Phosphor

Phosphor (von griechisch φως-φορος „lichttragend“, vom Leuchten des weißen Phosphors) ist ein chemisches Element mit dem Symbol P und der Ordnungszahl 15.

Phosphor ist für alle Lebewesen unerlässlich und spielt beim Aufbau und Funktion der Lebewesen und deren DNA eine wichtige Rolle

[Bearbeiten] Geschichte

Phosphor wurde 1669 von Hennig Brand, einem deutschen Apotheker und Alchemisten, entdeckt, als dieser - auf der Suche nach dem "Stein der Weisen" - Urin eindampfte und auf Sand erhitzte und der Rückstand aufgrund der Phosphoreszenz glühte. Obwohl Phosphor zu dieser Zeit noch keine Verwendung außer als Nachtlampe fand, wurde es mit Gold aufgewogen. Hennig Brand wurde durch diese Entdeckung nicht reich und verkaufte das Herstellungsrezept an einen Alchemisten, der hiermit ein Vermögen machte. Dr. Johann Daniel Kraft, besagter Alchimist, demonstrierte die Herstellung des Phosphor 1677 vor Robert Boyle. Weißer Phosphor wurde anfangs auf Grund seiner faszinierenden Eigenschaft der Phosphoreszenz als Heilmittel verwendet. Später spielte er eine wichtige Rolle bei der Streichholzherstellung; da weißer Phosphor hochgiftig ist, kam es jedoch oft zu schweren Vergiftungen bei Arbeitern.

[Bearbeiten] Vorkommen

In der Natur kommt Phosphor ausschließlich in gebundener Form, das heißt nicht gediegen, meist in Form der Phosphate in der Erdkruste vor (Gehalt in der Erdkruste: ~ 0,11 %). Typische Mineralien sind etwa die Apatite Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH). Besonders der Fluorapatit und der mit Calciumcarbonat durchsetzte Phosphorit stellen ökonomisch die wichtigsten Phosphate dar. Darüber hinaus gibt es weitere phosphorhaltige Mineralien, wie beispielsweise den Wavellit Al₃(PO₄)(F,OH) · 5 H₂O, den Vivianit Fe₃(PO₄)₂ · 8 H₂O und den Türkis CuAl₆[(PO₄)(OH₂)]₄ · 4 H₂O.

Von den weltweit jährlich geförderten etwa 100 Millionen Tonnen an Rohphosphaten werden etwa 90 % zur Herstellung von Düngemitteln verwendet. Die größten Lagerstätten befinden sich in den USA und in Afrika.

Phosphor hat auch in der organischen Welt eine wichtige Bedeutung und kommt in verschiedensten Bereichen der Fauna und Flora vor: Etwa als Hydroxylapatit Ca₅(PO₄)₃OH, welcher einer der Hauptbestandteile der Gerüstsubstanz ist, die in Knochen und Zähnen vorkommt. Weiterhin spielen Phosphorverbindungen als Bestandteile der Nukleinsäuren und als Bestandteil des Energieträgers ATP, eine wichtige Rolle in lebenden Organismen.

[Bearbeiten] Gewinnung und Darstellung

In elektrischen Lichtbogenöfen wird Calciumphosphat in Form der Mineralien Phosphorit oder Apatit bei 1400 °C mit Koks und Quarzsand zu weißem Phosphor umgesetzt. Der im Koks enthaltene Kohlenstoff wirkt dabei als Reduktionsmittel und das Siliciumdioxid des Quarzes dient als Schlackenbildner. Der beim Prozess gasförmig anfallende Phosphor wird kondensiert und unter Wasser gesammelt.

$\mathrm{3084\ kJ + 2\ Ca_3(PO_4)_2 + 6\ SiO_2 + 10\ C \rightarrow 6\ CaSiO_3 + 10\ CO + P_4}$

Weißen Phosphor kann man im Labor durch Erhitzung von Rotem Phosphor unter Ausschluss von Sauerstoff herstellen. Umgekehrt kann roter Phosphor auch durch mehrstündiges Erhitzen von weißem Phosphor auf etwa 360 °C erzeugt werden.

[Bearbeiten] Eigenschaften

Phosphor kommt in allen Oxidationsstufen zwischen -3 und +5 und den Koordinationszahlen 1-6, meist 3 bis 4, vor. Die Oxidationszahlen -3 und +5 sind jedoch die bevorzugten. Es ist also ein außerordentlich variables Element.

