فسفور

الاكتشاف

وفي هذا الصدد، تكتّمَ براند في البداية على هذه الطريقة، ولم يَبُحْ بها لأحد؛ إلّا أنّه باع الوصفة فيما بعد بملبغ 200 تالر إلى شخص يدعى يوهان دانييل كرافت من مدينة دريسدن الألمانية، والذي تمكّن وفقها من الحصول على الفسفور كذلك، فطاف بها أرجاء أوروبا متأمّلاً كسبَ بعض المال. تسرّبت أنباء أنّ هذه الطريقة تستعمل البول مادّةً أوّليةً إلى أسماع عدّة علماء في تلك الفترة، منهم يوهانس كونكل في السويد (سنة 1678) ولاحقاً روبرت بويل في إنجلترا (سنة 1680)، والذي تمكّن من الحصول على الفسفور بهذا الأسلوب، وغالباً بمعاونة من مساعده ، إذ أن الأخير بدأ بمشروع صناعي للحصول على الفسفور بناءً على هذا الأسلوب. قام بويل بنشر هذا الاكتشاف؛ ثم قام لاحقاً بتطوير طريقة براند الأصلية عن طريق استخدام الرمل إلى جانب الفحم.

ومن ناحية أخرى، في سنة 1769 بيّّنَ يوهان غوتليب غان وكارل فلهلم شيله أنّ فوسفات الكالسيوم Ca3(PO4)2 يوجد في العظام، وتمكّنا من الحصول على الفسفور من رماد العظام. فيما بعد قام أنطوان لافوازييه بإدراج الفسفور ضمن لائحة العناصر الكيميائية التي وضعها سنة 1777. اكتشفت متآصلات الفسفور الأخرى في القرن التاسع عشر؛ فتمكّن أنتون شروتر سنة 1847 من وصف الفسفور الأحمر؛ أمّا الفسفور البنفسجي فتمكّن يوهان فيلهلم هيتورف من استحصاله أوّل مرّة سنة 1865؛ في حين قام بيرسي ويليامز بريجمان باستحصال الفسفور الأسود أوّل مرّة سنة 1914.

4 NaPO3 + 2 SiO2 + 10 C -> 2 Na2SiO3 + 10 CO + P4

من جهة ثانية، كان عنصر الفسفور أوّل العناصر الكيميائية المكتشفة في العصر الحديث؛ ويُنسَب الاكتشاف إلى الألماني هينيغ براند سنة 1669، رغم وجود الاعتقاد أنّ العنصر يمكن أن يكون قد اكتُشِف من كيميائيين آخرين في نفس تلك الفترة. كان براند يعمل في مدينة هامبورغ، وكان يقوم ببعض التجارب على البول وذلك بهدف الحصول على حجر الفلاسفة؛ إلا أنه لك يكن يعلم حينئذٍ أنّ البول يحوي طبيعياً على الفسفور على هيئة فوسفات منحلّة نتيجةً لعمليات الاستقلاب؛ بالتالي، وبتلك العملية حصل براند على مادّة بيضاء توهّجت في الظلمة واحترقت بشكلٍ خلّاب؛ فأسماها «»، والتي تعني على وجه التقريب . تضمّنت طريقة براند ترك البول لعدّة أيّام إلى أن أصدرَ رائحةً كريهةً جدّاً، ثم قام بغليه حتّى تحوّل إلى قوامٍ هلاميٍّ، ثم قام بتسخين هذا الهلام إلى درجات حرارة مرتفعة وقام بتمرير الأبخرة في الماء. بذلك استحصل براند على المادّة الشمعية البيضاء، والتي هي عنصر الفسفور بالنهاية. وفق المعطيات العلمية الحديثة يمكن تفسير أن براند كان قد استخلص مركّب «فوسفات الصوديوم والأمونيوم الهيدروجينية» NH4)NaHPO4). وإذا كانت الكمّيّات الموصوفة صحيحة فقد تطلّب منه تقطير قرابة 1100 ليتر من البول للحصول على 60 غرام من الفسفور، على الرغم من أنّ البيانات الحديثة بَيّنت أنّ البول يحوي على نسبة مقاربة من هذا المركّب، إلّا أنّه لم يكن من الضروري ترك البول ليتعتّق.

من جهة ثانية، كان بويل كذلك أوّل من استعمل الفسفور لإيقاد عيدان خشبية على رأسها قطع من الكبريت سنة 1680، وذلك بأسلوب كان رائداً في تطوير صناعة عيدان الثقاب. بسبب التلقائية الكبيرة للاشتعال عند تعريضه للهواء كان يطلق على الفسفور أحياناً «».

النظائر

من جهة ثانية، النظير 33P، وهو مصدر لجسيمات بيتّا كذلك (طاقة مقدارها 0.25 ميغا إلكترون-فولت MeV)، وله عمر نصف مقداره 25.4 يوم، ويستعمل في التطبيقات التي عندما يكون فيها مقدار الطاقة المنبعثة منخفضاً أمراً ذي أفضلية، مثل تجارب تسلسل الحمض النووي.

وفي هذا الصدد، بسبب وفرته الطبيعية الكبيرة، ولكون اللَفِّ المغزلي للفسفور-31 ذي مقدارٌ كسري، لذلك يستعمل هذا النظير في نوعٍ خاصٍّ من مطيافية الرنين المغناطيسي النووي ، والتي تعدّ ذات أهمية في التحليل الكيميائي للعيّنات الحاوية على الفسفور في تركيبها.

من جهة ثانية، للفسفور نظيرَين مشعَّين، واللَّذَين يمكن استخدامَهما في التجارب النووية الحيوية، نظراً لأن عمر النصف لديهما كبير بالشكل الكافي؛ وهما:

كذلك، النظير 32P، وهو مصدر لجسيمات بيتا (طاقة مقدارها 1.71 ميغا إلكترون-فولت MeV)، وله عمر نصف مقداره 14.3 يوم، بالتالي فهو صالح لأن يستعمل بشكل متداول في مختبرات العلوم الحيوية، وذلك بشكل رئيسي في عمليات الوسم الإشعاعي لجزيئات DNA و RNA على مسبار التهجين والكشف عنه بواسطة بصورة إشعاعية ذاتية.

وفي هذا الصدد، هناك ثلاثٌ وعشرون نظيراً معروفاً للفسفور، تتراوح كتلها الذرّية من 25P إلى 47P؛ رغم أنّ النظير فسفور-31 31P هو الوحيد المستقرّ بينها بوفرةٍ طبيعية مقدارها 100%، لذلك يعدّ الفسفور عنصراً أحادي النظير.

إضافةً إلى ذلك، ينبغي اتّباع إجراءات السلامة والصحّة المهنية عند التعامل مع نظائر الفسفور المشعّة.

P4 + 5O2 -> P4O10

وفي هذا الصدد، يتفاعل الفسفور بشكلٍ عنيف وناشرٍ للحرارة مع الهالوجينات والفلزّات النشيطة والكبريت، حيث تتشكّل الهاليدات والفوسفيدات والكبريتيدات الموافقة، على الترتيب. بأثرٍ من المحاليل القلويّة المركّزة عند درجات حرارة مرتفعة يتحوّل الفسفور إلى مركّبات الفوسفانات المختلفة. للفسفور ألفة كيميائية تجاه الأكسجين، بالتالي فله خواصّ مختزلة، فهو قادرٌ مثلًا عند اختزال ذرّة الكبريت عند تسخين حمض الكبريتيك مع الفسفور إلى ثنائي أكسيد الكبريت.

