vista das aplicações e da literatura química, a forma mais importante de fósforo elementar é o fósforo branco, muitas vezes abreviado como WP. É um sólido macio e ceroso que consiste em tetraédrico P
₄ moléculas, nas quais cada átomo está ligado aos outros três átomos por uma ligação simples formal. Este P
₄ o tetraedro também está presente no fósforo líquido e gasoso até a temperatura de 800 °C (1.470 °F) quando ele começa a se decompor em P
₂ moléculas. O P
₄ molécula na fase gasosa tem um comprimento de ligação P-P de r_g = 2,1994(3) Å como foi determinado por difração de elétrons de gás. A natureza da ligação neste P
₄ tetraedro pode ser descrito por aromaticidade esférica ou ligação de cluster, ou seja, os elétrons são altamente deslocalizados. Isso foi ilustrado pelos cálculos das correntes induzidas magneticamente, que somam 29 nA/T, muito mais do que na molécula aromática arquetípica benzeno (11 nA/T).

Estruturas cristalinas de alguns alotropes de fósforo

Branco

Vermelho

Violeta

Preto

O fósforo branco existe em duas formas cristalinas: α (alfa) e β (beta). À temperatura ambiente, a forma α é estável. É mais comum, possui estrutura cristalina cúbica e a 195,2 K (-78,0 °C), se transforma na forma β, que possui estrutura cristalina hexagonal. Estas formas diferem em termos das orientações relativas dos constituintes P₄ tetraedros. A forma β do fósforo branco contém três P
₄ moléculas, ou seja, 18 comprimentos de ligação P-P diferentes entre 2.1768(5) e 2,1920(5) Å. O comprimento médio da ligação P-P é 2,183(5) Å.

O fósforo branco é o menos estável, o mais reativo, o mais volátil, o menos denso e o mais tóxico dos alótropos. O fósforo branco muda gradualmente para o fósforo vermelho. Essa transformação é acelerada pela luz e pelo calor, e as amostras de fósforo branco quase sempre contêm algum fósforo vermelho e, portanto, aparecem em amarelo. Por esse motivo, o fósforo branco envelhecido ou impuro (por exemplo, WP para armas, não para laboratório) também é chamado de fósforo amarelo. Quando exposto ao oxigênio, o fósforo branco brilha no escuro com um tom muito fraco de verde e azul. É altamente inflamável e pirofórico (autoinflamável) em contato com o ar. Devido à sua piroforicidade, o fósforo branco é usado como aditivo no napalm. O odor da combustão desta forma tem um cheiro característico de alho, e as amostras são comumente revestidas com pentóxido de fósforo branco, que consiste em P
₄O
₁₀ tetraedros com oxigênio inserido entre os átomos de fósforo e em seus vértices. O fósforo branco é insolúvel em água, mas solúvel em dissulfeto de carbono.

Decomposição térmica de P₄ a 1100 K dá difósforo, P₂. Esta espécie não é estável como um sólido ou líquido. A unidade dimérica contém uma ligação tripla e é análoga a N₂. Também pode ser gerado como um intermediário transiente em solução por termólise de reagentes precursores organofosforados. Em temperaturas ainda mais altas, P₂ se dissocia em P atômico.

O fósforo vermelho tem estrutura polimérica. Pode ser visto como um derivado de P₄ em que uma ligação P-P é quebrada e uma ligação adicional é formada com o tetraedro vizinho, resultando em cadeias de moléculas P₂₁ ligadas por forças de van der Waals. O fósforo vermelho pode ser formado aquecendo o fósforo branco a 250 °C (482 °F) ou expondo o fósforo branco à luz solar. O fósforo após este tratamento é amorfo. Após aquecimento adicional, este material cristaliza. Nesse sentido, o fósforo vermelho não é um alótropo, mas sim uma fase intermediária entre o fósforo branco e o violeta, e a maioria de suas propriedades possui uma faixa de valores. Por exemplo, o fósforo vermelho brilhante preparado na hora é altamente reativo e inflama a cerca de 300 °C (572 °F), embora seja mais estável do que o fósforo branco, que inflama a cerca de 30 °C (86 °F). Após aquecimento ou armazenamento prolongado, a cor escurece (ver imagens da infobox); o produto resultante é mais estável e não se inflama espontaneamente no ar.

O fósforo violeta é uma forma de fósforo que pode ser produzida pelo recozimento de um dia inteiro de fósforo vermelho acima de 550 °C. Em 1865, Hittorf descobriu que quando o fósforo era recristalizado a partir do chumbo fundido, uma forma vermelha/púrpura era obtida. Portanto, esta forma às vezes é conhecida como fósforo de "Hittorf's" (ou fósforo violeta ou α-metálico).

O fósforo preto é o alótropo menos reativo e a forma termodinamicamente estável abaixo de 550 °C (1.022 °F). Também é conhecido como fósforo β-metálico e tem uma estrutura semelhante à do grafite. É obtido pelo aquecimento do fósforo branco sob altas pressões (cerca de 12.000 atmosferas padrão ou 1,2 gigapascais). Também pode ser produzido em condições ambientais usando sais metálicos, e. mercúrio, como catalisadores. Na aparência, nas propriedades e na estrutura, assemelha-se ao grafite, sendo preto e escamoso, um condutor de eletricidade e com folhas enrugadas de átomos ligados.

Outra forma, o fósforo escarlate, é obtido permitindo que uma solução de fósforo branco em dissulfeto de carbono evapore na luz solar.

Quimiluminescência

Fosforo branco exposto ao ar brilha no escuro

Quando isolado pela primeira vez, observou-se que o brilho verde que emana do fósforo branco persistia por um tempo em um frasco rolhado, mas depois cessava. Robert Boyle, na década de 1680, atribuiu-o à "debilitação" do ar. Na verdade, é oxigênio sendo consumido. No século 18, sabia-se que, no oxigênio puro, o fósforo não brilhava; há apenas uma gama de pressões parciais em que isso acontece. O calor pode ser aplicado para conduzir a reação a pressões mais altas.