[Bearbeiten] Gasförmiger Zustand

Lewis-Schreibweise von gasförmigen Phosphor

Im Phosphordampf überwiegen unterhalb von 1200 °C P₄-Tetraeder als kleinste molekulare Einheiten. Der Dissoziationsgrad beträgt bei 800 °C ~ 1 %. Zwischen 1200 und 2000 °C überwiegen P₂-Moleküle mit stickstoffanaloger Valenzelektronenstruktur, oberhalb von 2000 °C dissoziieren diese mit steigenden Temperaturen schließlich langsam zu atomarem Phosphor.

[Bearbeiten] Modifikationen

Die vier Modifikationen von Phosphor

Weißer Phosphor unter Wasser mit gelber Schnittfläche

Phosphor tritt in vier allotropen Modifikationen auf, als weißer, roter, schwarzer und violetter Phosphor. Jede dieser vier Grundtypen bildet verschiedene Kristallstrukturen und hat damit unterschiedliche Reaktivität und Dichte.

[Bearbeiten] Weißer Phosphor

Weißer Phosphor ist die flüchtigste und reaktivste Modifikation des Phosphors. Er besitzt eine Dichte von 1,82 g/cm³, einen Schmelzpunkt von 44,1 °C, einen Siedepunkt von 280 °C und ist durchscheinend und wachsartig. Verunreinigt wird der weiße Phosphor auch als gelber Phosphor bezeichnet. Der kubische weiße Phosphor ist in Phosphortrichlorid und Kohlenstoffdisulfid CS₂ sehr leicht löslich; 100 g Kohlenstoffdisulfid lösen mehr als 1 kg Phosphor. In Tetrachlorkohlenstoff, Benzol oder Ether ist Phosphor schwach löslich.

Bei -77 °C geht die kubische Form (α-Form) in eine hexagonale Form (β-Form) über. In jeder Form (α-, β-, in Lösung) bildet weißer Phosphor P₄-Tetraeder mit einem Bindungswinkel von 60°.

In fein verteiltem Zustand entzündet sich weißer Phosphor an der Luft von selbst, ab etwa 50 °C entzünden sich auch kompakte Stücke und verbrennen zu Phosphor(V)-oxid. Aus diesem Grund muss weißer Phosphor unter Wasser aufbewahrt werden. Brennender Phosphor darf nicht mit Wasser gelöscht werden, da die Gefahr besteht, dass der Phosphorstaub in feine Ritzen gespült wird und sich nach Verdunstung des Wassers wieder selbst entzündet. Brennender Phosphor wird am besten mit Sand gelöscht.

$\mathrm{P_4 + 3\ O_2 \rightarrow P_4O_{6}}$

$\mathrm{P_4O_{6} + 2\ O_2 \rightarrow P_4O_{10}}$

An der Luft kann weißer Phosphor ein hellgrünes Leuchten zeigen. Dieses entsteht durch den bei weißem Phosphor gegebenen hohen Dampfdruck und somit in der Umgebung vorhandenes gasförmiges P₄, das durch Gasphasenoxidation über P₄O₆ zu P₄O₁₀ reagiert (Chemolumineszenz). Meist in heftiger, exothermer Reaktion verbindet sich Phosphor mit Halogenen, Metallen oder Schwefel. Die hieraus entstehenden Verbindungen sind Phosphorsulfide, Phosphor(III)- oder Phosphor(V)-Verbindungen sowie Phosphide. Unter Einwirkung von starken Laugen bei hoher Temperatur disproportioniert Phosphor zu Phosphin und Hypophosphit. Allgemein wirkt weißer Phosphor stark reduzierend.

Weißer Phosphor ist hochgiftig, bereits 50 mg sind für den Menschen tödlich. Der Tod tritt erst nach fünf bis zehn Tagen ein, die Giftwirkung beruht auf einer Störung der Eiweiß- und Kohlenhydratsynthese. Weißer Phosphor wird nur langsam ausgeschieden.

Als Füllung für Brandbomben setzte die britische Luftwaffe im Zweiten Weltkrieg ein Gemisch aus weißem Phosphor und Kautschuk ein. Durch den Kautschuk klebt die zähflüssige Masse und lässt sich deshalb schlecht abstreifen. Es verursacht bei den Opfern auf der Haut schlecht heilende Wunden.

