Fósforo

El fósforo es un elemento químico con el símbolo P y número atómico 15. El fósforo elemental existe en dos formas principales, fósforo blanco y fósforo rojo, pero debido a que es altamente reactivo, el fósforo nunca se encuentra como un elemento libre en la Tierra. Tiene una concentración en la corteza terrestre de aproximadamente un gramo por kilogramo (compare el cobre con aproximadamente 0,06 gramos). En los minerales, el fósforo generalmente se presenta como fosfato.

El fósforo elemental se aisló por primera vez como fósforo blanco en 1669. El fósforo blanco emite un brillo tenue cuando se expone al oxígeno; de ahí el nombre, tomado de la mitología griega, Φωσφόρος que significa "portador de luz" (latín Lucifer), en referencia a la "estrella de la mañana"., el planeta Venus. El término fosforescencia, que significa resplandor después de la iluminación, se deriva de esta propiedad del fósforo, aunque desde entonces la palabra se ha utilizado para un proceso físico diferente que produce un resplandor. El brillo del fósforo es causado por la oxidación del fósforo blanco (pero no del rojo), un proceso que ahora se llama quimioluminiscencia. Junto con el nitrógeno, el arsénico, el antimonio y el bismuto, el fósforo se clasifica como un pnictógeno.

El fósforo es un elemento esencial para sustentar la vida en gran parte a través de los fosfatos, compuestos que contienen el ion fosfato, PO ₄. Los fosfatos son un componente del ADN, ARN, ATP y fosfolípidos, compuestos complejos fundamentales para las células. El fósforo elemental se aisló por primera vez de la orina humana, y la ceniza de huesos fue una importante fuente temprana de fosfato. Las minas de fosfato contienen fósiles porque el fosfato está presente en los depósitos fosilizados de restos y excrementos de animales. Los niveles bajos de fosfato son un límite importante para el crecimiento en algunos sistemas acuáticos. La gran mayoría de los compuestos de fósforo extraídos se consumen como fertilizantes. El fosfato es necesario para reemplazar el fósforo que las plantas eliminan del suelo, y su demanda anual aumenta casi el doble de rápido que el crecimiento de la población humana. Otras aplicaciones incluyen compuestos organofosforados en detergentes, pesticidas y agentes nerviosos.

Características

Alótropos

El fósforo tiene varios alótropos que exhiben propiedades sorprendentemente diversas. Los dos alótropos más comunes son el fósforo blanco y el fósforo rojo.

Desde la perspectiva de las aplicaciones y la literatura química, la forma más importante de fósforo elemental es el fósforo blanco, a menudo abreviado como WP. Es un sólido ceroso suave que consiste en tetraédrico P₄moléculas, en las que cada átomo está unido a los otros tres átomos por un enlace simple formal. esta p₄el tetraedro también está presente en el fósforo líquido y gaseoso hasta la temperatura de 800 ° C (1470 ° F) cuando comienza a descomponerse en P₂moléculas. la p₄molécula en la fase gaseosa tiene una longitud de enlace PP de r _g = 2.1994(3) Å como se determinó por difracción de electrones de gas. La naturaleza del enlace en este P₄el tetraedro se puede describir por aromaticidad esférica o enlace de racimo, es decir, los electrones están muy deslocalizados. Esto ha sido ilustrado por los cálculos de las corrientes inducidas magnéticamente, que suman 29 nA/T, mucho más que en la molécula aromática arquetípica del benceno (11 nA/T).

El fósforo blanco existe en dos formas cristalinas: α (alfa) y β (beta). A temperatura ambiente, la forma α es estable. Es más común, tiene una estructura cristalina cúbica y a 195,2 K (−78,0 °C), se transforma en forma β, que tiene una estructura cristalina hexagonal. Estas formas difieren en términos de las orientaciones relativas de los tetraedros P _{4 constituyentes.} La forma β del fósforo blanco contiene tres P ligeramente diferentes₄moléculas, es decir, 18 longitudes de enlace PP diferentes entre 2,1768(5) y 2,1920(5) Å. La longitud promedio del enlace PP es 2.183(5) Å.

El fósforo blanco es el menos estable, el más reactivo, el más volátil, el menos denso y el más tóxico de los alótropos. El fósforo blanco cambia gradualmente a fósforo rojo. Esta transformación es acelerada por la luz y el calor, y las muestras de fósforo blanco casi siempre contienen algo de fósforo rojo y, en consecuencia, aparecen amarillas. Por esta razón, el fósforo blanco envejecido o impuro (p. ej., WP apto para armas, no apto para laboratorio) también se denomina fósforo amarillo. Cuando se expone al oxígeno, el fósforo blanco brilla en la oscuridad con un matiz muy tenue de verde y azul. Es altamente inflamable y pirofórico (autoinflamable) al entrar en contacto con el aire. Debido a su piroforicidad, el fósforo blanco se utiliza como aditivo en el napalm. El olor a combustión de esta forma tiene un olor característico a ajo,PAGS₄O₁₀tetraedros con oxígeno insertado entre los átomos de fósforo y en sus vértices. El fósforo blanco es insoluble en agua pero soluble en disulfuro de carbono.

La descomposición térmica de P ₄ a 1100 K da difósforo, P ₂. Esta especie no es estable como sólido o líquido. La unidad dimérica contiene un triple enlace y es análoga a N ₂. También se puede generar como un intermediario transitorio en solución por termólisis de reactivos precursores organofosforados. A temperaturas aún más altas, el P ₂ se disocia en P atómico.

Forma	blanco (a)	blanco(β)	rojo	Violeta	negro
Simetría	cúbico centrado en el cuerpo	triclínica	Amorfo	monoclínico	ortorrómbico
símbolo de Pearson		ap24		mP84	oS8
grupo espacial	yo 4 3m	P1 No.2 _		P2/c No.13	Cmca No.64
Densidad (g/cm)	1.828	1.88	~2.2	2.36	2.69
Brecha de banda (eV)	2.1		1.8	1.5	0.34
Índice de refracción	1.8244			2.6	2.4

El fósforo rojo tiene una estructura polimérica. Puede verse como un derivado de P ₄ en el que se rompe un enlace PP y se forma un enlace adicional con el tetraedro vecino, lo que da como resultado cadenas de moléculas P ₂₁ unidas por fuerzas de van der Waals. El fósforo rojo se puede formar calentando fósforo blanco a 250 °C (482 °F) o exponiendo el fósforo blanco a la luz solar. El fósforo después de este tratamiento es amorfo. Al calentar más, este material cristaliza. En este sentido, el fósforo rojo no es un alótropo, sino una fase intermedia entre el fósforo blanco y el violeta, y la mayoría de sus propiedades tienen un rango de valores. Por ejemplo, el fósforo rojo brillante recién preparado es altamente reactivo y se enciende a unos 300 °C (572 °F),aunque es más estable que el fósforo blanco, que se enciende a unos 30 °C (86 °F). Después de un calentamiento o almacenamiento prolongado, el color se oscurece (ver imágenes del cuadro de información); el producto resultante es más estable y no se enciende espontáneamente en el aire.