وعلى صعيد آخر، لمركّب خماسي أكسيد الفسفور قابلية استرطاب مرتفعة، لذلك عند احتراق الفسفور بالهواء الرطب تتشكّل أبخرة من حمض الفسفوريك. لا يذوب الفسفور الأبيض في الماء، لكنّه ينحلّ في ثنائي كبريتيد الكربون؛ ويؤدّي تبخير محاليل الفسفور الأبيض إلى الحصول على شكل أحمر قانئ.

الفسفور الأبيض

وفي هذا الصدد، إنّ الفسفور الأبيض هو الشكل الأقلّ كثافةً والأقلّ استقراراً، والأكثر تفاعليةً والأكثر تطايريةً. يتحوّل الفسفور الأبيض إلى الشكل الأحمر ببطء، ولذلك تبدو عيّنات الفسفور الأبيض صفراء في بعض الأحيان، بسبب احتوائها على نسبة من الفسفور الأحمر؛ ويمكن تسريع ذاك التحوّل بأثرٍ من الضوء والحرارة.

في هذا الإطار، وهو أوّل الأشكال اكتشافاً وأكثرها شهرةً بين متآصلات الفسفور. يوجد الفسفور الأبيض في الشروط القياسية على شكل صلب شمعي طريّ، وتتألّف بنيته الكيميائية من جزيء رباعي الفسفور P4، تتوضّع فيه الذرّات على رؤوس رباعي سطوح، وترتبط الذرات فيما بينها برابطة أحادية. يمكن أن يوجد جزيء رباعي الفسفور في الحالة السائلة والغازية عند درجات حرارة أعلى من 800°س، حيث يبدأ حينها بالتفكّك إلى جزيء ثنائي الفسفور P2. توجد البنية البلورية للفسفور الأبيض على هيئَتين؛ الأولى هي الهيئة ألفا (α)، وهي الحالة القياسية للعنصر، إلّا أنّها شبه مستقرّة تحت الشروط القياسية؛ وهي تتبع النظام البلوري المكعّب مركزي الجسم، وتتحوّل بشكل عكوس إلى الهيئة بيتّا (β) عند الدرجة 195.2 كلفن (−78.0 °س)، وهي تتبع النظام البلّوري السداسي. يختلف هذان الشكلان عن بعضِهما في التوجّه النسبي لرباعيات السطوح P4 في البنية البلّورية.

الهاليدات

من جانب آخر، من الهاليدات المعروفة للفسفور على اختلاف أشكالها كلّ من الفلوريدات (الثنائية P2F4 والثلاثية PF3 والخماسية PF5) والكلوريدات (الثنائية P2Cl4 والثلاثية PCl3 والخماسية PCl5) والبروميدات (الثنائية P2Br4 والثلاثية PBr3 والخماسية PBr5) واليوديدات (الثنائية P2I4 والثلاثية PI3؛ في حين أنّ PI5 مختلَفٌ على وجوده. )

ومن جهة أخرى، يستطيع الفسفور تشكيل الكثير من الهاليدات المختلفة حسب حالة الأكسدة، وذلك من الأنماط P2X4 أو PX3 أو PX5. بالنسبة لهاليدات الفسفور تكون مركّبات الفلوريد غازية، أمّا الكلوريد فهي سائلة أو صلبة، في حين تكون مركّبات البروميد واليوديد صلبة. تتميّز هاليدات الفسفور أنها سامّة، وهي حسّاسة للحلمهة وينبغي عند تخزينها حمايتها من الرطوبة الجوية. يكون لهاليدات الفسفور الخماسي بنية جزيئية هرمية مزدوجة ثلاثية، خاصّة في الشكل المصهور أو في الحالة الغازية؛ وهي تصنّف كيميائياً ضمن أحماض لويس.

وفي هذا السياق، كما توجد هاليدات مختلطة للفسفور مع الأكسجين من النمط POX3، والتي تسمّى هاليدات الفسفوريل (مثل فلوريد POF3 وكلوريد POCl3 وبروميد الفسفوريل POBr3 إلى جانب كلوريد ثنائي فلوريد الفسفوريل POF2Cl)؛ ومع الكبريت من النمط PSX3، والتي تسمى هاليدات الثيوفسفوريل (مثل فلوريد PSF3 وكلوريد الثيوفسفوريل PSCl3 إلى جانب كلوريد ثنائي فلوريد الثيوفسفوريل PSClF2).

من جانب آخر، كانت هاليدات الفسفور من أُولى هاليدات اللافلزات التي أجريت دراسات عليها، وذلك منذ القرن التاسع عشر، على يدِ باحثِين من أمثال لوي جوزيف غي لوساك وهمفري ديفي وبيير لوي دولون.

مركبات لاعضوية أخرى

وعلى صعيد آخر، يشكّل الفسفور مع الكبريت سلسلةً من الكبريتيدات التي تعتمد في بنيتها على وجود رباعي سطوح من P4 تتوضّع فيه ذرّات الكبريت بشكلٍ موزَّع على الرؤوس أو بين الأضلاع. تتبع هذه الكبريتيدات الصيغة العامة (P4Sx (x = 3–10، ويمكن استحصالها من تسخين الفسفور الأحمر مع الكبريت بنسبٍ مختلفة. من الأمثلة عليها كلّ من خماسي كبريتيد الفسفور P4S10 وهو أشهرها، والذي له بنية مماثلة لبنية خماسي أكسيد الفسفور P4O10؛ إلى جانب ثلاثي كبريتيد رباعي الفسفور P4S3. كما توجد كذلك سلسلة من السيلينيدات المعروفة للفسفور.

ومن جهة أخرى، أمّا مع النتروجين فيشكّل الفسفور مركّب خماسي نتريد ثلاثي الفسفور P3N5، والذي يعطي عند تفكّكه الحراري فوق الدرجة 800 °س مركّب أحادي نتريد الفسفور PN. يدخل الفسفور في تركيب نتريدات مختلطة مع الهالوجينات، والتي تدخل في بنية شبكية لتشكّل ما يسمّى متعدّدات الفوسفازين (بولي فوسفازين). فمثلًا، يستحصل على سلسلة من المركّبات ذات الصيغة PNCl2)n)، مثل المركب سداسي كلورو الفوسفازين، من معالجة خماسي كلوريد الفسفور مع كلوريد الأمونيوم. من الممكن إدخال مجموعات ألكوكسيد بدلاً من ذرّات الكلور في هذه المركّبات، ممّا قد يفتح المجال للحصول على طائفة جديدة من البوليميرات ذات الخواص المميّزة.

الوفرة الطبيعية

في هذا الإطار، يحوي ذرق الطيور البحرية على كمّيّات جيّدة نسبياً من الفوسفات العضوي بنسبةٍ تصل إلى قرابة 40%. كانت توضّعات الغوانو كبيرةً نسبياً في منتصف القرن التاسع عشر، خاصّةً في الجزر الاستوائية، حيث جرى الاتّجارُ بها مصدراً للفوسفات قبل اكتشاف المصدر اللاعضوي من صخر الفوسفات. كما توجد كذلك نسبة من الفوسفات في الحمأة وفي الحتات.