Das bei der Verbrennung von Phosphor entstehenden Phosphorpentoxid ist stark hygroskopisch und bildet mit dem in der Luft enthaltenem Wasser schnell einen dichten Nebel aus Phosphorsäure. Weißer Phosphor wird deshalb in Nebelgranaten verwendet. Während des Irakkrieges wurden von den USA in Falludscha derartige Granaten gegen die Stellungen der Aufständischen eingesetzt, um sie heraus zu treiben und dann mit anderen Waffen bekämpfen zu können. Die in unmittelbarer Nähe explodierten Granaten führten dabei zu teils schwersten Verbrennungen auch bei unbeteiligten Zivilisten, weswegen diese Art des Einsatzes heftig umstritten ist.

[Bearbeiten] Schwarzer Phosphor

Die bei Zimmertemperatur stabilste Modifikation existiert in einer amorphen und drei kristallinen Formen. Schwarzer Phosphor ist aufgrund seiner polymeren Form unlöslich, fast unbrennbar, sehr reaktionsträge und besitzt eine Dichte von 2,69 g/cm³. Daher ist der schwarze Phosphor ebenso wie der rote Phosphor ungiftig. Das dem schwarzen Phosphor zugrundeliegende Kristallgitter besteht aus gewellten Doppelschichten, in dem die Phosphoratome pyramidal mit drei weiteren in der Nachbarschaft befindlichen Phosphoratomen in einem Bindungswinkel von 100° verbunden sind. In dieser Konfiguration besitzt Phosphor Halbleitereigenschaften. In feuchter Luft oxidiert schwarzer Phosphor etwas schneller als roter Phosphor, überzieht sich dabei aber mit einer farblosen, viskosen Flüssigkeitshaut aus Phosphorsäuren, so dass der weitere Sauerstoffzutritt verhindert und eine Entzündung erschwert wird.

Schwarzer Phosphor entsteht unter hohem Druck aus weißem oder rotem Phosphor und unterscheidet sich durch seine Farbe stark von den vorgenannten.

[Bearbeiten] Roter Phosphor

roter Phosphor

Eine Reihe amorpher und kristalliner Formen mit Dichtevariationen zwischen 2,0 und 2,4 g/cm³ und Schmelzpunkten zwischen 585 °C und 610 °C werden unter der Bezeichnung roter Phosphor zusammengefasst. Gemeinhin ist roter Phosphor amorph, lässt sich aber durch Rekristallisation aus geschmolzenem Blei in den monoklinen Hittorfschen (violetten) Phosphor überführen, welcher eine dreidimensional vernetzte polymere Form bildet. Durch Kochen von weißem Phosphor in Phosphortribromid erhält man den roten Phosphor. Gewonnen wird roter Phosphor durch mehrstündiges Erhitzen von weißem Phosphor auf etwa 360 °C.

Die Unterschiede zwischen den kristallinen Anteilen im roten Phosphor bedingen die verschiedenen Formen desselben. Einfluss haben hier die Korngröße, die Art des Gitters, Verunreinigungen und die verschiedenen Absättigungen der Randgruppen mit Halogenen, Sauerstoff und Hydroxylgruppen.

In üblichen Lösungsmitteln ist der rote Phosophor unlöslich. Seine Reaktivität liegt zwischen der des weißen und des schwarzen Phosphors.

Roter Phosphor ist reaktionsträge. Bezogen auf die Reaktivität gleicht der violette Phosphor eher dem schwarzen Phosphor, während sich der Schencksche Phosphor (Rudolf Schenck, 1902) sehr viel reaktionsfreudiger zeigt als "normaler" roter Phosphor.

Roter Phosphor ist ungiftig, seine Erstbeschreibung wird dem Österreicher Anton Schrötter von Kristelli zugeschrieben.

[Bearbeiten] Violetter/Hittorfscher Phosphor

Roter (links) und violetter (rechts) Phosphor

Violetter Phosphor entsteht beim ein- bis zweiwöchigen Erhitzen von weißem Phosphor auf ca. 550 °C. Entdeckt wurde er von Johann Wilhelm Hittorf. Es handelt sich um ein nichtleitendes Polymer, das unlöslich in CS₂ ist. Die Strukturaufklärung gelang Ende der 1960er Jahre an der Universität Stuttgart durch Herbert Thurn. Auch der violette Phosphor ist ungiftig.