El fósforo violeta es una forma de fósforo que se puede producir mediante el recocido de un día de fósforo rojo por encima de 550 °C. En 1865, Hittorf descubrió que cuando el fósforo se recristaliza a partir de plomo fundido, se obtiene una forma roja/púrpura. Por lo tanto, esta forma a veces se conoce como "fósforo de Hittorf" (o fósforo violeta o α-metálico).

El fósforo negro es el alótropo menos reactivo y la forma termodinámicamente estable por debajo de los 550 °C (1022 °F). También se conoce como fósforo β-metálico y tiene una estructura algo parecida a la del grafito. Se obtiene calentando fósforo blanco a altas presiones (alrededor de 12.000 atmósferas estándar o 1,2 gigapascales). También se puede producir en condiciones ambientales utilizando sales metálicas, por ejemplo, mercurio, como catalizadores. En apariencia, propiedades y estructura, se parece al grafito, siendo negro y escamoso, un conductor de electricidad, y tiene láminas arrugadas de átomos enlazados.

Otra forma, el fósforo escarlata, se obtiene al permitir que una solución de fósforo blanco en disulfuro de carbono se evapore a la luz del sol.

Quimioluminiscencia

Cuando se aisló por primera vez, se observó que el resplandor verde que emanaba del fósforo blanco persistía durante un tiempo en un frasco tapado, pero luego cesaba. Robert Boyle en la década de 1680 lo atribuyó a la "debilitación" del aire. En realidad, se está consumiendo oxígeno. En el siglo XVIII, se sabía que en el oxígeno puro, el fósforo no brilla en absoluto; solo hay un rango de presiones parciales en las que lo hace. Se puede aplicar calor para impulsar la reacción a presiones más altas.

En 1974, el resplandor fue explicado por RJ van Zee y AU Khan. Se produce una reacción con el oxígeno en la superficie del fósforo sólido (o líquido), formando las moléculas de vida corta HPO y P₂O₂que ambos emiten luz visible. La reacción es lenta y solo se requiere muy poco de los intermediarios para producir la luminiscencia, por lo tanto, el tiempo prolongado en que el brillo continúa en un frasco tapado.

Desde su descubrimiento, los fósforos y la fosforescencia se utilizaron libremente para describir sustancias que brillan en la oscuridad sin quemarse. Aunque el término fosforescencia se deriva del fósforo, la reacción que le da al fósforo su brillo se llama propiamente quimioluminiscencia (brillo debido a una reacción química fría), no fosforescencia (reemisión de luz que previamente cayó sobre una sustancia y la excitó).

Isótopos

Hay 23 isótopos conocidos de fósforo, que van desdeP apag _ SolamenteP es estable y, por lo tanto, está presente al 100% de abundancia. El espín nuclear medio entero y la gran abundancia de P hacen de la espectroscopia de RMN de fósforo-31 una herramienta analítica muy útil en los estudios de muestras que contienen fósforo.

Dos isótopos radiactivos de fósforo tienen vidas medias adecuadas para experimentos científicos biológicos. Estos son:

• P, un emisor beta (1,71 MeV) con una vida media de 14,3 días, que se utiliza habitualmente en laboratorios de ciencias de la vida, principalmente para producir sondas de ADN y ARN radiomarcadas, por ejemplo, para uso en transferencias Northern o Southern.
• P, un emisor beta (0,25 MeV) con una vida media de 25,4 días. Se utiliza en laboratorios de ciencias de la vida en aplicaciones en las que las emisiones beta de menor energía son ventajosas, como la secuenciación de ADN.

Las partículas beta de alta energía deP penetrar la piel y las córneas y cualquierEl P ingerido, inhalado o absorbido se incorpora fácilmente al hueso y a los ácidos nucleicos. Por estas razones, la Administración de Salud y Seguridad Ocupacional de los Estados Unidos e instituciones similares en otros países desarrollados requieren personal que trabaje conP usar batas de laboratorio, guantes desechables y anteojos o gafas de seguridad para proteger los ojos y evitar trabajar directamente sobre recipientes abiertos. También se requiere monitorear la contaminación del personal, la ropa y la superficie. El blindaje requiere una consideración especial. La alta energía de las partículas beta da lugar a la emisión secundaria de rayos X a través de Bremsstrahlung (radiación de frenado) en materiales de blindaje densos como el plomo. Por lo tanto, la radiación debe protegerse con materiales de baja densidad como acrílico u otro plástico, agua o (cuando no se requiere transparencia), incluso madera.

Ocurrencia

Universo

En 2013, los astrónomos detectaron fósforo en Cassiopeia A, lo que confirmó que este elemento se produce en las supernovas como subproducto de la nucleosíntesis de supernovas. La relación fósforo-hierro en el material del remanente de supernova podría ser hasta 100 veces mayor que en la Vía Láctea en general.

En 2020, los astrónomos analizaron los datos de ALMA y ROSINA de la región de formación estelar masiva AFGL 5142 para detectar moléculas que contienen fósforo y cómo son transportadas en los cometas a la Tierra primitiva.

Corteza y fuentes orgánicas

El fósforo tiene una concentración en la corteza terrestre de aproximadamente un gramo por kilogramo (compare el cobre con aproximadamente 0,06 gramos). No se encuentra libre en la naturaleza, pero está ampliamente distribuido en muchos minerales, generalmente como fosfatos. La roca de fosfato inorgánico, que está parcialmente hecha de apatita (un grupo de minerales que son, generalmente, fluoruro (hidróxido) de triortofosfato pentacálcico), es hoy en día la principal fuente comercial de este elemento. Según el Servicio Geológico de los Estados Unidos (USGS), alrededor del 50 por ciento de las reservas mundiales de fósforo se encuentran en las naciones árabes. El 85% de las reservas conocidas de la Tierra se encuentran en Marruecos con depósitos más pequeños en China, Rusia, Florida, Idaho, Tennessee, Utah y otros lugares.Albright y Wilson en el Reino Unido y su planta de las Cataratas del Niágara, por ejemplo, usaban roca de fosfato en las décadas de 1890 y 1900 de Tennessee, Florida y las Îles du Connétable (fuentes de fosfato de la isla de guano); en 1950, usaban roca de fosfato principalmente de Tennessee y el norte de África.

