ฟอสฟอรัส

ฟอสฟอรัส, ₁₅P

รูปแบบต่าง ๆ ของฟอสฟอรัส สีขาวลักษณะคล้ายขี้ผึ้ง สีแดง สีแดงและสีม่วง สีดำ
ฟอสฟอรัส
การออกเสียงในภาษาอังกฤษ	/ˈfɒsfərəs/ ​(FOS-fər-əs)
อัญรูป	ขาว, แดง, ม่วง, ดำ และอื่น ๆ (ดูที่ อัญรูปของฟอสฟอรัส)
ลักษณะปรากฏ	ฟอสฟอรัสขาว, แดง และม่วงมีลักษณะคล้ายขี้ผึ้ง ส่วนฟอสฟอรัสขาวมีลักษณะวาวแบบโลหะ
น้ำหนักอะตอมมาตรฐาน Ar°(P)
	30.973761998±0.000000005 30.974±0.001 (ฉบับย่อ)
ความอุดมสมบูรณ์
ในเปลือกโลก	5.2 (ซิลิคอน = 100)
ฟอสฟอรัสในตารางธาตุ
Hydrogen Helium Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon Sodium Magnesium Aluminium Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon Caesium Barium Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury (element) Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson N ↑ P ↓ As ซิลิคอน ← ฟอสฟอรัส → กำมะถัน
เลขอะตอม (Z)	15
หมู่	15
คาบ	คาบที่ 3
บล็อก	บล็อก-p
การจัดเรียงอิเล็กตรอน	[Ne] 3s2 3p3
อิเล็กตรอนต่อระดับพลังงาน	2, 8, 5
สมบัติทางกายภาพ
สถานะ ที่ STP	ของแข็ง
จุดหลอมเหลว	สีขาว: 317.3 K ​(44.15 °C, ​111.5 °F) สีแดง: ∼860 K (∼590 °C, ∼1090 °F)
จุดเดือด	สีขาว: 553.7 K ​(280.5 °C, ​536.9 °F)
จุดระเหิด	สีแดง: ≈689.2–863 K ​(≈416–590 °C, ​≈780.8–1094 °F) สีม่วง: 893 K (620 °C, 1148 °F)
ความหนาแน่น (ใกล้ ร.ท.)	สีขาว: 1.823 g/cm3 สีแดง: ≈2.2–2.34 g/cm3 สีม่วง: 2.36 g/cm3 สีดำ: 2.69 g/cm3
ความร้อนของการหลอมเหลว	สีขาว: 0.66 kJ/mol
ความร้อนของการกลายเป็นไอ	สีขาว: 51.9 kJ/mol
ความจุความร้อนโมลาร์	23.824 J/(mol·K) (สีขาว)
ความดันไอ (สีขาว) P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 279 307 342 388 453 549
ความดันไอ (สีแดง) P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 455 489 529 576 635 704
สมบัติของอะตอม
สถานะออกซิเดชัน	ทั่วไป: −3, +3, +5 −2, −1, 0, +1, +2, +4
สภาพไฟฟ้าลบ	สเกลเพาลิง: 2.19
พลังงานไอออไนเซชัน	ลำดับที่ 1: 1011.8 kJ/mol ลำดับที่ 2: 1907 kJ/mol ลำดับที่ 3: 2914.1 kJ/mol (เพิ่มเติม)
รัศมีโคเวเลนต์	107±3 pm
รัศมีแวนเดอร์วาลส์	180 pm
เส้นสเปกตรัมของฟอสฟอรัส
สมบัติอื่น ๆ
โครงสร้างผลึก	α-สีขาว: ​body-centered cubic (bcc) (cI232)
ค่าคงที่แลตทิซ	a = 1.869 nm (ที่ 20 °C)
โครงสร้างผลึกแบบที่ 2	สีดำ: ​orthorhombic (oS8)
ค่าคงที่แลตทิซแบบที่ 2	a = 0.33137 nm b = 1.0477 nm c = 0.43755 nm (ที่ 20 °C)
การนำความร้อน	สีขาว: 0.236 W/(m⋅K) สีดำ: 12.1 W/(m⋅K)
สมบัติแม่เหล็ก	ขาว, แดง, ม่วง, ดำ: ไดอะแมกเนติก
สภาพรับไว้ได้ทางแม่เหล็กเชิงโมล	−20.8×10−6 cm3/mol (293 K)
มอดุลัสเชิงปริมาตร	สีขาว: 5 GPa สีแดง: 11 GPa
เลขทะเบียน CAS	7723-14-0 (สีแดง) 12185-10-3 (สีขาว)
ประวัติ
การตั้งชื่อ	มาจากภาษากรีก Φωσφόρος หมายถึง 'ผู้นำแสง' (light-bearer)
การค้นพบ	เฮนนิก บรันต์ (1669)
ได้รับการยอมรับว่าเป็นธาตุโดย	อ็องตวน ลาวัวซีเย (1777)
ไอโซโทปของฟอสฟอรัส
ไอโซโทปหลัก การสลายตัว ไอโซโทป ความอุดมสมบูรณ์ ครึ่งชีวิต (t1/2) รูปแบบ ผลิตภัณฑ์ 31P 100% stable 32P trace 14.269 d β− 32S 33P trace 25.35 d β− 33S