[Bearbeiten] "Phosphor-Nanostäbchen"

Im August 2004 ist es deutschen Forschern gelungen, zwei weitere Modifikationen des vielgesichtigen Elements zu isolieren und strukturell zu charakterisieren: Phosphor-Nanostäbchen. Bei diesen beiden Modifikationen liegen die Phosphoratome in Form von Kettenmolekülen (Polymeren) vor. Entdecker der neuen Modifikationen sind Arno Pfitzner von der Universität Regensburg und Helmut Eckert von der Universität München. Die rotbraunen Fasern, die sich deutlich von der roten Phosphormodifikation unterscheiden, sind an der Luft in trockenem Zustand über Wochen stabil. Unter dem Elektronenmikroskop zeigte sich diese rotbraune Phosphor-Form als lange, parallel ausgerichtete Nanostäbe mit Querschnitten von ungefähr 0,34 nm (Nanometer) beziehungsweise 0,47 nm.

[Bearbeiten] Isotope

Phosphor hat nur ein stabiles Isotop: ³¹P, dies ist das einzige in der Natur vorkommende Isotop des Phosphors. Phosphor hat mehrere weitere Isotope, die allerdings alle radioaktiv sind. Das Phosphorisotop ³³P hat mit 25,3 Tagen die längste Halbwertszeit. Das Phosphorisotop ³²P, welches auch radioaktiv ist, wird in Medizin und Forschung als Tracer benutzt, um Stoffwechselprozesse zu beobachten.

Isotop	Halbwertzeit	Atomgewicht	Zerfallsmodus	Kernspin	ZE MeV	Zerfallsprodukt
²⁸P	270,3 ms	27,992	ε	3 +	14,332	²⁸ Si
²⁹P	4,14 s	28,981	ε	1/2 +	4,943	²⁹ Si
³⁰P	2,49 min	29,978	ε	1+	4,232	³⁰ Si
³¹P	stabil	30,973	/	1/2 +	/	/
³²P	14,26 d	31,973	β-	1 +	1,711	³² S
³³P	25,34 d	32,971	β-	1/2 +	0,249	³³ S
³⁴P	12,43 s	33,973	β-	1 +	5,374	³⁴ S
³⁵P	47,3 s	34,973	β-	1/2 +	3,989	³⁵ S

[Bearbeiten] Verwendung

Der größte Teil des hergestellten weißen Phosphors (80 %) wird zu Phosphor(V)-oxid verbrannt, das als Ausgangsmaterial für die Phosphorsäureherstellung sowie für die Darstellung verschiedener Phosphate verwendet wird. Phosphor(V)-oxid hat außerdem noch Bedeutung als eine der wirksamsten wasserentziehenden Substanzen (Trockenmittel).

Ein weiterer Teil wird zu Phosphortrichlorid (PCl₃) und Phosphorpentasulfid (P₄S₁₀) verarbeitet, die wiederum als Grundstoffe für die Herstellung von Flammschutzmitteln, Additiven, Weichmachern und Pflanzenschutzmitteln dienen.

Roter Phosphor findet Verwendung bei der Streichholzherstellung. Paradoxerweise wird roter Phosphor in fein verteilter Form auch Kunststoffen (z. B. Polyamid) als Flammschutzmittel zugesetzt: Die Reaktionsprodukte von Phosphor, Luftsauerstoff und Wasser (Luftfeuchte, Restfeuchte im Kunststoff) bilden dabei eine verkohlte Schutzschicht gegen die Flammen.

Des Weiteren werden die als Dünger wichtigen Phosphate direkt aus Calciumphosphat gewonnen, indem dieses mit Schwefelsäure aufgeschlossen wird. Es entsteht das so genannte Superphosphat. Hierzu werden etwa 60 % der weltweiten Schwefelsäureerzeugung benötigt.

Phosphor wird auch für militärische Zwecke genutzt. Neben dem Einsatz des Weißen Phosphors (WP) in Brandmunitionen spielt der Einsatz des Phosphors in Nebelmunition eine sehr große Rolle. Während früher der sehr giftige und selbstentzündliche WP auch in militärischen Nebelmitteln eingesetzt wurde, wird heutzutage der ungiftige rote Phosphor in Mischungen mit Oxidationsmitteln und metallischen Brennstoffen verwendet. Bis in die 80er wurde mit weißem Phosphor auch in Schulen experimentiert, bis es aus gesundheitlichen Gründen verboten wurde. Es darf nur noch mit rotem Phosphor experimentiert werden.

[Bearbeiten] Biologische Bedeutung

Phosphorverbindungen sind für die Lebensfunktionen aller Lebewesen essentiell. Phosphorverbindungen sind Bestandteil der DNA- und RNA-Moleküle. Die stark phosphorhaltige Verbindung ATP dient als Energieträger und Treibstoff im Stoffwechsel der Zellen.