Las fuentes orgánicas, a saber, la orina, las cenizas de huesos y (a fines del siglo XIX) el guano, fueron históricamente importantes, pero solo tuvieron un éxito comercial limitado. Como la orina contiene fósforo, tiene cualidades fertilizantes que todavía se aprovechan hoy en día en algunos países, incluida Suecia, utilizando métodos para reutilizar las excretas. Con este fin, la orina se puede utilizar como fertilizante en su forma pura o parte de ser mezclada con agua en forma de aguas residuales o lodos de depuradora.

Compuestos

Fósforo (V)

Los compuestos de fósforo más predominantes son los derivados del fosfato (PO ₄), un anión tetraédrico. El fosfato es la base conjugada del ácido fosfórico, que se produce a gran escala para su uso en fertilizantes. Al ser triprótico, el ácido fosfórico se convierte gradualmente en tres bases conjugadas:H ₃ PO ₄ + H ₂ O ⇌ H ₃ O + H ₂ PO ₄ K _a1  = 7,25 × 10H ₂ PO ₄ + H ₂ O ⇌ H ₃ O + HPO ₄ K _a2 = 6,31 × 10HPO ₄ + H ₂ O ⇌ H ₃ O + PO ₄ K _a3 = 3.98×10

El fosfato exhibe una tendencia a formar cadenas y anillos que contienen enlaces POP. Se conocen muchos polifosfatos, incluido el ATP. Los polifosfatos surgen por deshidratación de fosfatos de hidrógeno como HPO ₄ y H ₂ PO ₄. Por ejemplo, el trifosfato de pentasodio de importancia industrial (también conocido como tripolifosfato de sodio, STPP) se produce industrialmente en megatoneladas mediante esta reacción de condensación:2 Na ₂ [(HO)PO ₃ ] + Na[(HO) ₂ PO ₂ ] → Na ₅ [O ₃ P-OP(O) ₂ -O-PO ₃ ] + 2 H ₂ O

El pentóxido de fósforo (P ₄ O ₁₀) es el anhídrido ácido del ácido fosfórico, pero se conocen varios intermediarios entre los dos. Este sólido blanco ceroso reacciona vigorosamente con el agua.

Con los cationes metálicos, el fosfato forma una variedad de sales. Estos sólidos son poliméricos y presentan enlaces POM. Cuando el catión metálico tiene una carga de 2+ o 3+, las sales generalmente son insolubles, por lo que existen como minerales comunes. Muchas sales de fosfato se derivan del fosfato de hidrógeno (HPO ₄).

PCl ₅ y PF ₅ son compuestos comunes. PF ₅ es un gas incoloro y las moléculas tienen geometría bipiramidal trigonal. PCl ₅ es un sólido incoloro que tiene una formulación iónica de PCl ₄ PCl ₆, pero adopta la geometría bipiramidal trigonal cuando está fundido o en fase de vapor. PBr ₅ es un sólido inestable formulado como PBr ₄ Br y PI ₅ no se conoce. El pentacloruro y el pentafluoruro son ácidos de Lewis. Con fluoruro, PF ₅ forma PF ₆, un anión que es isoelectrónico con SF ₆. El oxihaluro más importante es el oxicloruro de fósforo (POCl ₃), que es aproximadamente tetraédrico.

Antes de que fueran factibles los cálculos informáticos extensos, se pensaba que los enlaces en compuestos de fósforo (V) involucraban orbitales d. El modelado por computadora de la teoría de los orbitales moleculares indica que este enlace involucra solo a los orbitales s y p.

Fósforo (III)

Los cuatro trihaluros simétricos son bien conocidos: el PF ₃ gaseoso, los líquidos amarillentos PCl ₃ y PBr _{3 y el PI 3} sólido. Estos materiales son sensibles a la humedad y se hidrolizan para dar ácido fosforoso. El tricloruro, un reactivo común, se produce por cloración del fósforo blanco:P ₄ + 6 Cl ₂ → 4 PCl ₃

El trifluoruro se produce a partir del tricloruro por intercambio de haluro. El PF ₃ es tóxico porque se une a la hemoglobina.

El óxido de fósforo (III), P ₄ O ₆ (también llamado hexóxido de tetrafósforo) es el anhídrido de P (OH) ₃, el tautómero menor del ácido fosforoso. La estructura de P ₄ O ₆ es como la de P ₄ O ₁₀ sin los grupos de óxido terminales.

Fósforo(I) y fósforo(II)

Estos compuestos generalmente presentan enlaces P-P. Los ejemplos incluyen derivados catenados de fosfina y organofosfinas. También se han observado compuestos que contienen dobles enlaces P=P, aunque son raros.

Fosfuros y fosfinas

Los fosfuros surgen por reacción de metales con fósforo rojo. Los metales alcalinos (grupo 1) y los metales alcalinotérreos pueden formar compuestos iónicos que contienen el ion fosfuro, P. Estos compuestos reaccionan con el agua para formar fosfina. Se conocen otros fosfuros, por ejemplo Na ₃ P ₇, para estos metales reactivos. Con los metales de transición, así como con los monofosfuros, hay fosfuros ricos en metales, que generalmente son compuestos refractarios duros con brillo metálico, y fosfuros ricos en fósforo que son menos estables e incluyen semiconductores. La schreibersita es un fosfuro rico en metales de origen natural que se encuentra en los meteoritos. Las estructuras de los fosfuros ricos en metales y fósforo pueden ser complejas.

La fosfina (PH ₃) y sus derivados orgánicos (PR ₃) son análogos estructurales del amoníaco (NH ₃), pero los ángulos de enlace en el fósforo están más cerca de los 90° para la fosfina y sus derivados orgánicos. Es un compuesto tóxico que huele mal. El fósforo tiene un número de oxidación de −3 en fosfina. La fosfina se produce por hidrólisis del fosfuro de calcio, Ca ₃ P ₂. A diferencia del amoníaco, la fosfina se oxida con el aire. La fosfina también es mucho menos básica que el amoníaco. Se conocen otras fosfinas que contienen cadenas de hasta nueve átomos de fósforo y tienen la fórmula P _n H _{n +2}. El gas altamente inflamable difosfina (P ₂ H ₄) es un análogo de la hidracina.

Oxoácidos

Los oxoácidos de fósforo son extensos, a menudo comercialmente importantes y, a veces, estructuralmente complicados. Todos tienen protones ácidos unidos a átomos de oxígeno, algunos tienen protones no ácidos que están unidos directamente al fósforo y algunos contienen enlaces fósforo-fósforo. Aunque se forman muchos oxoácidos de fósforo, solo nueve son comercialmente importantes, y tres de ellos, el ácido hipofosforoso, el ácido fosforoso y el ácido fosfórico, son particularmente importantes.

