Bílý fosfor je tvořen zmolekul P₄, které jsou příčinou jeho vysoké reaktivity. Je to měkká látka nažloutlé barvy (někdy se proto označuje jako žlutý fosfor), kterou lze krájet nožem; je značně jedovatý ana vzduchu samovznětlivý. Ve tmě jeho páry světélkují, protože dochází k jejichoxidaci vzdušným kyslíkem, při které vydávají světlo. Tento jev se nazývá chemiluminiscence, tzn. luminiscence vyvolaná chemickou reakcí. Je to právě fosforescence bílého fosforu, po které byl tento jev nazván. Pro dlouhodobější uchovávání musí být ponořen ve vodě, která brání jeho samovolnému vzplanutí. Je nerozpustný ve vodě, ale dobře se rozpouští vsirouhlíku CS₂. Bílý fosfor je velmi reaktivní látka, která se již za pokojové teploty slučuje smnoha prvky alátkami. Vteplém roztoku hydroxidu draselného KOH se rozpouští za vzniku fosfornanu draselného KH₂PO₂ afosfanu PH₃. Kovy, které se snadno redukují (především ušlechtilé kovy), vylučuje fosfor zjejich sloučenin azčásti snimi tvoří fosfidy, které jsou rovněž jedovaté.

Červený fosfor vzniká zahřátím bílého fosforu vinertním prostředí na 250°C vuzavřené nádobě. Tato přeměna probíhá iza normálních podmínek působením světla, ale velmi pomalu. Červený fosfor nesvětélkuje, je na vzduchu neomezeně stálý, není rozpustný vpolárních ani nepolárních rozpouštědlech (není rozpustný ve vodě ani vsirouhlíku), má teplotu tání 597°C, není jedovatý a světšinou prvků se slučuje až při vyšších teplotách. Reaktivnější než červený fosfor je světle červený fosfor, který je jemně rozptýlenou formou červeného fosforu. Tento fosfor vzniká varem bílého fosforu sbromidem fosforitým, rozpouští se vroztocích hydroxidů avytěsňuje některé kovy zroztoků jejich sloučenin.

Červený fosfor má polymerní strukturu avyskytuje se ve čtyřech modifikacích (např.fialový fosfor). Fialový fosfor má hustotu oněco vyšší než čistý červený fosfor apřipravuje se krystalizací zroztaveného olova. Při zahřívání se mění vbílý fosfor.^[5]

Fialový fosfor vzniká dlouhodobým zahříváním červeného fosforu na teplotu 550°C. Bývá označován jako Hittorfův fosfor, podle svého objevitele Johanna Wilhelma Hittorfa, který jej poprvé připravil roku 1865. Jeho struktura je tvořena řetězci fosforu, které jsou propojeny mezi sebou a tvoří roviny.^[6]

Černý fosfor je velmi stálý asvými fyzikálními vlastnostmi připomíná spíše kovy. Má kovový lesk, je tepelně ielektricky dobře vodivý amá vrstvenou polymerní strukturu. Svými chemickými vlastnosti se velmi podobá červenému fosforu, ale na vlhkém vzduchu se oxiduje rychleji. Vzniká zahříváním červeného fosforu pod tlakem za teploty přes 400°C nebo zahříváním bílého fosforu za teploty 200°C atlaku 12000 atmosfér nebo pohodlněji zahříváním bílého fosforu za teploty 380°C apřítomnosti jemně rozptýlené kovové rtuti. Ze všech modifikací je černý fosfor do teploty 550°C termodynamicky nejstabilnější.

Modrý fosfor je modifikací tvořenou mírně zvlněnou monovrstvou s šestiúhelníkovou mříží. Jedná se o polovodič, na rozdíl od černého fosforu má ale mnohem větší šířku pásma – 2 elektronvolty, tedy asi sedmkrát víc než fosfor černý.^[7] Existenci modrého fosforu předpověděli v roce 2014 na Michigan State University; tuto formu však analyticky potvrdili až v r. 2018 na Hemholtzově centru v Berlíně.^[8] Byl přitom poprvé připraven již v r. 2016 napařením na zlatý substrát.^[9]

• Toxických vlastností bílého fosforu se dodnes využívá při výrobě jedovatých nástrah na krysy ajiné hlodavce.
• Bílý fosfor se také využívá kvýrobě farmaceutických preparátů.
• Schopnost samovznícení bílého fosforu při styku se vzduchem se vpolovině minulého století využívalo kvýrobě samozápalných leteckých pum adělostřeleckých granátů. Zákeřnost těchto zbraní spočívala vtom, že hořící fosfor způsobuje mimořádně těžké a špatně hojitelné popáleniny. Je velmi obtížné jej uhasit (jediný spolehlivý způsob je zamezení přístupu kyslíku ponořením do vody – poté je nutno fosfor na tkáni odstranit).
• Do počátku 20.století se používal kvýrobě zápalek, později byl z důvodu toxicity zakázán^[10] (zneužíván k sebevraždám) anahradil jej bezpečnější červený fosfor (proto bezpečnostní zápalky).