Hydroxylapatit (Ca₅(PO₄)₃OH) ist ein Hauptbestandteil der Gerüstsubstanz von Knochen und Zähnen. Der Körper eines Menschen von 70 kg Gewicht enthält etwa 700 Gramm Phosphor, wovon 600 g fest im Knochensystem gebunden sind.

Der Tagesbedarf eines erwachsenen Menschen beträgt ca. 0,75 Gramm Phosphor, vor allem in Milchprodukten, Fleisch, Fisch und Brot ist er reichhaltig vorhanden.

[Bearbeiten] Nachweis

[Bearbeiten] Spektroskopisch

Die Methode der Wahl für den Nachweis von Phosphorverbindungen ist die ³¹P-NMR-Spektroskopie. ³¹P ist das einzige natürlich vorkommende Phosphor-Isotop und hat eine Kernspin-Quantenzahl von 1/2. Im Vergleich zum Wasserstoff beträgt die relative Empfindlichkeit nur 6,6 %. Der Resonanzbereich beträgt ca. 700 ppm (P₄ hat beispielsweise eine Verschiebung von -488 ppm). Als Standard wird im Allgemeinen 85%ige Phosphorsäure verwendet. Da Phosphor ein Spin-1/2-Kern ist, sind die Spektren sehr gut auszuwerten. Wenn zusätzlich der Wasserstoff entkoppelt wird, resultiert meist ein scharfes Signal. Die Phosphorverschiebung ist stark abhängig von seinen Bindungspartner, er ist also sehr gut für die Identifikation von bekannten Verbindungen geeignet. Bei unbekannten Verbindungen ist die Aussagekraft oft beschränkt, weil einem Spektrenbereich nur selten einer Verbindungsklasse exklusiv zuzuordnen ist. Eine grobe Einteilung:

Derivate mit              Chemische Verschiebung (δ in ppm)
3bindigem P               -180....+200
4bindigem P               -120....+130
5bindigem P               -100....- 20
6bindigem P               -220....-130

[Bearbeiten] Nasschemisch

Die quantitative und qualitative Bestimmung von Phosphor erfolgt über das Phosphat (genauer Orthophosphat PO₄^3-). Gebundener Phosphor wird hierzu gegebenenfalls durch oxidierenden Aufschluss in Phosphat überführt.

[Bearbeiten] Qualitativer Nachweis

Bei der Nachweisreaktion mit Ammoniummolybdat erhält man in saurer Lösung einen gelben Niederschlag von Ammoniummolybdophosphat:

$\mathrm{H_2PO_4^- + 12MoO_4^{2-} + 22H^+ + 3NH_4^+ \rightarrow (NH_4)_3[P(Mo_3O_{10})_4]} + 12H_2O$

In alkalischer Ammoniaklösung fällt Phosphat bei Anwesenheit von Magnesium-Ionen als Magnesiumammoniumphosphat aus:

$\mathrm{PO_4^{3-} + Mg^{2+} + NH_3 + H_2O \rightarrow MgNH_4PO_4}+ OH^-$

Der Nachweis ist auch in Form von Zirconiumhydrogenphosphat durchführbar:

$\mathrm{2H_3PO_4 + ZrOCl_2 \rightarrow Zr(HPO_4)_2}*H_2O + 2HCl$

Nicht korrekt ist, wie in vielen Lehrbüchern angegeben, die Form $Z r 3 (P O 4) 4$ , in wässrigen Lösungen bildet sich diese Verbindung nicht!

Historisch ist die Mitscherlich Probe zum Nachweis von weißem Phosphor interessant, die allem voran bei vermuteten Phosphorvergiftungen eingesetzt wurde. Hierbei wird der Mageninhalt mit Wasser erhitzt, wobei der weiße Phosphor, der mit dem Wasserdampf flüchtig ist, anschließend kondensiert und bei Berührung mit Luftsauerstoff durch ein Leuchten (Chemolumineszenz) in Erscheinung tritt.

Bei Strukturuntersuchungen von Verbindungen, in denen Phosphor enthalten ist, eignet sich die ³¹P-Kernresonanzspektroskopie.

[Bearbeiten] Quantitativer Nachweis

[Bearbeiten] Gravimetrie

Für eine gravimetrische Bestimmung kann aus Phosphat und Molybdationen in stark salzsaurer Lösung ein gelbes Molybdophosphation gebildet werden:

$\mathrm{H_2PO_4^- + 12[MoO_2Cl_3(H_2O)]^- \rightarrow [P(Mo_3O_{10})_4]^{3-} + 26H^+ + 36Cl^-}$

Mit 8-Hydroxychinolin (kurz HOx oder Oxin genannt) bildet sich ein schwer löslicher Niederschlag von Oxin-12-molybdo-1-phosphat, der anschließend bei 160 °C getrocknet und in wasserfreier Form gewogen wird.