ฟอสฟอรัส (อังกฤษ: phosphorus) เป็นธาตุเคมีที่มีสัญลักษณ์ P และเลขอะตอม 15 ธาตุฟอสฟอรัสในทุกรูปแบบมีความไวต่อปฏิกิริยาสูงมาก ดังนั้นจึงไม่พบในรูปอิสระในธรรมชาติ ฟอสฟอรัสในรูปธาตุสามารถเตรียมขึ้นได้จากการสังเคราะห์ โดยมีอัญรูปที่พบบ่อยที่สุดสองชนิดคือ ฟอสฟอรัสขาว และ ฟอสฟอรัสแดง ด้วยการมี ³¹P เป็นไอโซโทปที่เสถียรเพียงชนิดเดียว ฟอสฟอรัสจึงมีความอุดมสมบูรณ์ในเปลือกโลกประมาณ 0.1% โดยทั่วไปจะพบในรูปของหินฟอสเฟต ฟอสฟอรัสเป็นสมาชิกในกลุ่มนิกโทเจน ซึ่งสามารถก่อตัวเป็นสารประกอบอินทรีย์และสารประกอบอนินทรีย์ที่หลากหลาย โดยมีสถานะออกซิเดชันหลักคือ +5, +3 และ −3

การแยกฟอสฟอรัสขาวได้ใน ค.ศ. 1669 โดย เฮนนิก บรันต์ ถือเป็นการค้นพบธาตุครั้งแรกของชุมชนวิทยาศาสตร์นับตั้งแต่ยุคโบราณ ชื่อฟอสฟอรัสอ้างอิงถึงเทพแห่งดาวประกายพรึกในเทพปกรณัมกรีก ซึ่งได้รับแรงบันดาลใจจากแสงเรืองรองจาง ๆ ของฟอสฟอรัสขาวเมื่อสัมผัสกับออกซิเจน สมบัตินี้ยังเป็นที่มาของคำว่า การเรืองแสงค้าง (phosphorescence) ซึ่งหมายถึงการเรืองแสงหลังจากได้รับแสงสว่าง แม้ว่าตัวฟอสฟอรัสขาวเองจะไม่ได้แสดงสมบัติการเรืองแสงค้าง แต่แสดงสมบัติการเรืองแสงทางเคมีที่เกิดจากการออกซิเดชันของตัวมันเอง ด้วยความเป็นพิษที่สูงทำให้การสัมผัสฟอสฟอรัสขาวนั้นอันตรายมาก ขณะที่สมบัติการติดไฟและความสามารถในการลุกไหม้ได้เองสามารถนำไปใช้เป็นอาวุธในรูปแบบของระเบิดเพลิงได้ ส่วนฟอสฟอรัสแดงนั้นมีอันตรายน้อยกว่าและใช้ในการผลิตไม้ขีดไฟและสารหน่วงไฟ

การผลิตฟอสฟอรัสในภาคอุตสาหกรรมส่วนใหญ่มุ่งเน้นไปที่การทำเหมืองและการเปลี่ยนหินฟอสเฟตให้เป็นกรดฟอสฟอริกสำหรับทำปุ๋ยฟอสเฟต ฟอสฟอรัสเป็นสารอาหารจำกัดที่จำเป็นสำหรับพืช แม้ว่าระดับตามธรรมชาติจะถูกรักษาไว้ตามกาลเวลาผ่านวัฏจักรฟอสฟอรัส แต่มันก็ช้าเกินไปสำหรับการฟื้นฟูหน้าดินที่ผ่านการเพาะปลูกอย่างเข้มข้น ด้วยเหตุนี้ ปุ๋ยเหล่านี้จึงมีความสำคัญอย่างยิ่งต่อเกษตรกรรมสมัยใหม่ ผู้ผลิตแร่ฟอสเฟตรายใหญ่ใน ค.ศ. 2024 ได้แก่ จีน โมร็อกโก สหรัฐอเมริกา และรัสเซีย โดยโมร็อกโกเพียงประเทศเดียวมีปริมาณสำรองฟอสเฟตที่คาดว่าสามารถขุดเจาะได้ถึงสองในสามของโลก การใช้งานอื่น ๆ ของสารประกอบฟอสฟอรัสรวมถึงยาฆ่าแมลง, วัตถุเจือปนอาหาร และสารซักฟอก

