Phosphor

(griechisch: phosphoros, "Lichtträger") auch: Phosphorus;

chemisches Element der dritten Periode und der fünften Hauptgruppe des Periodensystems. Phosphor gehört zusammen mit Stickstoff, Arsen, Antimon und Bismut zur Stickstoffgruppe.

Geschichte

Bei den Versuchen der Alchimisten, auf künstlichem Weg Gold herzustellen, entdeckte der Deutsche Henning Brandt um 1669 den so genannten Stein des Lichts: Phosphor. Brandt dampfte menschlichen Urin ein und beobachtete in seiner Versuchsapparatur einen weißen Dampf, der sich zu einer grünlich leuchtenden Masse verdickte. Dieser Stoff begann ohne erkennbaren Grund zu brennen und glimmte noch unter Wasser weiter. Nachdem er seine Entdeckung zunächst geheim gehalten hatte, bot er um 1675 den von ihm erzeugten Phosphor für ein entsprechendes Entgelt einigen Kollegen an. Im April 1676 stellte der Arzt Johannes Daniel Krafft den neuen Stoff erstmals am Hof des Kurfürsten Friedrich Wilhelms II. vor und nannte ihn Phosphorus mirabilis, den wunderbaren Lichtträger. In der Folgezeit erlangte der Stoff große Bekanntheit, und es wurden verschiedene Herstellungsverfahren entwickelt. Die Phosphor-Darstellung blieb lange Zeit eine langwierige Prozedur, deren Ausgangsstoff auch weiterhin Urin war. 1769 stellte der schwedische Mineraloge Gahn fest, dass auch in den Knochen Phosphor enthalten war, so dass man es mit entsprechenden Verfahren nun auch in größeren Mengen gewinnen konnte. Das im Prinzip noch heute gültige Verfahren zur Phosphorgewinnung wurde 1829 durch Friedrich Wöhler entwickelt. Die ersten nennenswerten Phosphormengen wurden seit Anfang des 19. Jahrhunderts bei der Zündholzherstellung verwendet.

Isotope

Phosphor hat nur ein stabiles Isotop, das die Massenzahl 31 hat. Außerdem sind gegenwärtig acht Radionuklide bekannt, von denen P-32 mit 14,3 Tagen und P-33 mit 25,3 Tagen die längsten Halbwertszeiten haben. Am schnellsten zerfällt P-28 mit einer Rate von nur 270 Millisekunden.

Eigenschaften

Phosphor ist ein Nichtmetall, das drei allotrophe Hauptmodifikationen hat: weißen, roten und schwarzen Phosphor. Die Ausbildungsformen unterscheiden sich in Struktur und Eigenschaften stark voneinander.

Weißer Phosphor ist eine weiche wachsartige Masse, die aus tetraedrischen P4-Molekülen aufgebaut ist und in Wasser unlöslich ist. Schon bei 44 °C geht er in eine flüssige Schmelze über, und bei 280 °C siedet er. Weißer Phosphor ist die reaktivste Modifikation des Elements. Im Dunkeln ist ein leichtes grünliches Fluoreszieren wahrnehmbar, das von der langsamen Oxidation zu P2O3 herrührt. In fein verteilter Form neigt weißer Phosphor zur Selbstentzündung und muss deshalb in einer Schutzflüssigkeit (Wasser) aufbewahrt werden. Phosphorbrand kann nicht mit Wasser gelöscht, sondern muss mit Sand erstickt werden. Diese Tatsache machte man sich im Zweiten Weltkrieg bei der Konstruktion von Brandbomben für die flächenhafte Zerstörung von Städten zu Nutze. Weißer Phosphor ist darüber hinaus sehr giftig.

Roter Phosphor ist ein amorphes Pulver mit tiefroter Färbung. Er steht in seinem Verhalten zwischen der weißen und der schwarzen Modifikation und kann unter Luftabschluss durch Erhitzen auf 250 °C aus weißen Phosphor erzeugt werden. Bei diesem Vorgang brechen die P4-Tetraeder auf, und ein unregelmäßiges Netzwerk aus Atomen entsteht. Diese Modifikation ist unlöslich, und seine Reaktivität ist weit geringer als die der weißen Form. Erst bei einer Temperatur über 260 °C ist die rote Modifikation brennbar. Der Schmelzpunkt liegt bei 620 °C. Roter Phosphor ist ungiftig. Wird er länger als eine Woche bei einer Temperatur über 550 °C erhitzt, bildet sich violetter Phosphor, auch Hittorf'scher Phosphor genannt, dessen Struktur recht komplex ist.