Em 1974, o brilho foi explicado por R. J. van Zee e A. U. Khan. Uma reação com o oxigênio ocorre na superfície do fósforo sólido (ou líquido), formando as moléculas de vida curta HPO e P
₂O
₂ que emitem luz visível. A reação é lenta e apenas muito pouco dos intermediários são necessários para produzir a luminescência, daí o tempo prolongado que o brilho continua em um frasco com rolha.

Desde sua descoberta, fósforos e fosforescência foram usados livremente para descrever substâncias que brilham no escuro sem queimar. Embora o termo fosforescência seja derivado do fósforo, a reação que dá ao fósforo seu brilho é propriamente chamada de quimioluminescência (brilho devido a uma reação química fria), não fosforescência (reemissão de luz que anteriormente caiu sobre uma substância e a excitou).

Isótopos

Existem 22 isótopos conhecidos de fósforo, variando de ²⁶
P para ⁴⁷
P. Apenas ³¹
P é estável e, portanto, está presente em 100% de abundância. O spin nuclear semi-inteiro e a alta abundância de ³¹P tornam a espectroscopia de NMR de fósforo-31 uma ferramenta analítica muito útil em estudos de amostras contendo fósforo.

Dois isótopos radioativos de fósforo têm meias-vidas adequadas para experimentos científicos biológicos. Estes são:

• 32P, um beta-emitter (1.71 MeV) com uma meia-vida de 14.3 dias, que é usado rotineiramente em laboratórios de ciências da vida, principalmente para produzir sondas de DNA e RNA radiolabeled, por exemplo, para uso em manchas do norte ou manchas do sul.
• ³³
  P, um beta-emitter (0,25 MeV) com uma meia-vida de 25,4 dias. É usado em laboratórios de ciências da vida em aplicações em que as emissões de beta de baixa energia são vantajosas, como sequenciamento de DNA.

As partículas beta de alta energia de ³²
P penetram na pele e córneas e qualquer ³²
P ingerido, inalado ou absorvido é prontamente incorporado ao osso e aos ácidos nucléicos. Por essas razões, a Administração de Saúde e Segurança Ocupacional nos Estados Unidos e instituições semelhantes em outros países desenvolvidos exigem pessoal trabalhando com ³²
P usar jaleco, luvas descartáveis e óculos de segurança ou óculos de proteção para proteger os olhos e evitar trabalhar diretamente sobre recipientes abertos. Também é necessário monitorar a contaminação de pessoas, roupas e superfícies. A blindagem requer consideração especial. A alta energia das partículas beta dá origem à emissão secundária de raios X via Bremsstrahlung (radiação de frenagem) em materiais de blindagem densos, como o chumbo. Portanto, a radiação deve ser protegida com materiais de baixa densidade, como acrílico ou outro plástico, água ou (quando a transparência não for necessária) até mesmo madeira.

Ocorrência

Universo

Em 2013, astrônomos detectaram fósforo em Cassiopeia A, o que confirmou que esse elemento é produzido em supernovas como subproduto da nucleossíntese de supernovas. A proporção de fósforo para ferro no material do remanescente da supernova pode ser até 100 vezes maior do que na Via Láctea em geral.

Em 2020, os astrônomos analisaram os dados do ALMA e do ROSINA da massiva região de formação de estrelas AFGL 5142, para detectar moléculas contendo fósforo e como elas são transportadas em cometas até a Terra primitiva.

Crosta e fontes orgânicas

O fósforo tem uma concentração na crosta terrestre de cerca de um grama por quilograma (compare com o cobre em cerca de 0,06 gramas). Não é encontrado livre na natureza, mas é amplamente distribuído em muitos minerais, geralmente como fosfatos. A rocha de fosfato inorgânico, que é parcialmente feita de apatita (um grupo de minerais que é, geralmente, fluoreto de triortofosfato pentacálcico (hidróxido)), é hoje a principal fonte comercial desse elemento. De acordo com o US Geological Survey (USGS), cerca de 50% das reservas globais de fósforo estão nas nações árabes. 85% das reservas conhecidas da Terra estão no Marrocos, com depósitos menores na China, Rússia, Flórida, Idaho, Tennessee, Utah e outros lugares. Albright e Wilson no Reino Unido e sua fábrica nas Cataratas do Niágara, por exemplo, usavam rocha fosfática nas décadas de 1890 e 1900 do Tennessee, Flórida, e das Îles du Connétable (fontes de fosfato da ilha de guano); em 1950, eles estavam usando rocha fosfática principalmente do Tennessee e do norte da África.

As fontes orgânicas, nomeadamente urina, cinzas de ossos e (no final do século XIX) guano, foram historicamente importantes, mas tiveram apenas um sucesso comercial limitado. Como a urina contém fósforo, ela possui qualidades fertilizantes que ainda hoje são aproveitadas em alguns países, incluindo a Suécia, usando métodos de reutilização de excretas. Para tanto, a urina pode ser utilizada como fertilizante em sua forma pura ou parcialmente misturada com água na forma de esgoto ou lodo de esgoto.

Compostos

Fósforo(V)

A estrutura tetraedral de P₄O_10. e P₄S_10..

Os compostos de fósforo mais prevalentes são derivados de fosfato (PO₄³⁻), um ânion tetraédrico. O fosfato é a base conjugada do ácido fosfórico, produzida em grande escala para uso em fertilizantes. Sendo triprótico, o ácido fosfórico converte-se passo a passo em três bases conjugadas:

H. H. H.₃PODE₄ + H₂O quê?₃O⁺ + H₂PODE₄^{- Sim.} KK_A1= 7.25 × 10^-3

H. H. H.₂PODE₄^{- Sim.} + H₂O quê?₃O⁺ + HPO₄^2- KK_a2= 6.31 × 10^-8

HPO₄^2- + H₂O quê?₃O⁺ + PO₄^3... KK_A3= 3.98 × 10^-13

O fosfato exibe uma tendência a formar cadeias e anéis contendo ligações P-O-P. Muitos polifosfatos são conhecidos, incluindo o ATP. Os polifosfatos surgem pela desidratação de fosfatos de hidrogênio, como HPO₄²⁻ e H₂PO₄⁻ . Por exemplo, o trifosfato pentassódico importante industrialmente (também conhecido como tripolifosfato de sódio, STPP) é produzido industrialmente em megatoneladas por esta reação de condensação:

2 Na₂[(HO)PO₃] + Na[(HO)₂PODE₂] → Na₅Oh!₃P-O-P(O)₂- O-PO₃2 H₂O

O pentóxido de fósforo (P₄O₁₀) é o anidrido ácido do ácido fosfórico, mas vários intermediários entre os dois são conhecidos. Este sólido ceroso branco reage vigorosamente com água.