• Přesto, že není samovznětlivý, je červený fosfor schopen vzplanout při silnějším lokálním zahřátí, vyvolaném např. mechanickým třením. Díky této vlastnosti je červený fosfor dodnes základní surovinou pro výrobu běžných kuchyňských zápalek. Zároveň se tyto vlastnosti uplatní při výrobě různých pyrotechnických potřeb – zápalky, roznětky adalší.
• Červený fosfor je výchozí surovinou pro přípravu téměř všech sloučenin obsahujících fosfor.
• Může být znečištěn stopami bílého fosforu (viz výše).

• Díky svým kovovým vlastnostem se nejvíce využívá velektrotechnice při výrobě polovodičů typu N (negativních), které mají elektronovou vodivost.

Elementární fosfor se vmenším množství přidává do slitin kovů pro úpravu jejich fyzikálních vlastností. Jeho přítomnost ve slitinách značně zvyšuje tvrdost (ale i křehkost) výsledného produktu. V tavenině působí fosfor lepší tekutost (zabíhavost). To se projevuje zejména u slitin mědi a u šedé litiny. Významné je legování fosforu do stříbrných pájek abronzů, ale iněkterých speciálních ocelí.

• Fosfor je součástí zubů a kostí ve formě fluoroapatitu.^[24][25] Denní doporučená dávka je 1200mg.
• V současné stravě se setkáváme s nadbytkem fosforu, je totiž obsažen v kolových nápojích (kyselina fosforečná zde jako E338^[26] v roli konzervantu-antioxidantu, regulátoru kyselosti i jako součást kyselé chuti nápoje), tavených sýrech (tavicí soli^[27] – fosforečnany E339-343^[28]) a uzeninách.^[29] Výživový význam tohoto zdroje fosforu (ve formě kyseliny fosforečné a fosforečnanů) je sporný, neboť v rámci metabolizmu dochází k vazbě na vápník a vyplavování z těla. Jinými slovy – úbytek vápníku z těla,^[30] vliv na osteoporózu^[30] a další.

• Fosforečnany (neboli fosfáty) jsou důležitá rostlinná hnojiva. Zfosforečnanu vápenatého se vyrábí hydrogenfosforečnan vápenatý, který je málo rozpustný ve vodě ado půdy se vsakuje postupně, adihydrogenfosforečnan vápenatý známý jako superfosfát, který je ve vodě dobře rozpustný ado půdy se dostává okamžitě. Vzemědělství se ale nepoužívají čistě fosforečnanová hnojiva, ale kombinovaná hnojiva, která jsou směsí sloučenin dusíkatých, draselných, sodných amnoha dalších, které rostliny potřebují krůstu.
• Vápenaté asodné fosforečnany se přidávají do zubních past.
• Kyselina fosforečná a rozpustné fosforečnany slouží jako součást odrezovacích roztoků pro odstraňování korozních produktů z povrchu železných konstrukcí, protože velmi snadno reagují soxidem železitým. Přímo na povrchu železa (ale také zinku a manganu) vytvářejí nerozpustné fosforečnany chemicky vázané do krystalové mřížky. Tento proces se nazývá fosfátování. Fosfátovaný povrch je vhodným podkladem pro nátěry. Fosfátovaný povrch má také dobré kluzné vlastnosti, proto se fosfátují polotovary určené k tváření za studena, například ocelové hlubokotažné plechy.
• Sodné soli kyseliny fosforečné se uplatňují jako součást prášků na praní nebo prostředků na mytí nádobí v automatických myčkách pro změkčení vody (Na₃PO₄), dále vpotravinářství při výrobě sýrů anakládání šunky Na₂HPO₄. Jejich přítomnost ve vodě má také antikorozivní účinky apřidávají se do cirkulačních vod pro vytápění (ústřední topení, průmyslové vyhřívací okruhy).
• Fosforečnany amonné (NH₄)₂HPO₄ aNH₄H₂PO₄ slouží vzemědělství jako velmi účinná hnojiva. Přidávají se také jako samozhášecí přísada do celulózy scílem zmenšit hořlavost výsledných výrobků (divadelní kulisy); používají se jako zpomalovač hoření při lesních požárech.^[31]