Schwarzer Phosphor ist ein schwarzes, leicht metallisch glänzendes, kristallines Pulver mit leicht schuppiger Konsistenz. In seiner Struktur erinnert er an Grafit (siehe Kohlenstoff). Ähnlich diesem ist es aus einem Schichtengitter aufgebaut, das aus Sechserringen gebildet wird. Anders als bei Grafit sind diese Ringe aber nicht eben, sondern wellenförmig. Schwarzer Phosphor leitet elektrischen Strom und steht in seinen Eigenschaften der roten Form nahe. Er ist unlöslich und hat die geringste Reaktivität aller Modifikationen.

Von den Phosphorverbindungen sollen an dieser Stelle folgende erwähnt werden: Phosphorwasserstoff (PH3), Phosphor(III)-chlorid (PCl3), Phosphor(IV)-chlorid (PCl4), Phosphor(V)-oxid (P2O5) und phosphorige Säure (H3PO3) sowie Phosphorsäure (H3PO4).

Vorkommen

Wegen seiner großen Affinität zu Sauerstoff kommt er in der Natur nicht elementar vor, sondern nur in Form seiner Phosphatmineralien. Der Anteil am Aufbau der Erdkruste beträgt schätzungsweise zwischen 0,10 und 0,12 Gewichtsprozent. Von der Vielzahl der Phosphatmineralien ist vor allem Apatit - insbesondere Fluorapatit - von industrieller Bedeutung. Des Weiteren sind Phosphorit, Pyromorphit (Bundbleierz), Türkis und Vivianit zu nennen. Manche Eisenerze enthalten große Phosphatmengen, die bei der Eisenaufbereitung als so genannte Thomasmehl anfallen und als Dünger verwendet werden. Längere Zeit war Guano, die phosphorhaltigen Ausscheidungen pazifischer Meeresvögel, eine wichtige Quelle zur Phosphatgewinnung. Auch heute noch ist Guano ein beliebtes Düngemittel.

Verwendung

Elementarer (roter) Phosphor wird in den Streichflächen von Zündhölzern verarbeitet. Weißer Phosphor wird in Brandbomben und Nebelgranaten eingesetzt. Der größte Teil des Phosphors wird aber zu Verbindungen weiterverarbeitet: zu Phosphorsäure (H3PO4), Phosphor(V)-oxid (P2O5) und besonders zu Phosphaten. Ein großer Teil der Produktionsmenge wird zu Düngemittel weiterverarbeitet. Früher waren in Waschmittel ebenfalls Phosphate enthalten, die aber wegen der Überdüngung von Oberflächengewässern durch die weniger schädlichen Zeolithe ersetzt wurden. Phosphate dienen als Futter- und Lebensmittelzusatzstoffe und werden in Medikamenten verarbeitet. Als Flammschutzmittel für Textilien wird Ammoniumphosphat ((NH4)3PO4) eingesetzt. Phosphorsäure (H3PO4) wird unter anderem zur Phosphatierung von Eisen als Korrosionsschutz verwendet. Verschiedene Phosphorverbindungen finden im Pflanzenschutz als wirksame Insektengifte Einsatz. Außerdem werden viele bei Synthesen der chemischen Industrie eingesetzt. P-32 wird in Medizin und Forschung als radioaktiver Tracer eingesetzt, um Stoffwechselprozesse beobachten zu können.

Biologische Bedeutung und Toxikologie

Phosphor ist für alle biologischen Organismen von essenzieller Bedeutung. Er ist Bestandteil der DNS (Desoxyribonukleinsäure), der Substanz also, auf der die Erbinformation gespeichert ist. In Form von ATP (Adenosintriphosphat) spielt es eine entscheidende Rolle beim Energiestoffwechsel. Er ist außerdem in Zuckerphosphaten, Phospholipiden und Coenzymen enthalten. Die Verfügbarkeit von Phosphat für Pflanzen wirkt vielfach als limitierender Faktor der Primärproduktion, so dass in landwirtschaftlichen Kulturen große Mengen phosphathaltigen Düngers ausgebracht werden müssen. Für Säugetiere ist Phosphor in Form seiner Verbindung Hydroxiapatit beim Aufbau der Knochen und Zähne bedeutsam. Im Körper eines erwachsenen Menschen mit einem durchschnittlichen Körpergewicht von 70 Kilogramm befindet sich eine Phosphormenge von ca. 700 Gramm, der größte Teil dieser Menge, ca. 600 Gramm, ist in der Verbindung Hydroxiapatit gespeichert. Anorganische Phosphate sind relativ harmlos, wohingegen weißer Phosphor - wie bereits erwähnt - und viele Phosphorverbindungen sehr giftig sind. Der Arbeitsschutzwert für die weiße Phosphormodifikation wurde mit 0,1 mg/m3 (MAK-Wert) festgelegt. Auch Phosphorwasserstoff (PH3) ist giftig. Es beeinträchtigt das zentrale Nervensystem und schädigt die Lunge (MAK-Wert: 0,1 ml/m3 bzw. 0,15 mg/m3). Als nervenlähmende Insektengifte werden Phosphorester eingesetzt.