علاوةً على ذلك، يصل تركيز الفسفور في القشرة الأرضية إلى 0.09%، أي نحو 1 غرام لكل كيلوغرام؛ وهو لا يوجد بشكله الحرّ في الطبيعة، إنّما مرتبطاً في الغالب مع الأكسجين في عدّة معادن على شكل فوسفات. يعدّ صخر الفوسفات اللاعضوي المصدر الأساسي للإنتاج العالمي من الفسفور، وهو يتكوّن بشكلٍ أساسي من الأباتيت (Ca5(PO4)3(F,Cl,OH (شكل من أشكال فوسفات الكالسيوم). توجد معادن أخرى للفوسفات، ولكن بوفرةٍ أقلّ، مثل الويفيليت Al3(PO4)2(OH)3·5H2O والفيفيانيت Fe3(PO4)2·8H2O. ينتشر صخر الفوسفات بشكلٍ واسعٍ في المنطقة العربية، وذلك في دول شمال أفريقيا وفي بلاد الشام؛ كما ينتشر في عدّة مناطق أخرى من العالم مثل الولايات المتحدة والصين وجنوب أفريقيا وغيرها.

من جانب آخر، يُنتَج الفسفور في المستعرات العظمى في عمليات التخليق النووي داخلها؛ ووُجِدَ أنّ نسبة الفسفور إلى الحديد في بقايا المستعرات العظمى أعلى بحوالي 100 مرة ممّا هو في أجرام درب التبانة على العموم.

الضيائية الكيميائية

من جهة ثانية، جرى تفسير هذه الظاهرة علمياً سنة 1974؛ إذ يحدث التفاعل مع الأكسجين على سطح الفسفور الصلب، حيث تتشكّل جزيئات قصيرة العمر من HPO و P2O2، والتي تكون مسؤولةً عن إصدار الضوء المرئي في العيّنة. هذا التفاعل بطيء، ويكفي فيه وجود عدد قليل من تلك المركّبات الوسطية النشيطة لإصدار هذه الظاهرة الضيائية.

من جانب آخر، لوحظ عند عزل الفسفور الأبيض انبعاث وميضٍ أخضرٍ خافتٍ منه عندما يكون موضوعاً في إناء، ثم ما يلبث أن يتوقّف؛ وحاول روبرت بويل تفسير ذلك في ضوء المعارف المتداولة آنذاك. في القرن الثامن عشر وجد أنّ الفسفور لا يصدر هذا الضياء بالمرّة في وسطٍ من الأكسجين النقي؛ إذ أنّ هذا الضياء يصدر ضمن مجالٍ محدّدٍ من الضغط الجزئي للأكسجين؛ كما يحدث ضمن مجال معيّنٍ من درجات الحرارة.

وفي السياق ذاته، منذ اكتشاف عنصر الفسفور كان يطلق بشكلِ غير مضبوطِ على مادّة تصدر الضياء من غير حدوث اشتعالِ أنّها مادّة فسفورية أو متفسفرة. ورغم أنّ تلك المصطلحات مشتقّة من لفظ الفسفور، إلّا أنّه من المعروف في الوقت الحالي أنّ الظاهرة المسؤولة عن ضياء الفسفور هي الضيائية الكيميائية (إصدارُ ضياءٍ نتيجةَ تفاعلٍ كيميائي داخلي) وليست الفسفورية (إعادةُ إصدارٍ الضوء نتيجةً لحدوث حالةٍ مثارةٍ للمادّة من مؤثّرٍ خارجي).

مركّبات الفسفور العضوية

من جانب آخر، يستعمل الفسفور الأبيض لإنتاج هاليدات وكبريتيدات الفسفور، والتي بدورها تستعمل لتحضير مركّبات الفسفور العضوية. تستعمل هذه المركّبات في صناعة وتحضير الملدّنات ومثبّطات اللهب والمبيدات، وكذلك في معالجة المياه.

مطيافياُ

وفي هذا السياق، يسهل نظرياُ تحليل وتقييم الأطياف وفق هذه الطريقة التحليلية، خاصّةً عند فكّ الازدواج مع الهيدروجين، ممّا يؤدّي إلى الحصول على إشارات ذات استبانة طيفية جيدة. لكن على العموم تستعمل هذه التقنية لتعيين بنية مركّبات معروفة البنية؛ إذ أنّ إجراء القياسات على مركّبات مجهولة يترافق بصعوبات، خاصّةً مع ندرة وجود مجال طيفي معيّن لنوع محدّد من الارتباط.

كذلك، يمكن تحليل الفسفور مطيافياً باستخدام نوع خاصّ من مطيافية الرنين المغناطيسي النووي (31P-NMR)، والتي تعتمد على النظير فسفور-31، نظراً لكونه النظير الوحيد المستقرّ للفسفور والمتوفّر طبيعياً، كما أن له لف مغزلي مقداره 1/2. بالمقارنة مع مطيافية الرنين المغناطيسي النووي للبروتون 1H-NMR فإنّ الحساسية النسبية تبلغ مقدار 6.6%؛ أمّا مجال الرنين فيصل إلى نحو 700 جزء في المليون (ppm)؛ كما يمكن أن يستعمل حمض الفسفوريك بتركيز 85% مادّةً معيارية قياسية.

الإنتاج

وفي هذا الصدد، لاستحصال الفسفور الأبيض صناعياً يسخَّن صخر الفوسفات إلى درجات حرارة تتراوح بين 1200-1500 °س في نوع خاص من فرن القوس الكهربائي (فرن قوس كهربائي مغمور ) مع الرمل وفحم الكوك؛ ثم تعالَج أبخرة الفسفور وتُكثَّف على الفور تحت الماء لمنع الأكسدة، ولكن رغم ذلك فإنّ الفسفور الأبيض يتحوّل إلى الشكل المتآصل الآخر من الفسفور الأحمر الأكثر ثباتية.

وعلى صعيد آخر، تتضمّن المنتجات الثانوية لهذه العملية الحصول على سيليكات الكالسيوم وذلك على شكل خبث، والذي يمكن أن يكون مفيداً ضمن مواد البناء؛ في حين أنّ فلوريد الكالسيوم يمكن أن يستعمل في فلورة الماء. عند وجود الحديد في الخامة يرتبط مع الفسفور للحصول على ما يعرف باسم .

Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 -> Ca(H2PO4)2 + 2 CaSO4

2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C -> 6 CaSiO3 + 10 CO + P4

من جهة ثانية، يُستحصَل على الفسفور انطلاقاً من صخر الفوسفات، والذي يُحوَّل إلى حمض الفسفوريك إمّا بمعالجة معادن الفوسفات مع حمض الكبريتيك، أو بالاختزال أوّلاً إلى الفسفور الأبيض ثم بالتحويل إلى حمض الفسفوريك. فيما بعد وانطلاقاً من حمض الفسفوريك يمكن الحصول على أملاح الفوسفات المختلفة ذات الأهميّة في صناعات عدّة منها تحضير الأسمدة، خاصّةً مع ازدياد الطلب على الأسمدة عالمياً؛ ومع وجود منافسة حادّة بين عدّة دول من العالم في إنتاج حمض الفسفوريك النقي. قدّرت هيئة المسح الجيولوجي الأمريكية الإنتاج العالمي من الفوسفات بحوالي 261 مليون طن سنة 2016؛ والاحتياطي العالمي من هذه الخامة سنة 2017 بحوالي 68 مليار طن. هناك عدّة تقديرات وتخمينات متباينة فيما يخصّ الاحتياطي العالمي وزمن الوصول المحتمل إلى ذروة الفسفور.

