El fósforo posee una de las historias de descubrimiento más fascinantes de la química. En 1669, el alquimista alemán Hennig Brand (c. 1630–c. 1710) buscaba transformar metales viles en oro. Al calentar y destilar grandes cantidades de orina humana, obtuvo una sustancia blanca que brillaba en la oscuridad y se encendía espontáneamente al contacto con el aire. Llamó a este descubrimiento fósforo (del griego phosphoros = portador de luz). Fue el primer elemento químico del que se conoce con precisión su descubridor y la fecha. En 1769, Carl Wilhelm Scheele (1742–1786) y Johan Gottlieb Gahn (1745–1818) descubrieron que el fósforo podía extraerse de los huesos. En 1777, Antoine Lavoisier (1743–1794) estableció que el fósforo era un elemento químico y no un compuesto.
El fósforo (símbolo P, número atómico 15) es un no metal del grupo 15 (antiguamente grupo VA) de la tabla periódica. Su átomo tiene 15 protones, 15 electrones y generalmente 16 neutrones en su único isótopo estable (\(\,^{31}\mathrm{P}\)).
El fósforo existe en varias formas alotrópicas con propiedades muy diferentes. El fósforo blanco (P₄) es un sólido ceroso, blanco amarillento, altamente tóxico y pirofórico (se enciende espontáneamente en el aire alrededor de 30 °C). Densidad ≈ 1.82 g/cm³, punto de fusión: 317.3 K (44.15 °C). El fósforo rojo es una forma polimérica amorfa, estable, no tóxica y no inflamable a temperatura ambiente. Densidad ≈ 2.16 g/cm³. El fósforo negro es la forma termodinámicamente estable, con una estructura en capas similar al grafito. Densidad ≈ 2.69 g/cm³. El fósforo violeta (o fósforo de Hittorf) es otra forma alotrópica menos común.
| Isótopo / Notación | Protones (Z) | Neutrones (N) | Masa atómica (u) | Abundancia natural | Vida media / Estabilidad | Decaimiento / Observaciones |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Fósforo-31 — \(\,^{31}\mathrm{P}\,\) | 15 | 16 | 30.973762 u | 100 % | Estable | Único isótopo estable del fósforo; esencial para toda la vida terrestre. |
| Fósforo-32 — \(\,^{32}\mathrm{P}\) | 15 | 17 | 31.973907 u | No natural | 14.268 días | Radiactivo β\(^-\) que se desintegra en azufre-32. Amplamente utilizado en biología molecular como trazador radiactivo. |
| Fósforo-33 — \(\,^{33}\mathrm{P}\) | 15 | 18 | 32.971725 u | No natural | 25.34 días | Radiactivo β\(^-\) que se desintegra en azufre-33. Utilizado en investigación biomédica. |
| Fósforo-30 — \(\,^{30}\mathrm{P}\) | 15 | 15 | 29.978314 u | No natural | 2.498 minutos | Radiactivo β\(^+\) y captura electrónica que se desintegra en silicio-30. |
| Otros isótopos — \(\,^{24}\mathrm{P}\) a \(\,^{46}\mathrm{P}\) | 15 | 9 — 31 | — (variables) | No naturales | Milisegundos a minutos | Isótopos muy inestables producidos artificialmente; investigación en física nuclear. |
N.B. :
Capas electrónicas: Cómo se organizan los electrones alrededor del núcleo.
El fósforo tiene 15 electrones distribuidos en tres capas electrónicas. Su configuración electrónica completa es: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³, o simplificada: [Ne] 3s² 3p³. Esta configuración también puede escribirse como: K(2) L(8) M(5).
Capa K (n=1): contiene 2 electrones en el subnivel 1s. Esta capa interna está completa y es muy estable.
Capa L (n=2): contiene 8 electrones distribuidos como 2s² 2p⁶. Esta capa también está completa, formando una configuración de gas noble (neón).
Capa M (n=3): contiene 5 electrones distribuidos como 3s² 3p³. Los orbitales 3s están completos, mientras que los orbitales 3p contienen solo 3 de los 6 electrones posibles, con un electrón en cada uno de los tres orbitales 3p según la regla de Hund. Por lo tanto, faltan 3 electrones para saturar esta capa externa.
Los 5 electrones en la capa externa (3s² 3p³) son los electrones de valencia del fósforo. Esta configuración explica sus propiedades químicas:
Al ganar 3 electrones, el fósforo forma el ion P³⁻ (estado de oxidación -3), un estado presente en los fosfuros metálicos, adoptando así la configuración del argón [Ar].
Al perder o compartir electrones, el fósforo puede presentar estados de oxidación positivos: +3 y +5, siendo este último el más común, especialmente en el ácido fosfórico H₃PO₄ y los fosfatos.
El estado de oxidación 0 corresponde al fósforo elemental, que existe en varias formas alotrópicas: fósforo blanco (P₄, muy reactivo y tóxico) y fósforo rojo (un polímero más estable).