Com os cátions metálicos, o fosfato forma uma variedade de sais. Esses sólidos são poliméricos, apresentando ligações P-O-M. Quando o cátion metálico tem uma carga de 2+ ou 3+, os sais são geralmente insolúveis, portanto existem como minerais comuns. Muitos sais de fosfato são derivados de fosfato de hidrogênio (HPO₄²⁻).

PCl5 e PF5 são compostos comuns. PF₅ é um gás incolor e as moléculas têm geometria bipiramidal trigonal. PCl₅ é um sólido incolor que possui uma formulação iônica de PCl₄⁺ PCl₆⁻, mas adota a geometria bipiramidal trigonal quando fundido ou na fase de vapor. PBr5 é um sólido instável formulado como PBr₄⁺Br⁻e PI5 não é conhecido. O pentacloreto e o pentafluoreto são ácidos de Lewis. Com flúor, PF₅ forma PF₆^-, um ânion que é isoeletrônico com SF₆. O oxi-haleto mais importante é o oxicloreto de fósforo, (POCl₃), que é aproximadamente tetraédrico.

Antes que extensos cálculos de computador fossem possíveis, pensava-se que a ligação em compostos de fósforo (V) envolvia orbitais d. A modelagem computacional da teoria orbital molecular indica que esta ligação envolve apenas os orbitais s e p.

Fósforo(III)

Todos os quatro trihaletos simétricos são bem conhecidos: PF3 gasoso, os líquidos amarelados PCl3 e PBr3 e o sólido PI3. Esses materiais são sensíveis à umidade, hidrolisando para dar ácido fosforoso. O tricloreto, um reagente comum, é produzido pela cloração do fósforo branco:

P₄ + 6 Cl₂ → 4 PCl₃

O trifluoreto é produzido a partir do tricloreto por troca de haleto. PF₃ é tóxico porque se liga à hemoglobina.

Óxido de fósforo(III), P₄O₆ (também chamado de hexóxido de tetrafósforo) é o anidrido de P(OH)₃, o tautômero menor do ácido fosforoso. A estrutura de P₄O₆ é como a de P₄O₁₀ sem os grupos de óxido terminal.

Fósforo(I) e fósforo(II)

Um diphosfeno estável, um derivado de fósforo(I).

Esses compostos geralmente apresentam ligações P-P. Exemplos incluem derivados catenados de fosfina e organofosfinas. Compostos contendo ligações duplas P=P também foram observados, embora sejam raros.

Fosfetos e fosfinas

Os fosfetos surgem pela reação de metais com fósforo vermelho. Os metais alcalinos (grupo 1) e os metais alcalino-terrosos podem formar compostos iônicos contendo o íon fosfeto, P³⁻. Esses compostos reagem com a água para formar fosfina. Outros fosfetos, por exemplo Na₃P₇, são conhecidos por esses metais reativos. Com os metais de transição, bem como os monofosfetos, existem fosfetos ricos em metais, que são geralmente compostos refratários duros com um brilho metálico, e fosfetos ricos em fósforo que são menos estáveis e incluem semicondutores. Schreibersita é um fosfeto rico em metal encontrado naturalmente em meteoritos. As estruturas dos fosfetos ricos em metais e ricos em fósforo podem ser complexas.

A fosfina (PH₃) e seus derivados orgânicos (PR₃) são análogos estruturais da amônia (NH₃), mas a ligação os ângulos no fósforo estão mais próximos de 90° para a fosfina e seus derivados orgânicos. É um composto tóxico e malcheiroso. O fósforo tem um número de oxidação de -3 em fosfina. A fosfina é produzida pela hidrólise do fosfeto de cálcio, Ca₃P₂. Ao contrário da amônia, a fosfina é oxidada pelo ar. A fosfina também é muito menos básica que a amônia. São conhecidas outras fosfinas que contêm cadeias de até nove átomos de fósforo e têm a fórmula P_nH_n+2. O gás altamente inflamável difosfina (P₂H₄) é um análogo da hidrazina.

Oxoácidos

Os oxoácidos fosfóricos são extensos, muitas vezes comercialmente importantes e, às vezes, estruturalmente complicados. Todos eles têm prótons ácidos ligados a átomos de oxigênio, alguns têm prótons não ácidos que estão ligados diretamente ao fósforo e alguns contêm ligações fósforo-fósforo. Embora muitos oxoácidos de fósforo sejam formados, apenas nove são comercialmente importantes, e três deles, ácido hipofosforoso, ácido fosforoso e ácido fosfórico, são particularmente importantes.

Nitretos

A molécula PN é considerada instável, mas é um produto da decomposição do nitreto de fósforo cristalino a 1100 K. Da mesma forma, H₂PN é considerado instável e halogênios de nitreto de fósforo como F₂ PN, Cl₂PN, Br₂PN e I₂PN oligomerizam em polifosfazenos cíclicos. Por exemplo, os compostos da fórmula (PNCl₂)_n existem principalmente como anéis, como o trímero hexaclorofosfazeno. Os fosfazenos surgem pelo tratamento do pentacloreto de fósforo com cloreto de amônio:

PCl₅ + NH₄Cl → 1/n (NPC)₂)_n + 4 HCl

Quando os grupos cloreto são substituídos por alcóxido (RO⁻), uma família de polímeros é produzida com propriedades potencialmente úteis.

Sulfetos

O fósforo forma uma ampla gama de sulfetos, onde o fósforo pode estar em P(V), P(III) ou outros estados de oxidação. O P₄S₃ simétrico triplo é usado em partidas strike-anywhere. P₄S₁₀ e P₄O₁₀ têm estruturas análogas. Oxi-halogenetos e oxi-hidretos mistos de fósforo(III) são quase desconhecidos.