ومن ناحية أخرى، يمكن التعديل على شروط العملية بجعل درجة الحرارة نحو 1500 °س:

وفي هذا السياق، في الماضي كان رماد العظام يستعمل في الحصول على الفسفور، حيث يُحوَّل فوسفات ثلاثي الكالسيوم إلى فوسفات أحادي الكالسيوم بالمعالجة مع حمض الكبريتيك:

وفي هذا السياق، 4 Ca5(PO4)3F + 18 SiO2 + 30 C -> 3 P4 + 30 CO + 18 CaSiO3 + 2 CaF2

ومن ناحية أخرى، ثمّ بإجراء تفاعل نزع ماء (بلمهة) للحصول على مركّب ميتافوسفات الموافق:

تفاعلات الكشف

وفي السياق ذاته، يجري الكشف عن الفسفور نوعاً وكمّياً بوسائل تقليدية عبر تحليل أنيون الفوسفات 3−PO4.

وفي هذا الصدد، يمكن استخدام تفاعل الكشف لإجراء تحليل وزني للفوسفات، ومنه تحديد نسبة الفسفور بإجراء الحسابات التناسبية. كما يمكن إجراء معايرة حجمية للفوسفات بالترسيب بأيونات اللانثانوم 3+La أو بمحلول قياسي من البزموت 3+Bi؛ ثم بالمعايرة الرجعية باستخدام ثنائي أمين الإيثيلين رباعي حمض الأسيتيك (EDTA).

علاوةً على ذلك، PO4^3- {}_{(aq)} + Mg^2+ {}_{(aq)} + NH4+{}_{(aq)} + OH- {}_{(aq)} -> MgNH4PO4 v {}_{(s)} + OH- {}_{(aq)}

علاوةً على ذلك، يمكن الكشف عن أيونات الفوسفات باستخدام موليبدات الصوديوم في وسطٍ من حمض الكبريتيك، حيث يُستحصَل أوّلاً على محلول أصفر اللون من ، والذي يتحوّل عند إضافة محلول من حمض الأسكوربيك على الساخن إلى الحصول على مركب «أزرق الموليبدنوم». يمكن استخدام موليبدات الأمونيوم كذلك لهذا الغرض؛ حيث أنّ أنيون الموليبدات هو المسؤول عن التفاعل، حيث يخضع أوّلاً في الوسط المائي إلى تفاعل توازن داخلي:

• Mo7O24^6- + 12 H2O <=> 7MoO4^2- + 8 H3O+
• بحيث يكون التفاعل مع أنيون الفوسفات على الشكل:
• PO4^3- + 12MoO4^2- + 24H3O+ + 3NH4+ <=> (NH4)3[P(Mo3O10)4] + 36 H2O

ومن جهة أخرى، أمّا عند الوسط القاعدي من الأمونيا فتحدث عملية ترسيب للفوسفات بوجود أيونات المغنسيوم على شكل ملح مزدوج من :

الفسفور البنفسجي

من جانب آخر، وهو شكل أكثر استقراراً للفسفور من الشكلين الأبيض والأحمر، ويُستحصَل عليه من الفسفور الأحمر بالتعرّض المطوّل للحرارة فوق الدرجة 550 °س. يطلق على هذا الشكل أحياناً اسم «فسفور هيتورف»، نسبةً إلى مكتشفه يوهان فيلهلم هيتورف.

الأحماض الأكسجينية

وفي السياق ذاته، يشكّل الفسفور الكثير من الأحماض الأكسجينية ذات الأهمّيّة التطبيقية. ما يميّز تلك الأحماض هو التفاوت في بنيتها وفي حالات أكسدة الفسفور فيها، وفي عدد البروتونات فيها والتي تحدد الوظيفة الحمضية، إذ يمكن للبعض منها أن تحوي ذرّات هيدروجين غير قابلة للتأيّن، أي أنها غير قادرة على تشكيل بروتونات. كما يمكن التمييز بين أحماض الفسفور الأكسجينية حسب عدد ذرّات الفسفور فيها بين الأحادية والثنائية والمتعدّدة.

كذلك، لأملاح الأحماض الأكسجينية تطبيقات مهمّة وهي واسعة الانتشار، وأشهرها الفوسفات، وهي القاعدة المرافقة لحمض الفسفوريك. لهذا الأنيون بنية على شكل رباعي سطوح 3−PO4. تميل الفوسفات إلى تشكيل حلقات وسلاسل حاوية على جسور أكسجينية على الشكل P-O-P، كما هو الحال في حمض ثلاثي الفسفوريك وملح ثلاثي فوسفات الصوديوم Na5P3O10. يمكن الحصول على مشتقّات كبريتية لأحماض الفسفور الأكسجينية، مثل حمض الثيوفسفوريك، وتسمّى أملاحه .

متفرّقات

تستعمل مركّبات فوسفات الكالسيوم في صناعة الخزف الصيني.

وفي هذا السياق، تستعمل الفوسفات في صناعة زجاج من نوعٍ خاصٍّ لمصابيح بخار الصوديوم.

من جانب آخر، في بعض الأحيان يدخل مسحوق من الفسفور الأحمر بنسب ضئيلة في خلطة بعض البوليمرات مثل بولي الأميد لدورها في تثبيط اللهب، انطلاقاً من مقدرتها العالية على الارتباط مع الأكسجين والبوادئ الجذرية.

وفي هذا السياق، تستعمل نظائر الفسفور مثل 32P و 33P في الوسم الإشعاعي في مختبرات الكيمياء الحيوية.

وفي هذا السياق، يستعمل حمض الفسفوريك ومركّبات الفوسفات المختلفة في الصناعات الغذائية ضمن الإضافات الغذائية.

وفي هذا الصدد، يستعمل الفسفور الأبيض في الصناعات العسكرية لصناعة القنابل الحارقة والقنابل الدخانية والذخيرة الخطّاطة. يعدّ استخدام القنابل الفسفورية ممنوعاً وفق القوانين الدولية المتعلّقة بأسلحة الحرب.

المخاطر

كذلك، عيّنَت إدارة السلامة والصحة المهنية الأمريكية حدّ التعرض للفسفور المسموح به في مكان العمل بمقدار 0.1 مغ/م3 خلال يوم عمل من 8 ساعات؛ وهو نفسه الحدّ الأقصى للتعرّض الموصى به من قبل المعهد الوطني للسلامة والصحة المهنية الأمريكي. عند مستويات تصل إلى 5 مغ/م3 فإنّ الفسفور يمثّل خطورةً فوريّةً للحياة أو الصحّة.

هوامش

علاوةً على ذلك، تتفاوت المخاطر الناجمة عن الفسفور بين الفسفور العنصري ومركّباته الكيميائية، وخاصّةً مركّباته العضوية. تشمل مركّبات الفسفور العضوية على العموم طيفاً واسعاً من المواد، إذ في حين أنّ العديد منها ضروريٌ للحياة؛ إلّا أنّ البعضَ الآخر سامّ للغاية، فمثلًا تعدّ إسترات الفلوروفوسفات من بين أكثر السموم العصبية تأثيراً. تُستخدَم مركّبات الفسفور العضوية نظراً لسمّيتها بشكل واسع في صناعة مبيدات الآفات (مبيدات الأعشاب والحشرات والفطريات وغيرها)؛ كما تستعمل أحياناً في صناعة الأسلحة. بالمقابل فإنّ أغلب مركّبات الفوسفات اللاعضوية هي غير سامّة.