• Kyselina trihydrogenfosforečná H₃PO₄ je středně silná, trojsytná minerální kyselina. Vyrábí se spalováním elementárního fosforu vpřítomnosti vodní páry. Koncentrovaná kyselina fosforečná je těžká, viskosní kapalina svelmi vysokým bodem varu. Vpevném stavu je to bezbarvá krystalická látka, silně hygroskopická. Tvoří celkem 3řady solí – fosforečnany (PO₄)³⁻, hydrogenfosforečnany (HPO₄)²⁻ adihydrogenfosforečnany (H₂PO₄)⁻.
• Kyselina fosforitá H₃PO₃.
• Kyselina fosforičitá H₄P₂O₆.
• Kyselina fosforná H₃PO₂.
• Kyselina metafosforečná HPO₃.

Některé kyseliny fosforu dokážou polymerovat.

• Oxid fosforečný se vyskytuje ve formě molekul P₄O₁₀ aje to bílá, silně hygroskopická krystalická látka. Připravuje se spalováním bílého fosforu za dostatečného přístupu vzduchu. Reakcí svodou vznikají různé formy fosforečných kyselin. Vpraxi se používá pro sušení plynů, protože velmi ochotně arychle absorbuje istopy vodních par.
• Oxid fosforitý má vzorec P₄O₆. Jedná se o bílou, velmi jedovatou krystalickou látku. Ve studené vodě se pozvolna rozpouští za vzniku kyseliny fosforité avhorké vodě se rozkládá za vzniku fosfanu akyseliny trihydrogenfosforečné. Oxid fosforitý se vyrábí spalováním bílého fosforu za nedostatečného přístupu vzduchu.
• Oxid fosforičitý tvoří také dimer P₂O₄, který tvoří bezbarvé, silně lesklé krystaly. Ve vodě se rozpouští za značného vývoje tepla arozpouští se za vzniku kyseliny fosforité akyseliny trihydrogenfosforečné. Připravuje se termickým rozkladem oxidu fosforitého.

Chloridy fosforu jsou celkem tři.

• Chlorid fosfornatý PCl₂ je nesnadno získatelná látka, která vzniká působením elektrického výboje na směs PCl₃ aH₂. Je to bezbarvá olejovitá kapalina, silně páchnoucí po fosforu.
• Chlorid fosforitý PCl₃ vzniká spalováním fosforu vpřítomnosti chloru, je to bezbarvá kapalina.
• Chlorid fosforečný PCl₅ vzniká spalováním fosforu vnadbytku chloru, je to bílá krystalická látka, která při 100°C sublimuje aniž taje. Vysoce toxický.^[10] PCl₃ aPCl₅ ve vodě hydrolyzují za vzniku svých trojsytných kyselin.

Sloučeniny svodíkem jsou jedovaté aznačně reaktivní.

• Fosfan PH₃ je jedovatý plyn, zápach po rybině^[10] či česneku^[32] způsobují nečistoty z výroby.^[32] Fosfan lze nejlépe připravit působením vody na jodid fosfonia [PH₄]I.
• Difosfan P₂H₄ je samozápalná kapalina.

• Nitrid fosforečný P₃N₅ je bezbarvý prášek, bez chuti azápachu. Připravuje se působením amoniaku na sulfid fosforečný.

• Organofosfáty – estery kyseliny fosforečné. Vzhledem k vícesytnosti kyseliny existují mono-, di- a triestery, na rozdíl o monoesterů karboxylových kyselin. Přírodní výskyt i umělá syntéza. Biologicky aktivní, z čehož vyplývá existence biomolekul (DNA, RNA, kofaktory…) i toxicita látek, čehož se využívá v lidské činnosti – insekticidy, herbicidy, nervově paralytické chemické zbraně (zejména sarin, soman, tabun, VX) – blokace cholinesterázy.

• Cotton F.A., Wilkinson J.: Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
• Holzbecher Z.: Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
• Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1.díl, 1.vydání 1961
• N.N.Greenwood – A.Earnshaw, Chemie prvků 1.díl, 1.vydání 1993 ISBN80-85427-38-9

• Fosfor-32

• 👁 Image
  Obrázky, zvuky či videa k tématu fosfor na Wikimedia Commons
• 👁 Image
  Slovníkové heslo fosfor ve Wikislovníku
• (česky) Chemický vzdělávací portál
• (anglicky) eMedicine.com: Article on White Phosphorus as used as weapon
• Website of the Technische Universität Darmstadt and the CEEP about Phosphorus Recovery