Compostos organofosforados

Os compostos com ligações P-C e P-O-C são frequentemente classificados como compostos organofosforados. Eles são amplamente utilizados comercialmente. O PCl₃ serve como fonte de P³⁺ em rotas para compostos organofosforados(III). Por exemplo, é o precursor da trifenilfosfina:

PCl₃ + 6 Na + 3 C₆H. H. H.₅Cl → P(C)₆H. H. H.₅)₃ + 6 NaCl

O tratamento de tri-halogenetos de fósforo com álcoois e fenóis dá fosfitos, por ex. trifenilfosfito:

PCl₃ + 3 C₆H. H. H.₅OH → P(OC₆H. H. H.₅)₃ + 3 HCl

Reações semelhantes ocorrem para oxicloreto de fósforo, proporcionando trifenilfosfato:

OPCl₃ + 3 C₆H. H. H.₅OH → OP(OC)₆H. H. H.₅)₃ + 3 HCl

História

Etimologia

O nome Fósforo na Grécia Antiga era o nome do planeta Vênus e é derivado das palavras gregas (φῶς = luz, φέρω = transportar), que se traduz aproximadamente como portador de luz ou portador de luz. (Na mitologia e tradição grega, Augerinus (Αυγερινός = estrela da manhã, ainda em uso hoje), Hesperus ou Hesperinus (΄Εσπερος ou Εσπερινός ou Αποσπερίτης = estrela da tarde, ainda em uso hoje) e Eosphorus (Εωσφόρος = portador da aurora, não em uso para o planeta depois do Cristianismo) são homólogos próximos, e também associados com Fósforo-a-estrela-da-manhã).

De acordo com o Oxford English Dictionary, a grafia correta do elemento é phosphorus. A palavra fósforo é a forma adjetivada da valência P³⁺: assim como o enxofre forma sulfuroso e sulfúrico compostos, o fósforo forma compostos fosforosos (por exemplo, ácido fosforoso) e compostos fosfóricos de valência P⁵⁺ (por exemplo, ácidos fosfóricos e fosfatos).

Descoberta

Robert Boyle

A descoberta do fósforo, o primeiro elemento a ser descoberto que não era conhecido desde os tempos antigos, é creditada ao alquimista alemão Hennig Brand em 1669, embora outros possam ter descoberto o fósforo na mesma época. Brand experimentou urina, que contém quantidades consideráveis de fosfatos dissolvidos do metabolismo normal. Trabalhando em Hamburgo, Brand tentou criar a lendária pedra filosofal por meio da destilação de alguns sais pela evaporação da urina e, no processo, produziu um material branco que brilhava no escuro e queimava intensamente. Foi nomeado fósforo mirabilis ("portador milagroso da luz").

O processo de Brand originalmente envolvia deixar a urina repousar por dias até que exalasse um cheiro terrível. Então ele ferveu até formar uma pasta, aqueceu essa pasta a uma temperatura alta e conduziu os vapores através da água, onde esperava que se condensassem em ouro. Em vez disso, ele obteve uma substância cerosa branca que brilhava no escuro. Brand descobriu o fósforo. Especificamente, Brand produziu hidrogenofosfato de sódio e amônio, (NH
₄)NaHPO
₄. Embora as quantidades estivessem essencialmente corretas (foram necessários cerca de 1.100 litros [290 US gal] de urina para produzir cerca de 60 g de fósforo), não era necessário permitir que a urina apodrecesse primeiro. Mais tarde, cientistas descobriram que a urina fresca produzia a mesma quantidade de fósforo.

No início, Brand tentou manter o método em segredo, mas depois vendeu a receita por 200 táleres para D. Krafft de Dresden. Krafft percorreu grande parte da Europa com ele, incluindo a Inglaterra, onde se encontrou com Robert Boyle. O segredo - que a substância era feita de urina - vazou e Johann Kunckel (1630-1703) conseguiu reproduzi-lo na Suécia (1678). Mais tarde, Boyle em Londres (1680) também conseguiu produzir fósforo, possivelmente com a ajuda de seu assistente, Ambrose Godfrey-Hanckwitz. Godfrey mais tarde fez negócios com a fabricação de fósforo.

Boyle afirma que Krafft não lhe deu nenhuma informação sobre a preparação de fósforo além de que era derivado de "algo que pertencia ao corpo do homem". Isso deu a Boyle uma pista valiosa, de modo que ele também conseguiu produzir fósforo e publicou o método de sua fabricação. Mais tarde ele aprimorou o processo de Brand usando areia na reação (ainda usando urina como material de base),

4 Napo
₃ + 2 SiO
₂ + 10 C → 2 Nao
₂SiO
₃ + 10 CO + P
₄

Robert Boyle foi o primeiro a usar fósforo para inflamar talas de madeira com pontas de enxofre, precursoras de nossos fósforos modernos, em 1680.

O fósforo foi o 13º elemento a ser descoberto. Devido à sua tendência de entrar em combustão espontânea quando deixado sozinho no ar, às vezes é chamado de "o elemento do diabo".

Cinza de osso e guano

Minas de Guano nas Ilhas Chincha Central, ca. 1860.

Antoine Lavoisier reconheceu o fósforo como um elemento em 1777 depois que Johan Gottlieb Gahn e Carl Wilhelm Scheele, em 1769, mostraram que o fosfato de cálcio (Ca
₃(PO
₄)
₂) é encontrado em ossos através da obtenção de fósforo elementar de cinzas ósseas.

As cinzas de ossos foram a principal fonte de fósforo até a década de 1840. O método começava por assar ossos, depois empregava o uso de retortas de argila de fogo envoltas em um forno de tijolos muito quente para destilar o produto de fósforo elementar altamente tóxico. Alternativamente, os fosfatos precipitados podem ser feitos de ossos triturados que foram desengordurados e tratados com ácidos fortes. O fósforo branco poderia então ser feito aquecendo os fosfatos precipitados, misturados com carvão moído ou carvão vegetal em uma panela de ferro e destilando o vapor de fósforo em uma retorta. O monóxido de carbono e outros gases inflamáveis produzidos durante o processo de redução foram queimados em uma chaminé.

Na década de 1840, a produção mundial de fosfato voltou-se para a mineração de depósitos de ilhas tropicais formados por guano de pássaros e morcegos (ver também Guano Islands Act). Estes tornaram-se uma importante fonte de fosfatos para fertilizantes na segunda metade do século XIX.