روابط خارجية

إضافةً إلى ذلك، يمثّل الفسفور الأبيض خطراً كبيراً، لأنّه يشتعل تلقائياً في الهواء، وذلك عند درجة حرارة نحو 30 °س، وهي قريبةٌ من درجة حرارة الغرفة؛ كما أنّ تفاعل الأكسدة (الاحتراق) إلى خماسي أكسيد الفسفور هو تفاعل طارد للحرارة بشكلٍ كبير. يمكن أن يؤدّي التماس مع الماء والهيدروكسيدات القلوية إلى تشكّل غاز الفوسفين السامّ ومشتقات الفوسفانات السامّة كذلك. أدّى التعرّض المستمرّ للفسفور الأبيض، الذي كان مستعملاً في صناعة أعواد الثقاب، إلى الإصابة بمرضٍ مِهَنيٍّ يحدث فيه نخر لعظام الفكّ السفلي. علاوةً على ذلك، فإنّ الفسفور الأبيض سامّ جداً، ويسبّب أضراراً شديدةً للكبد والأجهزة الداخلية في الجسم. كان محلول 2% من كبريتات النحاس مستعملاً في الماضي لعلاج حالات التعرّض الخارجي للفسفور، حيث يشكّل مركّبات أقلّ ضرراً يمكن غسلها بعيداً عن الجسم؛ إلّا هذا الأسلوب أصبح متقادماً، خاصّةً أنّ مركّب كبريتات النحاس ضارٌّ بحدِّ ذاته.

مع الهيدروجين

وفي هذا الصدد، يطلق على مركّبات الفسفور الثلاثي مع عنصر الهيدروجين اسم الفوسفانات؛ وأبسط هذه المركّبات هو الفوسفان PH3 (والذي يعرف كذلك باسمه الشائع ) وكذلك ثنائي P2H4 وثلاثي الفوسفان P3H5.

ومن جهة أخرى، يمكن لذرّات الهيدروجين في الفوسفانات أن تستبدل بمجموعات عضوية، ليتمّ الحصول على مركّب فسفور عضوي كما هو الحال في مركّب ثلاثي فينيل الفوسفين؛ ويجب أن يكون الارتباط حينها مباشراً بين الفسفور والكربون برابطة P-C؛ إذ أنّ الترابط عبر ذرّات الأكسجين P-O-C يعطي مجموعة أخرى من المركّبات، والتي تدعى إسترات الفوسفيت (أو الفوسفيتات العضوية).

Ca(H2PO4)2 -> Ca(PO3)2 + 2 H2O

3 Ca(PO3)2 + 10 C -> Ca3(PO4)2 + 10 CO + P4

والذي يدوره يُحرَق مع الفحم للحصول على الفسفور الأبيض.

الدور الحيوي

ومن جهة أخرى، توصف حركة الفسفور خلال الغلاف الصخري والغلاف المائي والغلاف الحيوي بواسطة دورة الفسفور، وهي دورة حيوية جيولوجية كيميائية. كما يعدّ الفسفور عاملاً محدّداً في الأنظمة البيئية، إذ أنّ ندرته في الوسط تحدّ من معدّل نموّ الكائنات فيه؛ لذلك يكثر مثلاً استخدام الأسمدة الغنيّة بالفوسفات في الزراعة؛ بالمقابل فإنّ زيادته عن المعدّلات الطبيعية، وخاصّةً في الأوساط المائية، يخلّ بالتوازن الطبيعي، إذ يمكن أن تؤدّي حالة من فرط المغذيات إلى فرط نمو وانتشار الطحالب. تحوي الكتلة الجافة من النباتات ما مقداره 0.2% وسطياً من الفسفور؛ وهو يعدّ ذا دورٍ حيويٍ مهمّ بالنسبة للنباتات، فهو من العناصر الغذائية الضرورية لنموّها، وهو أمرٌ يُدرَس في علم تأثير التربة من أجل معرفة الكمّيّة الضرورية حسب نوع النبات. عند نقص تركيز الفوسفات في نطاق 1-2 ملم في منطقة الغلاف الجذوري للنباتات، فإنّ ذلك يترافق مع زيادة في نمو الجذور.

وعلى صعيد آخر، ينحصر الدور الحيوي للفسفور في الجسم على شكل فوسفات لاعضوي، إذ أنّ أغلب مركّبات الفسفور العضوية هي مركّبات سامّة. يدخل الفسفور بشكله اللاعضوي على هيئة أيون فوسفات 3−PO4 في الكثير من أشكال أنواع الحياة المعروفة؛ وقد يرمز أحياناً للفوسفات اللاعضوي بالرمز ("Pi") في سياق الحيوية الحيوية. يلعب الفوسفات دوراً محورياً في هيكل جزيئات الحمض النووي الريبوزي منقوص الأكسجين (DNA) والحمض النووي الريبوزي (RNA) الأساسية لعملية التكاثر وصنع البروتينات؛ وكذلك يدخل الفوسفات في تركيب أدينوسين ثلاثي الفوسفات (ATP)، الضروري لعمليّات نقل الطاقة الخلوية وكذلك من أجل عمليات الفسفرة الخلوية المهمّة داخل الخلايا. علاوةً على ذلك، يدخل الفسفور في تركيب الدهون الفسفورية وهي مكوّنات مهمّة للأغشية الخلوية. تُشتَقّ الدهون الفسفورية من الغليسرول، حيث تحل مجموعتا إستر من الأحماض الدهنية مكان مجموعتي هيدروكسيل فيه، في حين أنّ الثالثة تحلّ محلّها مجموعة فوسفات مرتبطة بكحول آخر. من جهة أخرى، فإنّ لأملاح فوسفات الكالسيوم دوراً في المساعدة بتقوية وتدعيم مينا الأسنان والعظام.

وفي السياق ذاته، يحوي جسم إنسان بالغ وسطياً من الفسفور ما مقداره 700 غرام؛ يكون نحو 85–90% منه وزناً في العظام والأسنان على شكل أباتيت؛ أمّا الباقي فهو موجود في الأنسجة الطريّة والسوائل خارج الخلايا. تكون نسبة الفسفور قرابة 0.5% وزناً عند الرضّع والأطفال، وتزداد لتصل إلى ما بين 0.65–1.1% وزناً عند البالغين. إنّ متوسط نسبة تركيز الفسفور في الدم قرابة 0.4 غ/ل، وقرابة 70% منه على شكل عضوي في حين أنّ النسبة المتبقية من 30% هي فوسفات لاعضوي. يستهلك ويطرح إنسان بالغ عند تناوله لوجبة غذائية صحّية نحو 1-3 غرام من الفسفور يومياً، حيث يكون الداخل منه على شكل فوسفات لاعضوي وجزيئات حيوية حاوية على الفسفور مثل الأحماض النووية والدهون الفسفورية، في حين أنّ المطروح يكون على وجه التقريب بشكل حصري على هيئة أيونات الفوسفات.

