Phosphor hat eine der faszinierendsten Entdeckungsgeschichten der Chemie. Im Jahr 1669 versuchte der deutsche Alchemist Hennig Brand (ca. 1630–ca. 1710), unedle Metalle in Gold zu verwandeln. Durch Erhitzen und Destillieren großer Mengen menschlichen Urins erhielt er eine weiße Substanz, die im Dunkeln leuchtete und sich bei Kontakt mit Luft spontan entzündete. Er nannte diese Entdeckung Phosphor (vom griechischen phosphoros = Lichtträger). Dies war das erste chemische Element, dessen Entdecker und Entdeckungsdatum genau bekannt sind. Im Jahr 1769 entdeckten Carl Wilhelm Scheele (1742–1786) und Johan Gottlieb Gahn (1745–1818), dass Phosphor aus Knochen extrahiert werden kann. Im Jahr 1777 stellte Antoine Lavoisier (1743–1794) fest, dass Phosphor ein chemisches Element und keine Verbindung ist.
Phosphor (Symbol P, Ordnungszahl 15) ist ein Nichtmetall der Gruppe 15 (früher Gruppe VA) des Periodensystems. Sein Atom hat 15 Protonen, 15 Elektronen und in der Regel 16 Neutronen in seinem einzigen stabilen Isotop (\(\,^{31}\mathrm{P}\)).
Phosphor existiert in mehreren allotropen Formen mit sehr unterschiedlichen Eigenschaften. Weißer Phosphor (P₄) ist ein wachsartiger, weiß-gelblicher Feststoff, hochgiftig und pyrophor (entzündet sich spontan an der Luft bei etwa 30 °C). Dichte ≈ 1,82 g/cm³, Schmelzpunkt: 317,3 K (44,15 °C). Roter Phosphor ist eine amorphe polymere Form, stabil, ungiftig und bei Raumtemperatur nicht entflammbar. Dichte ≈ 2,16 g/cm³. Schwarzer Phosphor ist die thermodynamisch stabile Form mit einer schichtartigen Struktur ähnlich wie Graphit. Dichte ≈ 2,69 g/cm³. Violetter Phosphor (oder Hittorf-Phosphor) ist eine weitere, weniger häufige allotrope Form.
| Isotop / Notation | Protonen (Z) | Neutronen (N) | Atommasse (u) | Natürliche Häufigkeit | Halbwertszeit / Stabilität | Zerfall / Anmerkungen |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Phosphor-31 — \(\,^{31}\mathrm{P}\,\) | 15 | 16 | 30.973762 u | 100 % | Stabil | Einziges stabiles Isotop von Phosphor; essenziell für alles irdische Leben. |
| Phosphor-32 — \(\,^{32}\mathrm{P}\) | 15 | 17 | 31.973907 u | Nicht natürlich | 14,268 Tage | Radioaktiver β\(^-\)-Zerfall zu Schwefel-32. Wird in der Molekularbiologie als radioaktiver Tracer verwendet. |
| Phosphor-33 — \(\,^{33}\mathrm{P}\) | 15 | 18 | 32.971725 u | Nicht natürlich | 25,34 Tage | Radioaktiver β\(^-\)-Zerfall zu Schwefel-33. Wird in der biomedizinischen Forschung verwendet. |
| Phosphor-30 — \(\,^{30}\mathrm{P}\) | 15 | 15 | 29.978314 u | Nicht natürlich | 2,498 Minuten | Radioaktiver β\(^+\)-Zerfall und Elektroneneinfang zu Silizium-30. |
| Andere Isotope — \(\,^{24}\mathrm{P}\) bis \(\,^{46}\mathrm{P}\) | 15 | 9 — 31 | — (variabel) | Nicht natürlich | Millisekunden bis Minuten | Sehr instabile, künstlich hergestellte Isotope; Kernphysikforschung. |
N.B. :
Elektronenschalen: Wie sich Elektronen um den Atomkern anordnen.