Rocha de fosfato

A rocha de fosfato, que geralmente contém fosfato de cálcio, foi usada pela primeira vez em 1850 para fazer fósforo e, após a introdução do forno elétrico a arco por James Burgess Readman em 1888 (patenteado em 1889), a produção de fósforo elementar mudou da cinza de osso aquecimento, até a produção de arco elétrico a partir de rocha fosfática. Após o esgotamento das fontes mundiais de guano na mesma época, os fosfatos minerais tornaram-se a principal fonte de produção de fertilizante fosfatado. A produção de rocha fosfática aumentou muito após a Segunda Guerra Mundial e continua sendo a principal fonte global de fósforo e produtos químicos de fósforo hoje. Consulte o artigo sobre pico de fósforo para obter mais informações sobre a história e o estado atual da mineração de fosfato. A rocha fosfática continua sendo matéria-prima na indústria de fertilizantes, onde é tratada com ácido sulfúrico para produzir vários tipos de "superfosfato" produtos fertilizantes.

Incendiários

O fósforo branco foi feito comercialmente pela primeira vez no século 19 para a indústria de fósforos. Este usou cinzas de osso como fonte de fosfato, conforme descrito acima. O processo de cinzas de osso tornou-se obsoleto quando o forno de arco submerso para produção de fósforo foi introduzido para reduzir a rocha de fosfato. O método do forno elétrico permitiu aumentar a produção a ponto de o fósforo poder ser usado em armas de guerra. Na Primeira Guerra Mundial, foi usado em incendiários, cortinas de fumaça e balas traçadoras. Uma bala incendiária especial foi desenvolvida para atirar em zepelins cheios de hidrogênio sobre a Grã-Bretanha (o hidrogênio é altamente inflamável). Durante a Segunda Guerra Mundial, coquetéis Molotov feitos de fósforo dissolvido em gasolina foram distribuídos na Grã-Bretanha para civis especialmente selecionados dentro da operação de resistência britânica, para defesa; e bombas incendiárias de fósforo foram usadas na guerra em grande escala. A queima de fósforo é difícil de extinguir e, se espirrar na pele humana, terá efeitos terríveis.

As primeiras partidas usavam fósforo branco em sua composição, o que era perigoso devido à sua toxicidade. Assassinatos, suicídios e envenenamentos acidentais resultaram de seu uso. (Um conto apócrifo conta a história de uma mulher tentando assassinar o marido com fósforo branco em sua comida, que foi detectado pelo vapor luminoso do ensopado). Além disso, a exposição aos vapores deu aos trabalhadores de fósforo uma necrose severa dos ossos da mandíbula, conhecida como "mandíbula fossífera". Quando foi descoberto um processo seguro para a fabricação do fósforo vermelho, com sua inflamabilidade e toxicidade muito menores, leis foram promulgadas, pela Convenção de Berna (1906), exigindo sua adoção como uma alternativa mais segura para a fabricação de fósforos. A toxicidade do fósforo branco levou à descontinuação de seu uso em fósforos. Os Aliados usaram bombas incendiárias de fósforo na Segunda Guerra Mundial para destruir Hamburgo, o lugar onde o "milagroso portador da luz" foi descoberto pela primeira vez.

Produção

Mineração de rocha fosfato em Nauru

Em 2017, o USGS estimou 68 bilhões de toneladas de reservas mundiais, onde os valores das reservas se referem ao valor presumido recuperável a preços atuais de mercado; 0,261 bilhão de toneladas foram extraídas em 2016. Fundamental para a agricultura contemporânea, sua demanda anual está aumentando quase duas vezes mais rápido que o crescimento da população humana. A produção de fósforo pode ter atingido o pico antes de 2011 e alguns cientistas preveem que as reservas serão esgotadas antes do final do século 21." O fósforo compreende cerca de 0,1% em massa da rocha média e, conseqüentemente, o suprimento da Terra é vasto, embora diluído.

Processo úmido

A maioria dos materiais contendo fósforo é para fertilizantes agrícolas. Neste caso, onde os padrões de pureza são modestos, o fósforo é obtido da rocha fosfática pelo que é chamado de "processo úmido" Os minerais são tratados com ácido sulfúrico para dar ácido fosfórico. O ácido fosfórico é então neutralizado para dar vários sais de fosfato, que compõem os fertilizantes. No processo úmido, o fósforo não sofre redox. Cerca de cinco toneladas de resíduos de fosfogesso são geradas por tonelada de produção de ácido fosfórico. Anualmente, a geração estimada de fosfogesso no mundo é de 100 a 280 Mt.

Processo térmico

Para o uso de fósforo em medicamentos, detergentes e alimentos, os padrões de pureza são altos, o que levou ao desenvolvimento do processo térmico. Nesse processo, os minerais de fosfato são convertidos em fósforo branco, que pode ser purificado por destilação. O fósforo branco é então oxidado a ácido fosfórico e subsequentemente neutralizado com uma base para dar sais de fosfato. O processo térmico é conduzido em um forno de arco submerso que é intensivo em energia. Atualmente, cerca de 1.000.000 toneladas curtas (910.000 t) de fósforo elementar são produzidas anualmente. O fosfato de cálcio (rocha de fosfato), principalmente extraído na Flórida e no norte da África, pode ser aquecido a 1.200–1.500 °C com areia, que é principalmente SiO
₂ e coque para produzir P
₄. O P
₄ produto, sendo volátil, é facilmente isolado:

4 Ca.₅(PO)₄)₃F + 18 SiO₂ + 30 C → 3 P₄ + 30 CO + 18 CaSiO₃ + 2 CaF₂

2 Ca₃(PO)₄)₂ + 6 SiO₂ + 10 C → 6 CaSiO₃ + 10 CO + P₄

Os produtos secundários do processo térmico incluem ferrofósforo, uma forma bruta de Fe₂P, resultante de impurezas de ferro nos precursores minerais. A escória de silicato é um material de construção útil. O flúor às vezes é recuperado para uso na fluoretação da água. Mais problemático é uma "lama" contendo quantidades significativas de fósforo branco. A produção de fósforo branco é realizada em grandes instalações, em parte porque é intensiva em energia. O fósforo branco é transportado na forma fundida. Alguns acidentes graves ocorreram durante o transporte.