ฟอสฟอรัสเป็นสิ่งจำเป็นต่อชีวิตทุกรูปแบบที่เรารู้จัก โดยส่วนใหญ่อยู่ในรูปของออร์กาโนฟอสเฟต ซึ่งเป็นสารประกอบอินทรีย์ที่มีไอออนฟอสเฟต PO3−4 เป็นหมู่ฟังก์ชัน สิ่งเหล่านี้รวมถึง DNA, RNA, ATP และฟอสโฟลิพิด ซึ่งเป็นสารประกอบเชิงซ้อนที่เป็นพื้นฐานของการทำงานของเซลล์ทั้งหมด ส่วนประกอบหลักของกระดูกและฟัน หรือแร่กระดูก คือรูปแบบหนึ่งของไฮดรอกซีอะพาไทต์ที่ถูกดัดแปลง ซึ่งตัวมันเองก็เป็นแร่ฟอสฟอรัสชนิดหนึ่ง

ประวัติศาสตร์

ภาพ นักเล่นแร่แปรธาตุในการค้นหาศิลานักปราชญ์ (ค.ศ. 1771) โดย โจเซฟ ไรต์ แสดงภาพของเฮนนิก บรันต์ ขณะค้นพบฟอสฟอรัส

ฟอสฟอรัสถือเป็นธาตุแรกที่ถูก "ค้นพบ" ในแง่ที่ว่ามันไม่ได้เป็นที่รู้จักกันมาตั้งแต่สมัยโบราณ การค้นพบนี้ยกให้เป็นเกียรติแก่เฮนนิก บรันต์ นักเล่นแร่แปรธาตุชาวฮัมบวร์คใน ค.ศ. 1669 ซึ่งในขณะนั้นเขากำลังพยายามสร้างศิลานักปราชญ์ในตำนานขึ้นมา ด้วยเหตุนี้ เขาจึงได้ทดลองกับปัสสาวะ ซึ่งมีสารประกอบฟอสเฟตที่ละลายอยู่เป็นจำนวนมากจากระบบเผาผลาญตามปกติของร่างกาย บรันต์ปล่อยให้ปัสสาวะเกิดการบูดเน่า (ซึ่งเป็นขั้นตอนที่ถูกค้นพบในภายหลังว่าไม่มีความจำเป็น) จากนั้นจึงต้มเคี่ยวจนกลายเป็นสารข้นเหนียว แล้วนำไปกลั่นด้วยอุณหภูมิสูงก่อนจะส่งไอที่เกิดขึ้นผ่านน้ำ เขาได้สารสีขาวลักษณะคล้ายไขที่สามารถเรืองแสงได้ในที่มืดและเผาไหม้อย่างรุ่งโรจน์ เขาจึงตั้งชื่อสารนี้เป็นภาษาละตินว่า ละติน: phosphorus mirabilis, แปลตรงตัว 'ความหมายคือ "ตัวนำพาแสงอันน่าอัศจรรย์"' ตัวคำว่าฟอสฟอรัสเอง (กรีกโบราณ: Φωσφόρος, อักษรโรมัน: Phōsphoros, แปลตรงตัว 'ความหมายคือ "ผู้นำพาแสง"') มีที่มาจากเทพปกรณัมกรีก ซึ่งอ้างอิงถึงเทพแห่งดาวประกายพรึก หรือที่รู้จักกันในปัจจุบันว่าดาวศุกร์