Estado de oxidación	Fórmula	Nombre	protones ácidos	Compuestos
+1	HH 2 PO 2	ácido hipofosforoso	1	ácido, sales
+3	H2HPO3 _ _ _	ácido fosforoso	2	ácido, sales
+3	OPH 2	ácido metafosforoso	1	sales
+3	H 3 PO 3	ácido (orto)fosforoso	3	ácido, sales
+4	H 4 P 2 O 6	ácido hipofosfórico	4	ácido, sales
+5	(HPO 3) norte	ácidos metafosfóricos	norte	sales (n = 3,4,6)
+5	H (HPO3) nOH	ácidos polifosfóricos	norte +2	ácidos, sales (n = 1-6)
+5	H 5 P 3 O 10	ácido tripolifosfórico	3	sales
+5	H 4 P 2 O 7	ácido pirofosfórico	4	ácido, sales
+5	H 3 PO 4	(ácido ortofosfórico	3	ácido, sales

Nitruros

La molécula de PN se considera inestable, pero es un producto de la descomposición del nitruro de fósforo cristalino a 1100 K. De manera similar, el H ₂ PN se considera inestable y los halógenos de nitruro de fósforo como F ₂ PN, Cl ₂ PN, Br ₂ PN e I ₂ PN oligomerizan en polifosfacenos cíclicos. Por ejemplo, los compuestos de fórmula (PNCl ₂) _n existen principalmente como anillos, como el trímero hexaclorofosfaceno. Los fosfacenos surgen por tratamiento del pentacloruro de fósforo con cloruro de amonio:

PCl ₅ + NH ₄ Cl → 1/ n (NPCl ₂) _n + 4 HCl

Cuando los grupos cloruro se reemplazan por alcóxido (RO), se produce una familia de polímeros con propiedades potencialmente útiles.

Sulfuros

El fósforo forma una amplia gama de sulfuros, donde el fósforo puede estar en P(V), P(III) u otros estados de oxidación. El triple simétrico P ₄ S ₃ se utiliza en partidos de strike-anywhere. P ₄ S ₁₀ y P ₄ O ₁₀ tienen estructuras análogas. Los oxihaluros mixtos y los oxihidruros de fósforo (III) son casi desconocidos.

Compuestos organofosforados

Los compuestos con enlaces PC y POC a menudo se clasifican como compuestos organofosforados. Son ampliamente utilizados comercialmente. El PCl ₃ sirve como fuente de P en rutas a compuestos organofosforados (III). Por ejemplo, es el precursor de la trifenilfosfina:PCl ₃ + 6 Na + 3 C ₆ H ₅ Cl → P(C ₆ H ₅) ₃ + 6 NaCl

El tratamiento de trihaluros de fósforo con alcoholes y fenoles da fosfitos, por ejemplo, trifenilfosfito:PCl ₃ + 3 C ₆ H ₅ OH → P(OC ₆ H ₅) ₃ + 3 HCl

Se producen reacciones similares para el oxicloruro de fósforo, lo que produce trifenilfosfato:OPCl ₃ + 3 C ₆ H ₅ OH → OP(OC ₆ H ₅) ₃ + 3 HCl

Historia

Etimología

El nombre Fósforo en la antigua Grecia era el nombre del planeta Venus y se deriva de las palabras griegas (φῶς = luz, φέρω = llevar), que se traduce aproximadamente como portador de luz o portador de luz. (En la mitología y la tradición griegas, Augerinus (Αυγερινός = estrella de la mañana, todavía en uso hoy en día), Hesperus o Hesperinus (΄Εσπερος o Εσπερινός o Αποσπερίτης = estrella de la tarde, todavía en uso hoy en día) y Eosphorus (Εό = lucero del alba, todavía en uso hoy en día) el planeta después del cristianismo) son homólogos cercanos, y también asociados con Fósforo, la estrella de la mañana).

Según el Oxford English Dictionary, la ortografía correcta del elemento es fósforo. La palabra fósforo es la forma adjetival de la valencia P: así, así como el azufre forma compuestos sulfurosos y sulfúricos, el fósforo forma compuestos de fósforo (p. ej., ácido fosforoso) y compuestos fosfóricos de valencia P (p. ej., ácidos fosfóricos y fosfatos).

Descubrimiento

El descubrimiento del fósforo, el primer elemento descubierto que no se conocía desde la antigüedad, se atribuye al alquimista alemán Hennig Brand en 1669, aunque otros podrían haber descubierto el fósforo en la misma época. Brand experimentó con la orina, que contiene cantidades considerables de fosfatos disueltos del metabolismo normal. Trabajando en Hamburgo, Brand intentó crear la legendaria piedra filosofal mediante la destilación de algunas sales mediante la evaporación de la orina, y en el proceso produjo un material blanco que brillaba en la oscuridad y ardía intensamente. Fue nombrado fósforo mirabilis ("portador milagroso de la luz").

El proceso de Brand originalmente consistía en dejar reposar la orina durante días hasta que emitía un olor terrible. Luego lo hirvió hasta convertirlo en una pasta, la calentó a una temperatura alta y condujo los vapores a través del agua, donde esperaba que se condensaran en oro. En cambio, obtuvo una sustancia cerosa blanca que brillaba en la oscuridad. Brand había descubierto el fósforo. Específicamente, Brand produjo hidrógeno fosfato de sodio y amonio (NH₄)NaHPO₄. Si bien las cantidades eran esencialmente correctas (se necesitaron alrededor de 1100 litros [290 gal EE.UU.] de orina para producir alrededor de 60 g de fósforo), no era necesario dejar que la orina se pudriera primero. Posteriormente, los científicos descubrieron que la orina fresca producía la misma cantidad de fósforo.

Brand al principio trató de mantener el método en secreto, pero luego vendió la receta por 200 táleros a D. Krafft de Dresde. Krafft recorrió gran parte de Europa con él, incluida Inglaterra, donde se reunió con Robert Boyle. El secreto, que la sustancia estaba hecha de orina, se filtró y Johann Kunckel (1630-1703) pudo reproducirlo en Suecia (1678). Más tarde, Boyle en Londres (1680) también logró fabricar fósforo, posiblemente con la ayuda de su asistente, Ambrose Godfrey-Hanckwitz. Godfrey más tarde hizo un negocio de fabricación de fósforo.

Boyle afirma que Krafft no le dio información sobre la preparación del fósforo aparte de que se derivaba de "algo que pertenecía al cuerpo del hombre". Esto le dio a Boyle una pista valiosa, de modo que él también logró hacer fósforo y publicó el método de su fabricación. Luego mejoró el proceso de Brand usando arena en la reacción (todavía usando orina como material base),4 Na PO₃+ 2 SiO₂+ 10 C → 2 Na₂SiO₃+ 10 CO + P₄

Robert Boyle fue el primero en utilizar fósforo para encender astillas de madera con punta de azufre, precursoras de nuestros fósforos modernos, en 1680.