Rotas históricas

Historicamente, antes do desenvolvimento de extrações de base mineral, o fósforo branco era isolado em escala industrial de cinzas ósseas. Neste processo, o fosfato tricálcico nas cinzas ósseas é convertido em fosfato monocálcico com ácido sulfúrico:

Ca.₃(PO)₄)₂ + 2 H₂Então...₄ → Ca (H)₂PODE₄)₂ + 2 CaSO₄

O fosfato monocálcico é então desidratado no metafosfato correspondente:

Ca (H)₂PODE₄)₂ → Ca (PO)₃)₂ + 2 H₂O

Quando inflamado a um calor branco (~1300C) com carvão, o metafosfato de cálcio produz dois terços de seu peso de fósforo branco, enquanto um terço do fósforo permanece no resíduo como ortofosfato de cálcio:

3 Ca (PO)₃)₂ + 10 C → Ca₃(PO)₄)₂ + 10 CO + P₄

Aplicativos

Retardador de chamas

Compostos de fósforo são usados como retardadores de chama. Estão sendo desenvolvidos materiais retardadores de chama e revestimentos que são tanto de fósforo quanto de base biológica.

Aditivo alimentar

O fósforo é um mineral essencial para humanos listado na Dietary Reference Intake (DRI).

O ácido fosfórico de grau alimentício (aditivo E338) é usado para acidificar alimentos e bebidas, como várias colas e geléias, proporcionando um sabor picante ou azedo. O ácido fosfórico também serve como conservante. Os refrigerantes que contêm ácido fosfórico, que incluem a Coca-Cola, às vezes são chamados de refrigerantes de fosfato ou fosfatos. O ácido fosfórico em refrigerantes tem o potencial de causar erosão dentária. O ácido fosfórico também tem o potencial de contribuir para a formação de cálculos renais, especialmente naqueles que já tiveram cálculos renais anteriormente.

Fertilizante

O fósforo é um nutriente essencial para as plantas (o nutriente mais frequentemente limitante, depois do nitrogênio), e a maior parte de toda a produção de fósforo está em ácidos fosfóricos concentrados para fertilizantes agrícolas, contendo até 70% a 75% de P₂ O₅. Isso levou a um grande aumento na produção de fosfato (PO₄³⁻) na segunda metade do século XX. A fertilização artificial com fosfato é necessária porque o fósforo é essencial para todos os organismos vivos; está envolvido nas transferências de energia, força das raízes e caules, fotossíntese, expansão das raízes das plantas, formação de sementes e flores e outros fatores importantes que afetam a saúde e a genética geral das plantas.

Compostos naturais contendo fósforo são inacessíveis às plantas devido à baixa solubilidade e mobilidade no solo. A maior parte do fósforo é muito estável nos minerais do solo ou na matéria orgânica do solo. Mesmo quando o fósforo é adicionado ao esterco ou fertilizante, ele pode se fixar no solo. Portanto, o ciclo natural do fósforo é muito lento. Parte do fósforo fixado é liberado novamente ao longo do tempo, sustentando o crescimento das plantas silvestres; no entanto, é necessário mais para sustentar o cultivo intensivo de culturas. O fertilizante geralmente está na forma de superfosfato de cal, uma mistura de dihidrogenofosfato de cálcio (Ca(H₂PO₄)₂) e sulfato de cálcio di-hidratado (CaSO₄·2H₂O) produzido pela reação de ácido sulfúrico e água com fosfato de cálcio.

O processamento de minerais de fosfato com ácido sulfúrico para a obtenção de fertilizantes é tão importante para a economia global que este é o principal mercado industrial de ácido sulfúrico e o maior uso industrial de enxofre elementar.

Organofosforado

O fósforo branco é amplamente utilizado para fazer compostos organofosforados através de cloretos de fósforo intermediários e dois sulfetos de fósforo, pentassulfeto de fósforo e sesquissulfeto de fósforo. Os compostos organofosforados têm muitas aplicações, inclusive em plastificantes, retardadores de chama, pesticidas, agentes de extração, agentes nervosos e tratamento de água.

Aspectos metalúrgicos

O fósforo também é um componente importante na produção de aço, na fabricação de bronze fosforoso e em muitos outros produtos relacionados. O fósforo é adicionado ao cobre metálico durante seu processo de fundição para reagir com o oxigênio presente como uma impureza no cobre e para produzir ligas de cobre contendo fósforo (CuOFP) com maior resistência à fragilização por hidrogênio do que o cobre normal. O revestimento de conversão de fosfato é um tratamento químico aplicado a peças de aço para melhorar sua resistência à corrosão.

Partidas

Combinar superfície impressionante feita de uma mistura de fósforo vermelho, cola e vidro de terra. O pó de vidro é usado para aumentar o atrito.

O primeiro fósforo marcante com uma cabeça de fósforo foi inventado por Charles Sauria em 1830. Esses fósforos (e modificações subsequentes) foram feitos com cabeças de fósforo branco, um composto liberador de oxigênio (clorato de potássio, dióxido de chumbo ou às vezes nitrato), e um fichário. Eles eram venenosos para os trabalhadores da manufatura, sensíveis às condições de armazenamento, tóxicos se ingeridos e perigosos quando incendiados acidentalmente em uma superfície áspera. A produção em vários países foi proibida entre 1872 e 1925. A Convenção Internacional de Berna, ratificada em 1906, proibia o uso de fósforo branco em fósforos.

Em consequência, os fósforos fosforados foram gradualmente substituídos por alternativas mais seguras. Por volta de 1900, os químicos franceses Henri Sévène e Emile David Cahen inventaram a moderna combinação strike-anywhere, na qual o fósforo branco era substituído por sesquissulfeto de fósforo (P₄S₃), um não -composto tóxico e não pirofórico que inflama sob fricção. Por um tempo, essas partidas de ataque em qualquer lugar mais seguras foram bastante populares, mas a longo prazo foram substituídas pela partida de segurança moderna.