Phosphor besitzt 15 Elektronen, die auf drei Elektronenschalen verteilt sind. Seine vollständige Elektronenkonfiguration lautet: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³, oder vereinfacht: [Ne] 3s² 3p³. Diese Konfiguration kann auch als K(2) L(8) M(5) geschrieben werden.
K-Schale (n=1): enthält 2 Elektronen im 1s-Unterorbital. Diese innere Schale ist vollständig und sehr stabil.
L-Schale (n=2): enthält 8 Elektronen, verteilt als 2s² 2p⁶. Diese Schale ist ebenfalls vollständig und bildet eine Edelgaskonfiguration (Neon).
M-Schale (n=3): enthält 5 Elektronen, verteilt als 3s² 3p³. Die 3s-Orbitale sind vollständig, während die 3p-Orbitale nur 3 der 6 möglichen Elektronen enthalten, mit einem Elektron in jedem der drei 3p-Orbitale gemäß der Hund'schen Regel. Es fehlen also 3 Elektronen, um diese äußere Schale zu sättigen.
Die 5 Elektronen in der äußeren Schale (3s² 3p³) sind die Valenzelektronen von Phosphor. Diese Konfiguration erklärt seine chemischen Eigenschaften:
Durch die Aufnahme von 3 Elektronen bildet Phosphor das P³⁻-Ion (Oxidationszustand -3), ein Zustand, der in metallischen Phosphiden vorliegt und damit die Konfiguration von Argon [Ar] annimmt.
Durch das Abgeben oder Teilen von Elektronen kann Phosphor positive Oxidationszustände aufweisen: +3 und +5, wobei letzterer der häufigste ist, insbesondere in Phosphorsäure H₃PO₄ und Phosphaten.
Der Oxidationszustand 0 entspricht elementarem Phosphor, der in mehreren allotropen Formen existiert: weißer Phosphor (P₄, hochreaktiv und giftig) und roter Phosphor (ein stabileres Polymer).
Die Elektronenkonfiguration von Phosphor, mit 5 Elektronen in seiner Valenzschale, ordnet ihn den Pnictogenen (Elemente der Gruppe 15) zu. Diese Struktur verleiht ihm charakteristische Eigenschaften: die Fähigkeit, drei kovalente Bindungen durch das Teilen seiner drei ungepaarten 3p-Elektronen zu bilden, die Möglichkeit, seine Valenzschale zu erweitern, um bis zu fünf Bindungen unter Verwendung der leeren 3d-Orbitale zu bilden, und die Fähigkeit, sowohl einfache als auch mehrfache Bindungen zu bilden. Phosphor kann 3 Elektronen aufnehmen, um die Stabilität eines Edelgases zu erreichen, aber dieser ionische Zustand P³⁻ ist aufgrund seiner großen Größe selten. Häufiger teilt Phosphor seine Elektronen in kovalenten Bindungen und bildet essentielle Verbindungen wie Phosphate. Seine biologische Bedeutung ist entscheidend: Phosphor ist ein Baustein von DNA, RNA und ATP (dem Energiemolekül der Zellen). In der industriellen Chemie ist er unverzichtbar für die Herstellung von Phosphatdüngern, Detergentien und ist Bestandteil vieler organischer Phosphorverbindungen.
Phosphor ist ein sehr reaktives Element, besonders in seiner weißen Form. Es verbindet sich leicht mit Sauerstoff (bildet P₄O₁₀ und P₄O₆), Halogenen und Schwefel. Weißer Phosphor muss unter Wasser aufbewahrt werden, um spontane Entzündung zu vermeiden. Phosphor bildet Verbindungen in den Oxidationsstufen -III, +III und +V. Die wichtigsten Verbindungen umfassen Phosphate (PO₄³⁻), Phosphorsäure (H₃PO₄), Phosphine (PH₃), Phosphorpentoxid (P₂O₅) und organische Phosphorverbindungen. Phosphor kann P-O-, P-N-, P-C- und P-P-Bindungen bilden, was zu einer extrem reichen und vielfältigen Chemie führt.