El fósforo fue el elemento número 13 en ser descubierto. Debido a su tendencia a entrar en combustión espontáneamente cuando se deja solo en el aire, a veces se lo denomina "elemento del diablo".

Ceniza de hueso y guano

Antoine Lavoisier reconoció el fósforo como un elemento en 1777 después de que Johan Gottlieb Gahn y Carl Wilhelm Scheele, en 1769, demostraran que el fosfato de calcio (Ca₃(CORREOS₄)₂) se encuentra en los huesos mediante la obtención de fósforo elemental a partir de cenizas de hueso.

La ceniza de hueso fue la principal fuente de fósforo hasta la década de 1840. El método comenzaba asando huesos, luego empleaba el uso de retortas de arcilla refractaria encerradas en un horno de ladrillos muy caliente para destilar el producto de fósforo elemental altamente tóxico. Alternativamente, los fosfatos precipitados podrían estar hechos de huesos triturados que habían sido desengrasados ​​y tratados con ácidos fuertes. Luego, el fósforo blanco podría fabricarse calentando los fosfatos precipitados, mezclándolos con carbón molido o carbón vegetal en una olla de hierro y destilando el vapor de fósforo en una retorta. El monóxido de carbono y otros gases inflamables producidos durante el proceso de reducción se quemaron en una antorcha.

En la década de 1840, la producción mundial de fosfato se centró en la extracción de depósitos de islas tropicales formados a partir de guano de aves y murciélagos (véase también la Ley de Islas Guano). Estos se convirtieron en una fuente importante de fosfatos para fertilizantes en la segunda mitad del siglo XIX.

Roca de fosfato

La roca de fosfato, que generalmente contiene fosfato de calcio, se usó por primera vez en 1850 para producir fósforo, y luego de la introducción del horno de arco eléctrico por James Burgess Readman en 1888 (patentado en 1889),La producción de fósforo elemental pasó del calentamiento de cenizas de hueso a la producción de arco eléctrico a partir de roca fosfórica. Después del agotamiento de las fuentes mundiales de guano casi al mismo tiempo, los fosfatos minerales se convirtieron en la principal fuente de producción de fertilizantes fosfatados. La producción de roca de fosfato aumentó considerablemente después de la Segunda Guerra Mundial y sigue siendo la principal fuente mundial de fósforo y productos químicos de fósforo en la actualidad. Consulte el artículo sobre el fósforo máximo para obtener más información sobre la historia y el estado actual de la extracción de fosfato. La roca de fosfato sigue siendo una materia prima en la industria de fertilizantes, donde se trata con ácido sulfúrico para producir varios productos fertilizantes de "superfosfato".

Incendiarios

El fósforo blanco se fabricó comercialmente por primera vez en el siglo XIX para la industria de los fósforos. Este utilizó ceniza de hueso como fuente de fosfato, como se describe anteriormente. El proceso de ceniza de huesos quedó obsoleto cuando se introdujo el horno de arco sumergido para la producción de fósforo para reducir la roca fosfórica. El método del horno eléctrico permitió que la producción aumentara hasta el punto en que el fósforo podría usarse en armas de guerra. En la Primera Guerra Mundial, se utilizó en bombas incendiarias, cortinas de humo y balas trazadoras. Se desarrolló una bala incendiaria especial para disparar a zepelines llenos de hidrógeno sobre Gran Bretaña (el hidrógeno es altamente inflamable).Durante la Segunda Guerra Mundial, se distribuyeron en Gran Bretaña cócteles Molotov hechos de fósforo disuelto en gasolina a civiles especialmente seleccionados dentro de la operación de resistencia británica, para su defensa; y las bombas incendiarias de fósforo se utilizaron en la guerra a gran escala. El fósforo quemado es difícil de extinguir y si salpica la piel humana tiene efectos terribles.

Los primeros partidos usaban fósforo blanco en su composición, que era peligroso debido a su toxicidad. Asesinatos, suicidios y envenenamientos accidentales resultaron de su uso. (Un cuento apócrifo habla de una mujer que intenta asesinar a su marido con fósforo blanco en su comida, que fue detectado por el vapor luminoso que desprendía el guiso). Además, la exposición a los vapores provocó en los trabajadores de cerillas una necrosis grave de los huesos de la mandíbula, conocida como "mandíbula fósil". Cuando se descubrió un proceso seguro para la fabricación de fósforo rojo, con su inflamabilidad y toxicidad mucho más bajas, se promulgaron leyes, en virtud del Convenio de Berna (1906), que requerían su adopción como una alternativa más segura para la fabricación de fósforos. La toxicidad del fósforo blanco hizo que se suspendiera su uso en los partidos.Los aliados utilizaron bombas incendiarias de fósforo en la Segunda Guerra Mundial para destruir Hamburgo, el lugar donde se descubrió por primera vez el "portador milagroso de la luz".

Producción

En 2017, el USGS estimó 68 mil millones de toneladas de reservas mundiales, donde las cifras de reservas se refieren a la cantidad que se supone recuperable a los precios actuales del mercado; En 2016 se extrajeron 0,261 mil millones de toneladas. Es fundamental para la agricultura contemporánea, su demanda anual está aumentando casi el doble de rápido que el crecimiento de la población humana. La producción de fósforo puede haber alcanzado su punto máximo antes de 2011 y algunos científicos predicen que las reservas se agotarán antes de que finalice el siglo XXI"..

Proceso húmedo

La mayor parte del material que contiene fósforo es para fertilizantes agrícolas. En este caso, donde los estándares de pureza son modestos, el fósforo se obtiene de la roca fosfórica mediante lo que se denomina "proceso húmedo". Los minerales se tratan con ácido sulfúrico para dar ácido fosfórico. Luego, el ácido fosfórico se neutraliza para dar varias sales de fosfato, que constituyen los fertilizantes. En el proceso húmedo, el fósforo no sufre redox. Se generan unas cinco toneladas de residuos de fosfoyeso por tonelada de producción de ácido fosfórico. Anualmente, la generación estimada de fosfoyeso a nivel mundial es de 100 a 280 Mt.