Fósforos de segurança são muito difíceis de acender em qualquer superfície que não seja uma tira de atacante especial. A tira contém fósforo vermelho não tóxico e clorato de potássio da cabeça de fósforo, um composto liberador de oxigênio. Quando atingido, pequenas quantidades de abrasão da cabeça do fósforo e da tira do atacante são misturadas intimamente para fazer uma pequena quantidade da mistura de Armstrong, uma composição muito sensível ao toque. O pó fino inflama imediatamente e fornece a faísca inicial para detonar a cabeça do fósforo. Os fósforos de segurança separam os dois componentes da mistura de ignição até que o fósforo seja riscado. Esta é a principal vantagem de segurança, pois evita a ignição acidental. No entanto, os fósforos de segurança, inventados em 1844 por Gustaf Erik Pasch e comercializados na década de 1860, não ganharam aceitação do consumidor até a proibição do fósforo branco. Usar uma faixa de atacante dedicada foi considerado desajeitado.

Abrandamento da água

O tripolifosfato de sódio feito de ácido fosfórico é usado em detergentes para a roupa em alguns países, mas proibido para esse uso em outros. Este composto amacia a água para melhorar o desempenho dos detergentes e evitar a corrosão do tubo/tubo da caldeira.

Diversos

• Os fosfatos são usados para fazer óculos especiais para lâmpadas de sódio.
• Osso-ash, fosfato de cálcio, é usado na produção de porcelana fina.
• O ácido fosfórico feito de fósforo elementar é usado em aplicações alimentares como refrigerantes e como ponto de partida para fosfatos de grau alimentar. Estes incluem fosfato de monocálcio para cozedura em pó e trifosfato de sódio. Os fosfatos são usados para melhorar as características da carne processada e do queijo, e na pasta de dentes.
• O fósforo branco, chamado "WP" (slang term "Willie Peter") é usado em aplicações militares como bombas incendiárias, para a proteção de fumaça como potes de fumaça e bombas de fumaça, e em munição de rastreador. É também uma parte de uma granada obsoleta M34 Branco Phosphorus US mão. Esta granada multiúso foi usada principalmente para sinalização, telas de fumaça e inflamação; também poderia causar queimaduras graves e teve um impacto psicológico no inimigo. Os usos militares do fósforo branco são limitados pelo direito internacional.
• ³²P e ³³P são usados como rastreadores radioativos em laboratórios bioquímicos.

Papel biológico

Fósforo inorgânico na forma de fosfato PO³⁻
₄ é necessário para todas as formas de vida conhecidas. O fósforo desempenha um papel importante na estrutura estrutural do DNA e do RNA. As células vivas usam fosfato para transportar energia celular com trifosfato de adenosina (ATP), necessário para todos os processos celulares que usam energia. O ATP também é importante para a fosforilação, um evento regulatório chave nas células. Os fosfolipídios são os principais componentes estruturais de todas as membranas celulares. Os sais de fosfato de cálcio auxiliam no fortalecimento dos ossos. Os bioquímicos geralmente usam a abreviação "Pi" para se referir a fosfato inorgânico.

Toda célula viva é envolta por uma membrana que a separa de seus arredores. As membranas celulares são compostas por uma matriz fosfolipídica e proteínas, tipicamente na forma de uma bicamada. Os fosfolipídios são derivados do glicerol com dois dos prótons da hidroxila (OH) do glicerol substituídos por ácidos graxos como um éster, e o terceiro próton da hidroxila foi substituído por fosfato ligado a outro álcool.

Um ser humano adulto médio contém cerca de 0,7 kg de fósforo, cerca de 85–90% em ossos e dentes na forma de apatita e o restante em tecidos moles e fluidos extracelulares (~1%). O conteúdo de fósforo aumenta de cerca de 0,5% em massa na infância para 0,65-1,1% em massa em adultos. A concentração média de fósforo no sangue é de cerca de 0,4 g/L, cerca de 70% disso é orgânico e 30% de fosfatos inorgânicos. Um adulto com dieta saudável consome e excreta cerca de 1 a 3 gramas de fósforo por dia, com consumo na forma de fosfato inorgânico e biomoléculas contendo fósforo, como ácidos nucleicos e fosfolipídios; e excreção quase exclusivamente na forma de íons de fosfato, como H
₂PO⁻
₄ e HPO²⁻
₄. Apenas cerca de 0,1% do fosfato do corpo circula no sangue, em paralelo com a quantidade de fosfato disponível para as células dos tecidos moles.

Esmalte de ossos e dentes

O principal componente do osso é a hidroxiapatita, bem como formas amorfas de fosfato de cálcio, possivelmente incluindo carbonato. A hidroxiapatita é o principal componente do esmalte dentário. A fluoretação da água aumenta a resistência dos dentes à cárie pela conversão parcial desse mineral em um material ainda mais duro chamado fluoroapatita:

Ca.
₅(PO)
₄)
₃Oh! + F^{- Sim.}
→ Ca.
₅(PO)
₄)
₃F + Oh!^{- Sim.}

Deficiência de fósforo

Na medicina, a síndrome de deficiência de fosfato pode ser causada por desnutrição, por falha na absorção de fosfato e por síndromes metabólicas que extraem fosfato do sangue (como na síndrome de realimentação após desnutrição) ou passagem excessiva dele para a urina. Todos são caracterizados por hipofosfatemia, que é uma condição de baixos níveis de fosfato solúvel no soro sanguíneo e no interior das células. Os sintomas da hipofosfatemia incluem disfunção neurológica e ruptura das células musculares e sanguíneas devido à falta de ATP. Demasiado fosfato pode levar a diarreia e calcificação (endurecimento) de órgãos e tecidos moles, e pode interferir na capacidade do corpo de usar ferro, cálcio, magnésio e zinco.

O fósforo é um macromineral essencial para as plantas, que é amplamente estudado em edafologia para entender a absorção pelas plantas dos sistemas do solo. O fósforo é um fator limitante em muitos ecossistemas; ou seja, a escassez de fósforo limita a taxa de crescimento do organismo. Um excesso de fósforo também pode ser problemático, especialmente em sistemas aquáticos onde a eutrofização às vezes leva à proliferação de algas.