$\mathrm{[P(Mo_3O_{10})_4]^{3-} + 3HOx + 3H^+ \rightarrow (H_2Ox)_3[P(Mo_3O_{10})_4]}$

Fällungsform: $\mathrm{(H_2Ox)_3[P(Mo_3O_{10})_4] \cdot xH_2O}$
Wägeform: $(H 2 Ox) 3 [P(Mo 3 O 10) 4]$ (Farbe: dunkelorange)

Der grobkristalline Niederschlag enthält nur 1,37 % Phosphor. Somit sind vor allem kleinere Phosphatmengen gut bestimmbar (→ Mikromol-Verfahren).

[Bearbeiten] Volumetrie

Volumetrische Phosphatbestimmungen werden durch Fällung mit La³⁺ oder mit Bi³⁺-Maßlösungen und anschließender Rücktitration mit EDTA durchgeführt.

[Bearbeiten] Verbindungen

[Bearbeiten] Sauerstoffverbindungen

Phosphor bildet verschiedene Oxide, die dem Adamantan ähnliche Strukturen bilden:

Davon abgeleitet kennt man die folgenden Sauerstoffsäuren sowie die dazugehörigen Salze:

Oxidationsstufe	Säuren	Salze
Phosphor(I)	Phosphinsäure	Phosphinate
Phosphor(III)	Phosphonsäure	Phosphonate
Phosphor(V)	ortho-Phosphorsäure	Phosphate
Phosphor(V)	Peroxophosphorsäure	Peroxophosphate

Im Vergleich zu den voran genannten Mono-Säuren, die ein Phosphor-Atom in ihrem Molekül aufweisen, gibt es Säuren mit zwei Phosphor-Atomen:

Oxidationsstufe	Säuren	Salze
Phosphor(II)	Hypodiphosphonsäure	Hypodiphosphonate
Phosphor(III)	Diphosphonsäure	Diphosphonate
Phosphor(IV)	Hypodiphosphorsäure	Hypodiphosphate
Phosphor(V)	Diphosphorsäure	Diphosphate
Phosphor(V)	Peroxodiphosphorsäure	Peroxodiphosphate

Bekannte Mineralien, die Phosphor als Bestandteil haben, sind

[Bearbeiten] Verbindungen mit Halogenen

Phosphorfluoride
Phosphorchloride
Phosphorbromide
Phosphoriodide

[Bearbeiten] Schwefelverbindungen

Phosphorsulfide

[Bearbeiten] Stickstoffverbindungen

Phosphornitride
Phosphorylnitrid (auch Sauerstoffverbindung)

[Bearbeiten] Wasserstoffverbindungen

Phosphane (die alten Bezeichnung Phosphine ist nicht mehr IUPAC-konform, wird aber in der chemischen Literatur, v. a. in der angelsächsischen, fast ausschließlich verwendet) bezeichnen Verbindungen des dreibindigen Phosphors mit Wasserstoff oder Ersatz einer oder mehrere Wasserstoffatome durch organischen Gruppen als Bindungspartner. Die organische Gruppe muss über die Kohlenstoffatome des Grundgerüstes direkt mit dem Phosphoratom verbunden sein. Wird die organische Gruppe durch ein Sauerstoffatom an das Phosphoratom gebunden (also Einheit P-O-C, z. B. im P(OPh)₃), spricht man von Phosphiten.

Phosphaalkine

Davon abgeleitet kennt man die folgenden Metallverbindungen:

Phosphide

[Bearbeiten] Organische Verbindungen

Hier sind besonders die Phosphorsäureester wichtig. In der Biochemie:

[Bearbeiten] Siehe auch

Wiktionary: Phosphor – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme und Übersetzungen

Commons: Phosphor – Bilder, Videos und/oder Audiodateien

Phosphorbombe

[Bearbeiten] Literatur

A. F. Holleman, Egon Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie. de Gruyter, Berlin, 1995, ISBN 3-11-012641-9
Erwin Riedel, Anorganische Chemie. de Gruyter, Berlin, 2002, ISBN 3-11-017439-1
John Emsley: Phosphor - ein Element auf Leben und Tod. Wiley-VCH, Weinheim 2001, ISBN 3-527-30421-5