Proceso térmico

Para el uso de fósforo en medicamentos, detergentes y alimentos, los estándares de pureza son altos, lo que llevó al desarrollo del proceso térmico. En este proceso, los minerales de fosfato se convierten en fósforo blanco, que se puede purificar por destilación. Luego, el fósforo blanco se oxida a ácido fosfórico y luego se neutraliza con una base para dar sales de fosfato. El proceso térmico consume mucha energía. En la actualidad, se producen anualmente alrededor de 1.000.000 de toneladas cortas (910.000 t) de fósforo elemental. El fosfato de calcio (roca de fosfato), que se extrae principalmente en Florida y el norte de África, se puede calentar a 1200–1500 °C con arena, que es principalmente SiO₂, y coque para producir P₄. la p₄El producto, al ser volátil, se aísla fácilmente:4 Ca ₅ (PO ₄) ₃ F + 18 SiO ₂ + 30 C → 3 P ₄ + 30 CO + 18 CaSiO ₃ + 2 CaF ₂2 Ca ₃ (PO ₄) ₂ + 6 SiO ₂ + 10 C → 6 CaSiO ₃ + 10 CO + P ₄

Los productos secundarios del proceso térmico incluyen el ferrofósforo, una forma cruda de Fe ₂ P, resultante de las impurezas de hierro en los precursores minerales. La escoria de silicato es un material de construcción útil. El fluoruro a veces se recupera para su uso en la fluoración del agua. Más problemático es un "barro" que contiene cantidades significativas de fósforo blanco. La producción de fósforo blanco se lleva a cabo en grandes instalaciones en parte porque consume mucha energía. El fósforo blanco se transporta en forma fundida. Se han producido algunos accidentes importantes durante el transporte.

Rutas históricas

Históricamente, antes del desarrollo de las extracciones a base de minerales, el fósforo blanco se aislaba a escala industrial a partir de cenizas de huesos. En este proceso, el fosfato tricálcico de la ceniza de hueso se convierte en fosfato monocálcico con ácido sulfúrico:Ca ₃ (PO ₄) ₂ + 2 H ₂ SO ₄ → Ca(H ₂ PO ₄) ₂ + 2 CaSO ₄

El fosfato monocálcico luego se deshidrata al metafosfato correspondiente:Ca(H ₂ PO ₄) ₂ → Ca(PO ₃) ₂ + 2 H ₂ O

Cuando se enciende a fuego blanco (~1300C) con carbón, el metafosfato de calcio produce dos tercios de su peso de fósforo blanco, mientras que un tercio del fósforo permanece en el residuo como ortofosfato de calcio:3 Ca(PO ₃) ₂ + 10 C → Ca ₃ (PO ₄) ₂ + 10 CO + P ₄

Aplicaciones

Aditivo alimentario

El fósforo es un mineral esencial para los seres humanos que figura en la Ingesta dietética de referencia (DRI).

El ácido fosfórico de calidad alimentaria (aditivo E338) se utiliza para acidificar alimentos y bebidas, como varios refrescos de cola y mermeladas, proporcionando un sabor ácido o agrio. El ácido fosfórico también sirve como conservante. Los refrescos que contienen ácido fosfórico, que incluiría Coca-Cola, a veces se denominan refrescos de fosfato o fosfatos. El ácido fosfórico en los refrescos tiene el potencial de causar erosión dental. El ácido fosfórico también tiene el potencial de contribuir a la formación de cálculos renales, especialmente en aquellos que han tenido cálculos renales anteriormente.

Fertilizante

El fósforo es un nutriente vegetal esencial (el nutriente limitante más frecuente, después del nitrógeno), y la mayor parte de toda la producción de fósforo se encuentra en ácidos fosfóricos concentrados para fertilizantes agrícolas, que contienen entre un 70 % y un 75 % de P ₂ O ₅. Eso condujo a un gran aumento en la producción de fosfato (PO ₄) en la segunda mitad del siglo XX. La fertilización artificial con fosfato es necesaria porque el fósforo es esencial para todos los organismos vivos; está involucrado en las transferencias de energía, la fuerza de la raíz y los tallos, la fotosíntesis, la expansión de las raíces de las plantas, la formación de semillas y flores, y otros factores importantes que afectan la salud y la genética general de las plantas.

Los compuestos naturales que contienen fósforo son en su mayoría inaccesibles para las plantas debido a su baja solubilidad y movilidad en el suelo. La mayor parte del fósforo es muy estable en los minerales del suelo o en la materia orgánica del suelo. Incluso cuando se agrega fósforo al estiércol o al fertilizante, puede fijarse en el suelo. Por lo tanto, el ciclo natural del fósforo es muy lento. Parte del fósforo fijado se libera nuevamente con el tiempo, lo que sustenta el crecimiento de las plantas silvestres; sin embargo, se necesita más para sostener el cultivo intensivo de cultivos. El fertilizante suele estar en forma de superfosfato de cal, una mezcla de dihidrógeno fosfato de calcio (Ca(H ₂ PO ₄) ₂) y sulfato de calcio dihidrato (CaSO ₄ ·2H ₂O) producido al reaccionar ácido sulfúrico y agua con fosfato de calcio.

El procesamiento de minerales de fosfato con ácido sulfúrico para la obtención de fertilizantes es tan importante para la economía global que este es el principal mercado industrial para el ácido sulfúrico y el mayor uso industrial del azufre elemental.

Compuestos ampliamente utilizados	Usar
Ca(H 2 PO 4) 2 ·H 2 O	Levadura en polvo y fertilizantes
CaHPO4 · 2H2O _ _	Aditivo alimentario para animales, polvo dentífrico
H 3 PO 4	Fabricación de fertilizantes fosfatados
PCl 3	Fabricación de POCl 3 y plaguicidas
POCI 3	fabricación de plastificante
P 4 S 10	Fabricación de aditivos y pesticidas
Na 5 P 3 O 10	detergentes

Organofosforado

El fósforo blanco se usa ampliamente para hacer compuestos organofosforados a través de cloruros de fósforo intermedios y dos sulfuros de fósforo, pentasulfuro de fósforo y sesquisulfuro de fósforo. Los compuestos organofosforados tienen muchas aplicaciones, incluso en plastificantes, retardantes de llama, pesticidas, agentes de extracción, agentes nerviosos y tratamiento de agua.

Aspectos metalúrgicos

El fósforo también es un componente importante en la producción de acero, en la fabricación de bronce fosforoso y en muchos otros productos relacionados. El fósforo se agrega al cobre metálico durante su proceso de fundición para reaccionar con el oxígeno presente como impureza en el cobre y para producir aleaciones de cobre que contienen fósforo (CuOFP) con una mayor resistencia a la fragilización por hidrógeno que el cobre normal.

Partidos

Charles Sauria inventó la primera cerilla con una cabeza de fósforo en 1830. Estas cerillas (y las modificaciones posteriores) se hicieron con cabezas de fósforo blanco, un compuesto liberador de oxígeno (clorato de potasio, dióxido de plomo o, a veces, nitrato) y un aglutinante. Eran venenosos para los trabajadores en la fabricación, sensibles a las condiciones de almacenamiento, tóxicos si se ingerían y peligrosos cuando se encendían accidentalmente en una superficie rugosa. La producción en varios países estuvo prohibida entre 1872 y 1925. El Convenio internacional de Berna, ratificado en 1906, prohibía el uso de fósforo blanco en los fósforos.