Nutrição

Recomendações dietéticas

O U.S. Institute of Medicine (IOM) atualizou as Necessidades Médias Estimadas (EARs) e as Ingestão Dietética Recomendada (RDAs) para fósforo em 1997. Se não houver informações suficientes para estabelecer EARs e RDAs, uma estimativa designada por Ingestão Adequada (AI) é usado em seu lugar. A EAR atual para fósforo para pessoas com 19 anos ou mais é de 580 mg/dia. A RDA é de 700 mg/dia. As RDAs são mais altas que as EARs para identificar valores que cobrirão pessoas com necessidades acima da média. A RDA para gravidez e lactação também é de 700 mg/dia. Para pessoas de 1 a 18 anos, a RDA aumenta com a idade de 460 para 1250 mg/dia. Quanto à segurança, o IOM define níveis de ingestão superiores toleráveis (ULs) para vitaminas e minerais quando as evidências são suficientes. No caso do fósforo, o UL é de 4.000 mg/dia. Coletivamente, os EARs, RDAs, AIs e ULs são referidos como Dietary Reference Intakes (DRIs).

A Autoridade Europeia para a Segurança dos Alimentos (EFSA) refere-se ao conjunto coletivo de informações como Valores Dietéticos de Referência, com Ingestão de Referência da População (PRI) em vez de RDA e Requisito Médio em vez de EAR. AI e UL definiram o mesmo que nos Estados Unidos. Para pessoas com 15 anos ou mais, incluindo gravidez e lactação, o AI é definido em 550 mg/dia. Para crianças de 4 a 10 anos, o IA é de 440 mg/dia e de 11 a 17 anos é de 640 mg/dia. Esses AIs são mais baixos do que os RDAs dos EUA. Em ambos os sistemas, os adolescentes precisam mais do que os adultos. A Autoridade Europeia para a Segurança dos Alimentos revisou a mesma questão de segurança e decidiu que não havia informações suficientes para estabelecer um UL.

Para fins de rotulagem de alimentos e suplementos dietéticos nos EUA, a quantidade em uma porção é expressa como uma porcentagem do valor diário (%DV). Para fins de rotulagem de fósforo, 100% do Valor Diário era de 1.000 mg, mas em 27 de maio de 2016 foi revisado para 1.250 mg para adequá-lo à RDA. Uma tabela com os valores diários antigos e novos para adultos é fornecida em Ingestão Diária de Referência.

Fontes alimentares

As principais fontes alimentares de fósforo são as mesmas que contêm proteínas, embora as proteínas não contenham fósforo. Por exemplo, leite, carne e soja normalmente também têm fósforo. Como regra, se uma dieta contém proteína e cálcio suficientes, a quantidade de fósforo provavelmente é suficiente.

Precauções

Explosão de fósforo

Compostos orgânicos de fósforo formam uma ampla classe de materiais; muitos são necessários para a vida, mas alguns são extremamente tóxicos. Os ésteres de fluorofosfato estão entre as neurotoxinas mais potentes conhecidas. Uma ampla gama de compostos organofosforados são usados por sua toxicidade como pesticidas (herbicidas, inseticidas, fungicidas, etc.) e armados como agentes nervosos contra humanos inimigos. A maioria dos fosfatos inorgânicos são nutrientes essenciais e relativamente não tóxicos.

O alótropo de fósforo branco apresenta um perigo significativo porque se inflama no ar e produz resíduos de ácido fosfórico. O envenenamento crônico por fósforo branco leva à necrose da mandíbula chamada "mandíbula fossífera". O fósforo branco é tóxico, causando danos graves ao fígado quando ingerido e pode causar uma condição conhecida como "Síndrome das Fezes Fumantes".

No passado, a exposição externa ao fósforo elementar era tratada lavando a área afetada com solução de sulfato de cobre a 2% para formar compostos inofensivos que eram então lavados. De acordo com o recente Tratamento da Marinha dos EUA para acidentes com agentes químicos e lesões químicas militares convencionais: FM8-285: Parte 2 Lesões químicas militares convencionais, "Cupric (cobre (II)) sulfato foi usado pelo pessoal dos EUA no passado e ainda está sendo usado por algumas nações. No entanto, o sulfato de cobre é tóxico e seu uso será descontinuado. O sulfato de cobre pode produzir toxicidade renal e cerebral, bem como hemólise intravascular."

O manual sugere, em vez disso, "uma solução de bicarbonato para neutralizar o ácido fosfórico, que permitirá a remoção do fósforo branco visível. As partículas geralmente podem ser localizadas por sua emissão de fumaça quando o ar as atinge ou por sua fosforescência no escuro. Em ambientes escuros, os fragmentos são vistos como pontos luminescentes. Desbridar prontamente a queimadura se a condição do paciente permitir a remoção de pedaços de WP (fósforo branco) que podem ser absorvidos posteriormente e possivelmente produzir envenenamento sistêmico. NÃO aplique pomadas à base de óleo até ter certeza de que todo o WP foi removido. Após a remoção completa das partículas, trate as lesões como queimaduras térmicas." Como o fósforo branco se mistura prontamente com óleos, quaisquer substâncias oleosas ou pomadas não são recomendadas até que a área esteja completamente limpa e todo o fósforo branco removido.

As pessoas podem ser expostas ao fósforo no local de trabalho por inalação, ingestão, contato com a pele e com os olhos. A Occupational Safety and Health Administration (OSHA) definiu o limite de exposição ao fósforo (limite de exposição permitido) no local de trabalho em 0,1 mg/m³ durante um dia de trabalho de 8 horas. O Instituto Nacional de Segurança e Saúde Ocupacional (NIOSH) estabeleceu um limite de exposição recomendado (REL) de 0,1 mg/m³ durante um dia de trabalho de 8 horas. Em níveis de 5 mg/m³, o fósforo é imediatamente perigoso para a vida e a saúde.

Status da Lista I do DEA dos EUA

O fósforo pode reduzir o iodo elementar a ácido iodídrico, que é um reagente eficaz para reduzir efedrina ou pseudoefedrina a metanfetamina. Por esta razão, o fósforo vermelho e branco foram designados pela Administração de Repressão às Drogas dos Estados Unidos como produtos químicos precursores da Lista I sob 21 CFR 1310.02 em vigor em 17 de novembro de 2001. Nos Estados Unidos, os manipuladores de fósforo vermelho ou branco estão sujeitos a controles regulatórios rigorosos.