تاريخ الإنتاج

من جهة ثانية، منذ أواسط القرن التاسع عشر جرى التركيز على مصدرٍ جديدٍ للفسفور وهو الاستحصال من ذرق الطيور في الجزر الاستوائية في أمريكا الجنوبية، ممّا ولّد صراعات سياسية جديدة في ذلك الحين، تمثلت بإصدار قانون جزر غوانو في الولايات المتّحدة، واندلاع حرب جزر تشينتشا بين إسبانيا ومستعمراتها السابقة في أمريكا الجنوبية. كان الحصول على الفوسفات من هذا المصدر مهمّاً من أجل تحضير الأسمدة منذ النصف الثاني للقرن التاسع عشر. في نفس تلك الفترة جرى اكتشاف صخر الفوسفات (الفسفوريت) الحاوي على فوسفات الكالسيوم، كما تزامن الاكتشاف مع تطوير جيمس ريدمان لنوعٍ خاصٍّ من فرن القوس الكهربائي للحصول على الفسفور من هذه الخامة سنة 1888؛ وبذلك تحوّلت الجهود للحصول على عنصر الفسفور من تسخين رماد العظام إلى الإنتاج من صخر الفوسفات بأفران القوس الكهربائية؛ خاصّةً بعد أن نضبت مصادر الحصول على الفوسفات من مصادر عضوية، وأصبح الإنتاج غير مجدٍ اقتصادياً.

من جهة ثانية، جرى التفكير باستخدام الفسفور في صناعة الأسلحة بعد التمكّن من الحصول على هذا العنصر بكمّيّات جيّدة وفق هذه الطريقة الحديثة. ففي الحرب العالمية الأولى استُخدِم الفسفور في صناعة القنابل الحارقة وفي إصدار الستار الدخاني وكذلك في صناعة الطلقات الخطّاطة. أمّا في الحرب العالمية الثانية فاستُخدِم الفسفور في تحضير الزجاجات الحارقة، كما توسّع استخدام القنابل الفسفورية الحارقة بشكل أكبر من ذي قبل، خاصّةً أنّه من الصعب إطفاؤها. استُخدِم الفسفور الأبيض في البداية في صناعة أعواد الثقاب، وكان ذاك أمراً خطيراً ترافق مع وقوع عدّة حوادث؛ مثل حدوث نخر لعظام الفكّ لدى العمال . بعد اكتشاف طريقة آمنة لتصنيع أعواد الثقاب من الفسفور الأحمر جرى الحثّ على تطبيقها على نطاق صناعي.

من جهة ثانية، كان رماد العظام مصدراً رئيسياً للفسفور حتى أواسط القرن التاسع عشر، وكانت الطريقة تعتمد على تحميص العظام، ثمّ بوضعها داخل معوّجات فخّارية ضمن أفران آجرّية ساخنة جدّاً بهدف التخلّص من منتجات الفسفور السامّة. بشكلٍ آخر، كانت العظام تعالج بالأحماض القويّة المركّزة؛ ثم تسخّن مع الرمل والفحم في معوّجات بهدف تقطير الفوسفات المترسّبة للحصول على الفسفور؛ في حين أنّ الغازات المستحصلة وفق تلك العملية، مثل أحادي أكسيد الكربون، كانت تحرق في المداخن.

في هذا الإطار، تزايد الإنتاج بعد الحرب العالمية الثانية، ولا يزال الإنتاج متزايداً بشكل مطّرد، إذ لم يتمّ الوصول إلى ذروة الفسفور بعد؛ خاصّةً أنّ صخر الفوسفات لا يزال مادّةً أساسيةً في صناعة الأسمدة، حيث يعالج مع حمض الكبريتيك للحصول على منتجات سوبر فوسفات المختلفة.

الاستخدامات

ومن ناحية أخرى، يندر استخدام الفسفور العنصري بشكل مباشر في الحياة اليومية؛ إذ إنّ التطبيقات المفيدة له هي لمركّباته الكيميائية، والمستعملة بشكل واسع في الصناعة، مثل صناعة الأسمدة والمبيدات والمنظّفات وغيرها. يُحوَّل أغلب الفسفور الأبيض المنتَج إلى خماسي أكسيد الفسفور، والذي بدوره يُحوَّل إلى حمض الفسفوريك، الذي يعدّ مادة أساسية لتحضير مركّبات الفوسفات المختلفة.

المركّبات الكيميائية

كذلك، الفسفور عنصرٌ نشيط كيميائياً، ويشكّل الكثير من المركّبات الكيميائية التساهمية مع اللافلزّات. كما يتفاعل مع الفلزّات لتشكيل الفوسفيدات الموافقة. هناك عدّة حالات أكسدة مختلفة للفسفور، وهي تقع بين -3 و +5؛ أمّا العدد التناسقي للفسفور فيقع بين 1 و 6، وغالباً ما يكون إمّا 3 أو 4. كان يعتقد في البداية أنّ الفسفور الخماسي يُشرك مدارات d في تشكيل الروابط الجزيئية، إلّا أنّ النَمْذَجة الحاسوبية وفق نظرية المدارات الجزيئية بَيّنت أنّ الترابط الكيميائي يتضمّن مدارات s و p فقط. إنّ أكثر مركّبات الفسفور انتشاراً هي مركّبات الفوسفات بسبب الحالة المستقرّة لها، ولذلك تدخل في تركيب معادن الفوسفات في القشرة الأرضية.

معالجة المياه

ومن ناحية أخرى، يضاف أحياناً مركب ثلاثي فوسفات الصوديوم إلى مساحيق الغسيل في بعض البلدان، في حين أنّه ممنوعٌ في أخرى، وذلك من أجل تخفيض قساوة المياه أثناء عملية غسل الملابس، وهو الأمر الذي يحسّن من أداء المنظّف ويمنع التآكل وترسّب الكلس.

الأكاسيد

من جهة ثانية، يشكّل الفسفور مع الأكسجين الكثير من الأكاسيد، نظراً لإمكانية وجود الفسفور بعدّة حالات أكسدة مختلفة، ويكون الترابط الكيميائي في تلك الأكاسيد بين الفسفور والأكسجين إمّا على شكل رابطة أحادية أو رابطة ثنائية أو على شكل روابط جسرية P-O-P لها هيكل الأدامانتان. من هذه الأكاسيد:

من جانب آخر، رباعي أكسيد ثنائي الفسفور P2O4 وهو أكسيد مختلط للفسفور في حالتي الأكسدة +3 و +4، ولذلك يسمّى كذلك أكسيد الفسفور الثلاثي والرباعي، ويُستحصَل عليه بالأكسدة الجزئية لثلاثي أكسيد الفسفور في وسط عضوي من رباعي كلوريد الكربون.

من جانب آخر، خماسي أكسيد الفسفور P4O10 (أكسيد الفسفور الخماسي)، وهو أكثر أكاسيد الفسفور انتشاراً وشهرةً، ويتميّز بخواصّه الاسترطابية المرتفعة، لذلك يصلح استخدامه ضمن المواد المجفّفة. يمكن اعتبار P4O10 من الناحية الكيميائية أنه أنهيدريد (بلا ماء) حمض الفسفوريك.

ومن جهة أخرى، ثلاثي أكسيد الفسفور P4O6 (أكسيد الفسفور الثلاثي)، ويوجد على شكل مركّب أبيض طريّ، ذي سمّية مرتفعة ونشاط كيميائي كبير، وهو يتأكسد بسرعة إلى خماسي أكسيد الفسفور.