En consecuencia, los fósforos fueron reemplazados gradualmente por alternativas más seguras. Alrededor de 1900, los químicos franceses Henri Sévène y Emile David Cahen inventaron la cerilla moderna que se enciende en cualquier lugar, en la que el fósforo blanco se reemplazó por sesquisulfuro de fósforo (P ₄ S ₃), un compuesto no tóxico y no pirofórico que se enciende con la fricción. Durante un tiempo, estos fósforos de ataque en cualquier lugar más seguros fueron bastante populares, pero a la larga fueron reemplazados por el fósforo de seguridad moderno.

Los fósforos de seguridad son muy difíciles de encender en cualquier superficie que no sea una tira de encendido especial. La tira contiene fósforo rojo no tóxico y el clorato de potasio de la cabeza del fósforo, un compuesto liberador de oxígeno. Cuando se golpea, pequeñas cantidades de abrasión de la cabeza del fósforo y la tira del percutor se mezclan íntimamente para hacer una pequeña cantidad de la mezcla de Armstrong, una composición muy sensible al tacto. El polvo fino se enciende inmediatamente y proporciona la chispa inicial para encender la cabeza del fósforo. Los fósforos de seguridad separan los dos componentes de la mezcla de ignición hasta que se enciende el fósforo. Esta es la principal ventaja de seguridad, ya que evita la ignición accidental. No obstante, los fósforos de seguridad, inventados en 1844 por Gustaf Erik Pasch y listos para el mercado en la década de 1860, no lograron la aceptación del consumidor hasta la prohibición del fósforo blanco.

Ablandamiento del agua

El tripolifosfato de sodio hecho de ácido fosfórico se usa en detergentes para ropa en algunos países, pero este uso está prohibido en otros. Este compuesto ablanda el agua para mejorar el rendimiento de los detergentes y evitar la corrosión de tuberías/tubos de calderas.

Misceláneas

• Los fosfatos se utilizan para fabricar vidrios especiales para lámparas de sodio.
• La ceniza de hueso, el fosfato de calcio, se utiliza en la producción de porcelana fina.
• El ácido fosfórico elaborado a partir de fósforo elemental se utiliza en aplicaciones alimentarias, como refrescos, y como punto de partida para los fosfatos de calidad alimentaria. Estos incluyen fosfato monocálcico para polvo de hornear y tripolifosfato de sodio. Los fosfatos se utilizan para mejorar las características de la carne y el queso procesados, y en la pasta de dientes.
• El fósforo blanco, llamado "WP" (término de la jerga "Willie Peter") se utiliza en aplicaciones militares como bombas incendiarias, para cortinas de humo como ollas de humo y bombas de humo, y en munición trazadora. También es parte de una granada de mano estadounidense de fósforo blanco M34 obsoleta. Esta granada multipropósito se usó principalmente para señalización, cortinas de humo e inflamación; también podía causar quemaduras graves y tenía un impacto psicológico en el enemigo. Los usos militares del fósforo blanco están limitados por el derecho internacional.
• P y P se utilizan como trazadores radiactivos en laboratorios bioquímicos.

Rol biológico

Fósforo inorgánico en forma de fosfato PO₄Se requiere para todas las formas conocidas de vida. El fósforo juega un papel importante en el marco estructural del ADN y el ARN. Las células vivas utilizan fosfato para transportar energía celular con trifosfato de adenosina (ATP), necesario para todo proceso celular que utilice energía. El ATP también es importante para la fosforilación, un evento regulador clave en las células. Los fosfolípidos son los principales componentes estructurales de todas las membranas celulares. Las sales de fosfato de calcio ayudan a endurecer los huesos. Los bioquímicos suelen utilizar la abreviatura "Pi" para referirse al fosfato inorgánico.

Cada célula viva está encerrada en una membrana que la separa de su entorno. Las membranas celulares están compuestas por una matriz de fosfolípidos y proteínas, típicamente en forma de bicapa. Los fosfolípidos se derivan del glicerol con dos de los protones hidroxilo (OH) del glicerol reemplazados por ácidos grasos como un éster, y el tercer protón hidroxilo ha sido reemplazado con fosfato unido a otro alcohol.

Un ser humano adulto promedio contiene alrededor de 0,7 kg de fósforo, alrededor del 85-90 % en huesos y dientes en forma de apatita, y el resto en tejidos blandos y fluidos extracelulares (~1 %). El contenido de fósforo aumenta de alrededor de 0,5% en masa en la infancia a 0,65 a 1,1% en masa en adultos. La concentración promedio de fósforo en la sangre es de aproximadamente 0,4 g/L, aproximadamente el 70 % son fosfatos orgánicos y el 30 % inorgánicos. Un adulto con una dieta saludable consume y excreta alrededor de 1 a 3 gramos de fósforo por día, con consumo en forma de fosfato inorgánico y biomoléculas que contienen fósforo, como ácidos nucleicos y fosfolípidos; y excreción casi exclusivamente en forma de iones de fosfato como H₂correos₄y HPO₄. Solo alrededor del 0,1% del fosfato corporal circula en la sangre, lo que equivale a la cantidad de fosfato disponible para las células de los tejidos blandos.

Esmalte de huesos y dientes

El componente principal del hueso es la hidroxiapatita, así como formas amorfas de fosfato de calcio, posiblemente incluido el carbonato. La hidroxiapatita es el principal componente del esmalte dental. La fluoración del agua mejora la resistencia de los dientes a las caries mediante la conversión parcial de este mineral en un material aún más duro llamado fluoroapatita:California₅(CORREOS₄)₃OH + F→ Ca₅(CORREOS₄)₃F + OH

Deficiencia de fósforo

En medicina, el síndrome de deficiencia de fosfato puede ser causado por desnutrición, por la falta de absorción de fosfato y por síndromes metabólicos que extraen fosfato de la sangre (como en el síndrome de realimentación después de la desnutrición) o que pasan demasiado a la orina. Todos se caracterizan por hipofosfatemia, que es una condición de niveles bajos de fosfato soluble en el suero sanguíneo y dentro de las células. Los síntomas de la hipofosfatemia incluyen disfunción neurológica y alteración de los músculos y las células sanguíneas debido a la falta de ATP. Demasiado fosfato puede provocar diarrea y calcificación (endurecimiento) de órganos y tejidos blandos, y puede interferir con la capacidad del cuerpo para usar hierro, calcio, magnesio y zinc.

El fósforo es un macromineral esencial para las plantas, que se estudia ampliamente en edafología para comprender la absorción de las plantas de los sistemas del suelo. El fósforo es un factor limitante en muchos ecosistemas; es decir, la escasez de fósforo limita la tasa de crecimiento del organismo. Un exceso de fósforo también puede ser problemático, especialmente en los sistemas acuáticos donde la eutrofización a veces conduce a la proliferación de algas.