La configuración electrónica del fósforo, con 5 electrones en su capa de valencia, lo clasifica entre los pnictógenos (elementos del grupo 15). Esta estructura le confiere propiedades características: la capacidad de formar tres enlaces covalentes compartiendo sus tres electrones 3p desapareados, la posibilidad de expandir su capa de valencia para formar hasta cinco enlaces utilizando orbitales 3d vacantes, y la aptitud para formar enlaces tanto simples como múltiples. El fósforo puede aceptar 3 electrones para alcanzar la estabilidad de un gas noble, pero este estado iónico P³⁻ es raro debido a su gran tamaño. Más comúnmente, el fósforo comparte sus electrones en enlaces covalentes, formando compuestos esenciales como los fosfatos. Su importancia biológica es crucial: el fósforo es un elemento constitutivo del ADN, ARN y ATP (molécula energética de las células). En la química industrial, es indispensable para la producción de fertilizantes fosfatados, detergentes y forma parte de la composición de muchos compuestos organofosforados.
El fósforo es un elemento muy reactivo, especialmente en su forma blanca. Se combina fácilmente con el oxígeno (formando P₄O₁₀ y P₄O₆), los halógenos y el azufre. El fósforo blanco debe conservarse bajo agua para evitar su ignición espontánea. El fósforo forma compuestos en estados de oxidación -III, +III y +V. Los compuestos más importantes incluyen fosfatos (PO₄³⁻), ácido fosfórico (H₃PO₄), fosfinas (PH₃), pentóxido de fósforo (P₂O₅) y compuestos organofosforados. El fósforo puede formar enlaces P-O, P-N, P-C y P-P, dando lugar a una química extremadamente rica y variada.
El fósforo es uno de los seis elementos químicos fundamentales de la vida (C, H, N, O, P, S). Es indispensable para todos los organismos vivos sin excepción. El fósforo es un componente estructural del ADN y ARN (esqueleto fosfato-azúcar), membranas celulares (fosfolípidos) y ATP (adenosina trifosfato), la molécula universal de transferencia de energía en las células. También es el elemento principal de huesos y dientes en forma de hidroxiapatita (Ca₁₀(PO₄)₆(OH)₂). El fósforo desempeña un papel crucial en la regulación del pH sanguíneo, la activación enzimática y la señalización celular. En las plantas, el fósforo es esencial para la fotosíntesis, el crecimiento de raíces y la formación de semillas. El ciclo del fósforo en los ecosistemas es fundamental pero lento, lo que hace que este elemento sea a menudo limitante para el crecimiento biológico.
El fósforo se extrae principalmente de yacimientos de fosfato de calcio (fosforita y apatita). A diferencia del nitrógeno, que puede capturarse de la atmósfera, el fósforo debe extraerse de minas. Las reservas mundiales de fosfatos están concentradas en unos pocos países: Marruecos (más del 70% de las reservas mundiales), China, Argelia, Siria y Sudáfrica. Esta concentración geográfica plantea cuestiones de seguridad alimentaria mundial, ya que el fósforo es irremplazable para la agricultura. El fósforo no tiene sustituto conocido en la agricultura y su reciclaje a partir de aguas residuales y desechos orgánicos se está convirtiendo en un desafío ambiental mayor. El agotamiento progresivo de los yacimientos de fosfatos de alta calidad es preocupante para la producción futura de alimentos.
El fósforo se produce en estrellas masivas durante las últimas fases de fusión nuclear, principalmente por captura de neutrones. Las supernovas dispersan el fósforo en el medio interestelar. Sin embargo, el fósforo es relativamente raro en el universo en comparación con otros elementos biogénicos como el carbono, el nitrógeno o el oxígeno. Su rareza cósmica podría ser un factor limitante para la aparición de la vida tal como la conocemos en otros lugares del universo. Los astrónomos han detectado fósforo en cometas, lo que sugiere que estos cuerpos celestes pudieron haber traído este elemento esencial a la Tierra primitiva. La búsqueda de compuestos de fósforo en exoplanetas y sus atmósferas podría constituir una biofirma indirecta.
Nota:
El fósforo blanco es una de las sustancias más peligrosas manipuladas en química. Se enciende espontáneamente al contacto con el aire a unos 30 °C, produciendo una luz verdosa fantasmagórica y humos tóxicos de pentóxido de fósforo. Las quemaduras por fósforo blanco son particularmente graves: el fósforo continúa quemándose al penetrar en los tejidos, y las partículas deben retirarse bajo agua porque se vuelven a encender en el aire. Históricamente, los trabajadores de las fábricas de cerillas de fósforo blanco desarrollaban una enfermedad terrible llamada "mandíbula de fósforo" (necrosis fosfórica de la mandíbula), lo que llevó a su prohibición en cerillas a principios del siglo XX.