Phosphor ist eines der sechs grundlegenden chemischen Elemente des Lebens (C, H, N, O, P, S). Er ist für alle lebenden Organismen ohne Ausnahme unverzichtbar. Phosphor ist ein struktureller Bestandteil von DNA und RNA (Phosphat-Zucker-Rückgrat), Zellmembranen (Phospholipide) und ATP (Adenosintriphosphat), dem universellen Molekül für den Energietransfer in Zellen. Er ist auch das Hauptelement in Knochen und Zähnen in Form von Hydroxylapatit (Ca₁₀(PO₄)₆(OH)₂). Phosphor spielt eine entscheidende Rolle bei der Regulierung des Blut-pH-Werts, der Enzymaktivierung und der zellulären Signalübertragung. In Pflanzen ist Phosphor essenziell für die Photosynthese, das Wurzelwachstum und die Samenbildung. Der Phosphorkreislauf in Ökosystemen ist grundlegend, aber langsam, was dieses Element oft zu einem begrenzenden Faktor für das biologische Wachstum macht.
Phosphor wird hauptsächlich aus Calciumphosphatvorkommen (Phosphorit und Apatit) gewonnen. Im Gegensatz zu Stickstoff, der aus der Atmosphäre gewonnen werden kann, muss Phosphor abgebaut werden. Die weltweiten Phosphatreserven sind in wenigen Ländern konzentriert: Marokko (über 70 % der weltweiten Reserven), China, Algerien, Syrien und Südafrika. Diese geografische Konzentration wirft Fragen der globalen Ernährungssicherheit auf, da Phosphor für die Landwirtschaft unersetzlich ist. Phosphor hat in der Landwirtschaft kein bekanntes Substitut, und sein Recycling aus Abwasser und organischen Abfällen wird zu einer großen Umweltaufgabe. Die allmähliche Erschöpfung hochwertiger Phosphatvorkommen ist besorgniserregend für die zukünftige Nahrungsmittelproduktion.
Phosphor wird in massereichen Sternen während der letzten Phasen der Kernfusion, hauptsächlich durch Neutroneneinfang, produziert. Supernovae verteilen Phosphor im interstellaren Medium. Phosphor ist jedoch im Universum im Vergleich zu anderen biogenen Elementen wie Kohlenstoff, Stickstoff oder Sauerstoff relativ selten. Seine kosmische Seltenheit könnte ein begrenzender Faktor für die Entstehung von Leben, wie wir es kennen, an anderen Orten im Universum sein. Astronomen haben Phosphor in Kometen nachgewiesen, was darauf hindeutet, dass diese Himmelskörper dieses essentielle Element auf die frühe Erde gebracht haben könnten. Die Suche nach Phosphorverbindungen in Exoplaneten und ihren Atmosphären könnte als indirekte Biosignatur dienen.
Hinweis:
Weißer Phosphor ist einer der gefährlichsten in der Chemie gehandhabten Stoffe. Er entzündet sich spontan bei Kontakt mit Luft bei etwa 30 °C, erzeugt ein gespenstisches grünliches Licht und giftige Dämpfe von Phosphorpentoxid. Verbrennungen durch weißen Phosphor sind besonders schwerwiegend: Der Phosphor brennt weiter, während er in das Gewebe eindringt, und die Partikel müssen unter Wasser entfernt werden, da sie sich an der Luft wieder entzünden. Historisch gesehen entwickelten Arbeiter in Fabriken für weiße Phosphorstreichhölzer eine schreckliche Krankheit namens "Phosphorkiefer" (Phosphornekrose des Kiefers), was Anfang des 20. Jahrhunderts zu einem Verbot seiner Verwendung in Streichhölzern führte.