Nutrición

Recomendaciones dietéticas

El Instituto de Medicina de EE. UU. (IOM, por sus siglas en inglés) actualizó los Requerimientos Promedio Estimados (EAR, por sus siglas en inglés) y las Ingestas Dietéticas Recomendadas (RDA, por sus siglas en inglés) para el fósforo en 1997. Si no hay suficiente información para establecer los EAR y las RDA, se usa una estimación designada como Ingesta Adecuada (AI, por sus siglas en inglés) en su lugar.. La EAR actual de fósforo para personas de 19 años en adelante es de 580 mg/día. La dosis diaria recomendada es de 700 mg/día. Las RDA son más altas que las EAR para identificar montos que cubrirán a las personas con requisitos superiores al promedio. La dosis diaria recomendada para el embarazo y la lactancia también es de 700 mg/día. Para personas de 1 a 18 años, la RDA aumenta con la edad de 460 a 1250 mg/día. En cuanto a la seguridad, el IOM establece niveles máximos de ingesta tolerable (UL) para vitaminas y minerales cuando la evidencia es suficiente. En el caso del fósforo la UL es de 4000 mg/día. Colectivamente, los EAR, RDA,

La Autoridad Europea de Seguridad Alimentaria (EFSA) se refiere al conjunto colectivo de información como Valores dietéticos de referencia, con Ingesta de referencia de la población (PRI) en lugar de RDA, y Requerimiento promedio en lugar de EAR. AI y UL definieron lo mismo que en Estados Unidos. Para personas mayores de 15 años, incluido el embarazo y la lactancia, la IA se establece en 550 mg/día. Para niños de 4 a 10 años, la IA es de 440 mg/día y para niños de 11 a 17 años es de 640 mg/día. Estos AI son más bajos que los RDA de EE. UU. En ambos sistemas, los adolescentes necesitan más que los adultos. La Autoridad Europea de Seguridad Alimentaria revisó la misma pregunta de seguridad y decidió que no había suficiente información para establecer un UL.

Para fines de etiquetado de alimentos y suplementos dietéticos de EE. UU., la cantidad en una porción se expresa como un porcentaje del valor diario (% DV). Para fines de etiquetado de fósforo, el 100 % del valor diario era 1000 mg, pero a partir del 27 de mayo de 2016 se revisó a 1250 mg para que coincidiera con la RDA. Se proporciona una tabla de los valores diarios para adultos antiguos y nuevos en la Ingesta diaria de referencia.

Fuentes de comida

Las principales fuentes alimenticias de fósforo son las mismas que contienen proteínas, aunque las proteínas no contienen fósforo. Por ejemplo, la leche, la carne y la soja suelen tener también fósforo. Como regla general, si una dieta tiene suficientes proteínas y calcio, la cantidad de fósforo probablemente sea suficiente.

Precauciones

Los compuestos orgánicos de fósforo forman una amplia clase de materiales; muchos son necesarios para la vida, pero algunos son extremadamente tóxicos. Los ésteres de fluorofosfato se encuentran entre las neurotoxinas más potentes que se conocen. Una amplia gama de compuestos organofosforados se utilizan por su toxicidad como pesticidas (herbicidas, insecticidas, fungicidas, etc.) y se utilizan como armas como agentes nerviosos contra los humanos enemigos. La mayoría de los fosfatos inorgánicos son nutrientes esenciales y relativamente no tóxicos.

El alótropo de fósforo blanco presenta un peligro significativo porque se enciende en el aire y produce residuos de ácido fosfórico. La intoxicación crónica por fósforo blanco conduce a la necrosis de la mandíbula llamada "mandíbula fosfórica". El fósforo blanco es tóxico, causa daño hepático severo al ingerirlo y puede causar una condición conocida como "Síndrome de taburete humeante".

En el pasado, la exposición externa al fósforo elemental se trataba lavando el área afectada con una solución de sulfato de cobre al 2 % para formar compuestos inofensivos que luego se lavaban. De acuerdo con el tratamiento reciente de la Marina de los EE. UU. de bajas por agentes químicos y lesiones químicas militares convencionales: FM8-285: Parte 2 Lesiones químicas militares convencionales, "El personal estadounidense ha utilizado sulfato de cúprico (cobre (II)) en el pasado y todavía se está utilizado por algunas naciones. Sin embargo, el sulfato de cobre es tóxico y su uso será descontinuado. El sulfato de cobre puede producir toxicidad renal y cerebral, así como hemólisis intravascular".

El manual sugiere en cambio "una solución de bicarbonato para neutralizar el ácido fosfórico, que luego permitirá la eliminación del fósforo blanco visible. Las partículas a menudo se pueden localizar por su emisión de humo cuando el aire las golpea, o por su fosforescencia en la oscuridad. En entornos oscuros, los fragmentos se ven como puntos luminiscentes. Desbridar rápidamente la quemadura si el estado del paciente permite eliminar fragmentos de WP (fósforo blanco) que podrían absorberse más tarde y posiblemente producir una intoxicación sistémica. NO aplique ungüentos a base de aceite hasta que esté seguro de que todo WP ha sido eliminado. Después de la eliminación completa de las partículas, trate las lesiones como quemaduras térmicas".Como el fósforo blanco se mezcla fácilmente con los aceites, no se recomiendan sustancias o ungüentos aceitosos hasta que el área se limpie a fondo y se elimine todo el fósforo blanco.

Las personas pueden estar expuestas al fósforo en el lugar de trabajo por inhalación, ingestión, contacto con la piel y contacto con los ojos. La Administración de Salud y Seguridad Ocupacional (OSHA) ha establecido el límite de exposición al fósforo (límite de exposición permisible) en el lugar de trabajo en 0,1 mg/m3 durante una jornada laboral de 8 horas. El Instituto Nacional para la Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH) ha establecido un límite de exposición recomendado (REL) de 0,1 mg/m3 durante una jornada laboral de 8 horas. A niveles de 5 mg/m3, el fósforo es inmediatamente peligroso para la vida y la salud.

Estado de la lista I de la DEA de EE. UU.

El fósforo puede reducir el yodo elemental a ácido yodhídrico, que es un reactivo eficaz para reducir la efedrina o la pseudoefedrina a metanfetamina. Por esta razón, el fósforo rojo y blanco fueron designados por la Administración de Control de Drogas de los Estados Unidos como químicos precursores de la Lista I bajo 21 CFR 1310.02 a partir del 17 de noviembre de 2001. En los Estados Unidos, los manipuladores de fósforo rojo o blanco están sujetos a estrictos controles regulatorios..