الفسفور الأحمر

وفي هذا السياق، ما يميّز الفسفور الأحمر عن الأبيض هو وجود بنية بوليميرية، يمكن النظر إليها أنّها مشتقّة من P4، حيث تنفصم رابطة P-P واحدة، وتنشأ رابطة جديدة مع رباعي وجوه مجاور، ممّا يؤدّي إلى الحصول على بنية شبه متسلسلة. يُستحصَل على الفسفور الأحمر بتسخين الشكل الأبيض إلى درجات حرارة تفوق 250 °س، أو بتعريض الفسفور الأبيض إلى ضوء الشمس بمعزل عن أكسجين الهواء. يكون الشكل الأحمر إبّان التشكّل مادّةً لابلّورية، والتي تتحوّل إلى شكل متبلور مع استمرار التسخين؛ بالتالي فإنّ الشكل الأحمر هو شكل وسطي بين الفسفور الأبيض والفسفور البنفسجي. يكون الفسفور الأحمر المحضّر حديثاً ذا تفاعلية كيميائية جيّدة ويشتعل عند نحو الدرجة 300 °س؛ لكنّه يبقى أكثر استقراراً من الفسفور الأبيض. يؤدّي التخزين أو التعرّض المطوّل للحرارة إلى دكون لونه (الفسفور البنفسجي)، بحيث يصبح الناتج الحاصل أكثر استقراراً ولا يشتعل تلقائياً عند التماس مع الهواء.

الخواص الكيميائية

وفي هذا الصدد، الفسفور الأبيض هو أكثر أشكال الفسفور نشاطاً من الناحية الكيميائية؛ فهو ذو قابلية مرتفعة للاشتعال وبشكلٍ تلقائي عند التماس مع الهواء، ولأبخرة الفسفور الأبيض الناتجة عن احتراقه رائحة مميّزة تشبه رائحة الثوم؛ وغالباً ما تغطّى العيّنات منه بمركّب خماسي أكسيد الفسفور أبيض اللون. عند نحو الدرجة 50 °س يحترق بالكامل إلى خماسي أكسيد الفسفور P4O10، لذلك تُحفَظ عيّنات الفسفور الأبيض تحت الماء.

الخواص الفيزيائية

وعلى صعيد آخر، يوجد الفسفور في الطبيعة على أربع أشكال (متآصلات) رئيسية، وهي الفسفور الأبيض والأحمر والبنفسجي والأسود. تختلف البنية البلورية، ممّا ينتج عنه اختلاف كبير في الخواص على العموم. يُستحصَل على الفسفور بشكله الأبيض، ومنه يمكن التحويل إلى الأشكال المتبقيّة فيما بينها عن طريق تطبيق ضغوط ودرجات حرارة مرتفعة. يعدّ الفسفور الأسود أكثر أشكال هذا العنصر استقراراً، ويستحصل عليه من تطبيق ضغوط مرتفعة على الفسفور الأبيض؛ في حين تكون الأشكال الأخرى شبه مستقرّة بسبب انخفاض سرعة التحوّل الكيميائي. من الفسفور الأبيض يُستحصَل على الفسفور الأحمر بالتسخين بمعزل عن الأكسجين؛ وبدوره عند تسخين الفسفور الأحمر يُستحصَل على الفسفور البنفسجي.

الأشكال المختلفة

التغذية

وعلى صعيد آخر، يترافق وجود الفسفور عادةً في الوجبات الغذائية الحاوية على نسبةٍ مرتفعة من البروتين، مثل الحليب واللحم، وكذلك البروتينات من مصادر نباتية مثل البقوليات والصويا. على العموم، فإنّ الوجبة الغذائية الحاوية على كمّيّاتٍ كافيةٍ من البروتين والكالسيوم فهي على الأغلب غنيّة بالفسفور كذلك.

وعلى صعيد آخر، قامت الأكاديمية الوطنية للطبّ في الولايات المتّحدة الأمريكية بنشر معدّل الحاجة التقريبي والكمّيات الغذائية المسموحة والموصى بها ومعدّل الحاجة التقريبي من الفسفور سنة 1997. يصل معدّل الحاجة التقريبي من الفسفور للبالغين من فوق عمر 19 إلى قرابة 580 مغ/اليوم؛ أمّا الكمّية الغذائية المرجعية فهي نحو 700 مغ/اليوم، وهي تشمل الحوامل والمرضعات. بالنسبة للأعمار ما بين 1-18 سنة فإنّ الكمّية المرجعية تزيد مع تقدم العمر من 460 إلى 1250 مغ/اليوم. أمّا المستوى الأقصى المقبول من الفسفور وفق تلك التوصيات فهو 4000 مغ/اليوم. أمّا الهيئة الأوروبية لسلامة الأغذية فحدّدت نسبة الكمّية المقبولة من الفسفور بشكلٍ مقاربٍ للتوصيات الأمريكية، حيث أنّ كلاهما يوصي بكمّيات أكبر لليافعين بالمقارنة مع البالغين. كما حدّدَت الكمّيّات القصوى في مراجعة أخرى.

الفسفور الأسود

وفي السياق ذاته، يعدّ الفسفور الأسود أكثر أشكال الفسفور استقراراً من الناحية الديناميكية الحرارية، وأقلّها تفاعليةً من الناحية الكيميائية، وله بنية تشبه بنية الغرافيت. يُستحصَل على هذا الشكل بتسخين الفسفور الأبيض تحت ضغوط مرتفعة جدّاً؛ كما يمكن أن يُستحصَل عليه بطرقٍ أقلّ مشقّةً من الناحية التقنية.

من جانب آخر، يشبه الفسفور الأسود إلى حدٍّ ما الغرافيت بشكله وببنيته وبخواصّه، حيث أنّه يوجد على شكل قشورٍ سوداء، وله بنية شبه مستوية، وهو موصل للكهرباء.

نقص الفسفور

وفي هذا السياق، يمكن أن تحدث متلازمة نقص الفسفور عند الإنسان طبّياً إمّا بسبب سوء التغذية، أو حدوث حالة فشل في امتصاص الفوسفات، أو بسبب متلازمات استقلابية تؤدّي إلى سحب الفوسفات من الدم (مثل حدوث متلازمة إعادة التغذية بعد حالة من سوء التغذية)، أو بسبب طرح كمّيات كبيرة منه في البول. ما يميّز نقص الفسفور هو ظهور أعراض نقص فوسفات الدم، وهي حالة تتّسم بانخفاض نسبة الفوسفات المنحلّة في بلازما الدمّ وداخل الخلايا. من أعراض نقص فوسفات الدم حدوث خلل وظيفي عصبي واضطرابات في خلايا الدم والعضلات بسبب نقص أدينوسين ثلاثي الفوسفات ATP. من جهةٍ أخرى، فإنّ زيادة نسبة الفوسفات في الدمّ تؤدّي إلى الإسهال وتكلّس الأعضاء والأنسجة الطرية، ويمكن أن يتداخل في مقدرة الجسم على استخدام أيونات الحديد والكالسيوم والمغنسيوم والزنك.

التعدين

وفي هذا الصدد، يدخل الفسفور كذلك في إنتاج الفولاذ وفي صناعة البرونز المُفَسفر؛ كما يضاف الفسفور أثناء تعدين النحاس في مرحلة الصَهْر للتخلّص من الأكسجين الموجود في النحاس على شكل شائبة، ممّا يؤدّي إلى الحصول على سبيكة نحاس خالية من الأكسجين وحاوية على الفسفور ، والتي تتميّز بمقاومتها للتقصّف الهيدروجيني بالمقارنة مع النحاس العادي.

الأسمدة

وعلى صعيد آخر، إنّ الفسفور هو عنصر غذائي أساسي لنموّ النباتات، ولذلك فإنّ أغلب الإنتاج العالمي من الفسفور يستعمل في صناعة الأسمدة. نتيجةً للزيادة المستمرّة في تعداد السكان في أنحاء العالم فإنّ الطلب على الأسمدة بتزايدٍ مستمرٍّ كذلك، وهو أمرٌ لوحظ في الارتفاع الكبير في إنتاج الفوسفات منذ النصف الثاني للقرن العشرين. يعدّ السماد الفوسفاتي المصنَّع ضرورياً لأهميّة الفسفور الحيوية، ولكون المركّبات الحاوية على الفسفور طبيعياً غير منحلّة، مما يحول دون وصولها إلى جذور النباتات، وكذلك بسبب بطء دورة الفسفور الطبيعية.

إضافةً إلى ذلك، يعدّ سماد سوبرفوسفات من الأسمدة شائعة الانتشار، وهو مزيجٌ من فوسفات أحادي الكالسيوم Ca(H2PO4)2 وكبريتات الكالسيوم ثنائي الهيدرات CaSO4·2H2O. يعتمد إنتاج الأسمدة الفوسفاتية بشكلٍ كبير ٍعلى حمض الكبريتيك.

ثنائي الفسفور

ومن ناحية أخرى، يعطي التفكّك الحراري للفسفور الأبيض P4 عند نحو 800°س جزيء ثنائي الفسفور P2، وهو يوجد في الحالة الغازية فقط، وهو غير مستقرّ. يتألّف الجزيء من ذرَّتي فسفور ترتبطان مع بعضهما البعض برابطة ثلاثية على غرار جزيء النتروجين N2. كما يمكن الحصول عليه على شكل مركّب وسطي قصير العمر في المحلول عن طريق التفكّك الحراري لمركّبات الفسفور العضوي. عند درجات حرارة أعلى يتفكّك P2 إلى الفسفور الذرّي P.

مركبات الفسفور العضوية

التحليل الكيميائي

وفي هذا السياق، يتمّ التمييز في مركّبات الفسفور العضوية بين المركّبات التي تحوي رابطة كيميائية بين ذرّات الفسفور والكربون وبين التي لا تحويها. يندرج ضمن الصنف الأول عددٌ من المركّبات مثل مشتقّات الفوسفانات العضوية والفوسفينوكسيدات R3PO وكذلك ألكيلات حمض الهيبوفسفوروز (R2PO(OH وألكيلات حمض الفسفوروز R-PO(OH)2، إلى جانب أملاح الفوسفونيوم المختلفة؛ أمّا الصنف الثاني فهو إسترات أحماض الهيبوفسفوروز (الفوسفينات) والفسفوروز (الفوسفونات). من الأمثلة على مركّبات الفسفور العضوية كل من مشتقّات الفوسفين مثل ثلاثي ميثيل الفوسفين وثلاثي فينيل الفوسفين وثنائي كلورو فينيل الفوسفين؛ وكذلك المركّبات الحلقية غير المتجانسة مثل الفوسفول والفسفورين؛ وكذلك مركّبات ثلاثي فينيل الفوسفيت وثلاثي فينيل الفوسفات، إلى جانب الإيليدات الفسفوريلية التي لها دورٌ مهمّ في تفاعلات عضوية عدّة منها تفاعل فيتيغ.

وعلى صعيد آخر، تعدّ مركّبات الفوسفات العضوية ذاتَ أهمّيّة في الكيمياء الحيوية؛ إذ توجد هذه المركّبات في الكثير من المركّبات الكيميائية الحيوية الضرورية للحياة بما فيها الحمض النووي الريبوزي منقوص الأكسجين (DNA) والحمض النووي الريبوزي (RNA)، إلى جانب العوامل المرافقة (أو المتمّمة)، والتي لها دورٌ أساسي في استمرار الحياة. من الأمثلة المهمّة الأخرى كلّ من فوسفات الأدينوسين الأحادية (AMP) والثنائية (ADP) والثلاثية (ATP)؛ وكذلك فوسفات الغوانوسين الأحادية (GMP) والثنائية (GDP) والثلاثية (GTP)؛ فضلًا عن الدهون الفسفورية (فسفورليبيدات).

أصل التسمية

من جهة ثانية، لتسمية الفسفور جذورٌ إغريقية، فقد كانت تطلق تسمية «» في اليونان القديمة على كوكب الزهرة. تُشتقّ تسمية «» من الجذر بمعنى ضوء، ومن بمعنى حامل، وبذلك يكون المعنى تقريبيّاً «حامل الضوء». استُخدِم اسم فسفوروس في الأساطير اليونانية لتجسيد نجمة الصباح، وذلك بشكلٍ مماثلٍ لاستخدام هسبيروس لتجسيد نجمة المساء.

أعواد الثقاب

وعلى صعيد آخر، صُنعَت أعواد الثقاب المعتمدة على الفسفور لأوّل مرّة سنة 1830، ويُنسَب الاختراع إلى الفرنسي شارل سَورِيَه. خضعت أعواد الثقاب تلك إلى سلسلةٍ متعاقبةٍ من التحويرات، ولكنّها كانت على العموم ذات رؤوسٍ مصنوعةٍ من الفسفور الأبيض، مع وجود مركّبات مطلقة للأكسجين (مثل كلورات البوتاسيوم أو ثنائي أكسيد الرصاص أو مركّبات النترات أحياناً)، إلى جانب مادّة رابطة. نظراً لسمّية الفسفور الأبيض فقد تعرّض العمال أثناء تصنيع أعواد الثقاب إلى مخاطر صحّية، كما كانت صعبة التخزين وخطيرة عند احتكاكها مصادفةً مع سطحٍ خشن؛ مما دفع بعض الدول إلى إيقاف إنتاجها في الفترة ما بين 1872 و 1925. في سنة 1906 وُقِّعَت اتّفاقية برن الدولية، والتي منعت استخدام الفسفور الأبيض في صناعة أعواد الثقاب.

إضافةً إلى ذلك، نتيجةً لذلك جرى تطوير عيدان ثقاب حلّ فيها مركّب ثلاثي كبريتيد رباعي الفسفور P4S3 مكان الفسفور الأبيض، إلى جانب وجود مزيج من الكبريت وكبريتيد الإثمد؛ وهي تعرف باسم أعواد الثقاب الآمنة، وذلك لأنّه من الصعب إشعالها على أيّ سطح غير السطوح المخصّصة لذلك، والتي عادةً ما توجد على شكل شريط ضيّق على جانبي العلبة الحاوية عليها. تحوي هذه السطوح على الفسفور الأحمر، الذي يسخن بالاحتكاك ويتفاعل مع المركّبات المطلقة للأكسجين ويتفاعل مع المواد القابلة للاشتعال الموجودة في الرأس.

مع الفلزّات

وفي السياق ذاته، تتشكّل مجموعة من المركّبات تسمّى الفوسفيدات الحاوية على أنيون الفوسفيد 3−P عند تفاعل الفسفور الأحمر مع بعض الفلزّات، خاصّةً النشيطة كيميائياً، مثل الفلزّات القلوية والفلزّات القلوية الترابية. عند تفاعل الفوسفيدات مع الماء (تفاعل حلمهة) ينطلق غاز الفوسفين؛ كما هو الحال في مركّب فوسفيد الكالسيوم Ca3P2. تكون حالة أكسدة الفسفور في الفوسفيدات -3.

من جانب آخر، هناك طيفٌ واسعٌ من الفوسفيدات ذات التطبيقات الصناعية، كما توجد فوسفيدات طبيعية غنيّة بالفلزّات، مثل معدن الشرايبرسيت الموجود في بنية بعض النيازك.