ในตอนแรกบรันต์พยายามเก็บวิธีนี้ไว้เป็นความลับ แต่ต่อมาได้ขายสูตรดังกล่าวในราคา 200 ธาเลอร์ ให้แก่ โยฮันน์ ดาเนียล คราฟต์ จากเดรสเดิน คราฟต์ได้นำสารนี้ออกตระเวนจัดแสดงไปทั่วแถบยุโรป รวมถึงลอนดอน ซึ่งเขาได้เข้าพบกับโรเบิร์ต บอยล์ ข้อเท็จจริงสำคัญที่ว่าสารนี้ทำมาจากปัสสาวะได้รับการเปิดเผยในเวลาต่อมา และโยฮันน์ คุนเคิล สามารถผลิตซ้ำได้สำเร็จในสวีเดนเมื่อ ค.ศ. 1678 จนกระทั่งใน ค.ศ. 1680 บอยล์ก็ประสบความสำเร็จในการผลิตฟอสฟอรัสเช่นกันและได้ตีพิมพ์วิธีการผลิตออกเผยแพร่ เขาเป็นบุคคลแรกที่ใช้ฟอสฟอรัสในการจุดไฟบนก้านไม้เคลือบกำมะถัน ซึ่งเป็นต้นแบบของไม้ขีดไฟในปัจจุบัน และยังได้ปรับปรุงกระบวนการผลิตโดยการใช้ทรายร่วมในปฏิกิริยา:

4 NaPO₃ + 2 SiO₂ + 10 C → 2 Na₂SiO₃ + 10 CO + P₄

แอมโบรส ก็อดฟรีย์ ผู้ช่วยของบอยล์ ได้นำกระบวนการผลิตฟอสฟอรัสนี้ไปทำเป็นธุรกิจการค้าในเวลาต่อมา

ใน ค.ศ. 1777 อ็องตวน ลาวัวซีเย ได้ประกาศยอมรับว่าฟอสฟอรัสเป็นธาตุเคมี หลังจากที่โยฮัน ก็อตต์ลีบ กาห์น และคาร์ล วิลเฮล์ม เชเลอ ได้พิสูจน์ให้เห็นใน ค.ศ. 1769 ว่าพบแคลเซียมฟอสเฟตในกระดูก โดยพวกเขาสามารถสกัดธาตุฟอสฟอรัสออกมาได้จากเถ้ากระดูก ส่งผลให้เถ้ากระดูกกลายเป็นแหล่งวัตถุดิบหลักในทางอุตสาหกรรมสำหรับผลิตฟอสฟอรัสตั้งแต่นั้นมาจนถึงคริสต์ทศวรรษ 1840 กระบวนการนี้ประกอบด้วยหลายขั้นตอน ขั้นแรกคือการบดกระดูกให้อยู่ในรูปไตรแคลเซียมฟอสเฟต แล้วบำบัดด้วยกรดซัลฟิวริก:

Ca₃(PO₄)₂ + 2 H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2 CaSO₄

จากนั้นนำมอนอแคลเซียมฟอสเฟตที่ได้มาขจัดน้ำออก (dehydrating):

Ca(H₂PO₄)₂ → Ca(PO₃)₂ + 2 H₂O

ขั้นตอนสุดท้ายคือการนำแคลเซียมเมตาฟอสเฟตที่ได้ไปผสมกับถ่านหินบดหรือถ่านไม้ในหม้อเหล็ก แล้วทำการกลั่นไอของฟอสฟอรัสออกมาจากเรตอร์ท (หม้อกลั่น):

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

ด้วยวิธีนี้ ฟอสฟอรัสสองในสามส่วนจะถูกเปลี่ยนเป็นฟอสฟอรัสขาว ในขณะที่อีกหนึ่งส่วนจะยังคงเหลืออยู่ในกากตะกอนในรูปแคลเซียมออร์โทฟอสเฟต ส่วนคาร์บอนมอนอกไซด์ที่เกิดขึ้นระหว่างกระบวนการปฏิกิริยาจะถูกเผาทิ้งในปล่องเผาก๊าซ (flare stack)

การทำเหมืองมูลนก (Guano) บริเวณตอนกลางของหมู่เกาะชินชา ราว ค.ศ. 1860

ไม้ขีดไฟจาก ค.ศ. 1828 ก้านไม้ขีดเคลือบกำมะถันจะถูกจุ่มลงในของเหลวที่มีส่วนผสมของฟอสฟอรัสขาว และจะจุดติดไฟขึ้นเมื่อดึงออกจากขวด

คนงานกำลังดูแลเตาถลุงฟอสเฟตระบบไฟฟ้าในมัสเซิลโชลส์ รัฐแอลาแบมา ค.ศ. 1942

การระเบิดของกระสุนฟอสฟอรัสขาวในฝรั่งเศสระหว่างสงครามโลกครั้งที่หนึ่ง (ค.ศ. 1918)

ใน ค.ศ. 1609 อินกา การ์ซิลาโซ เด ลา เวกา ได้เขียนหนังสือชื่อ Comentarios Reales ซึ่งเขาได้อธิบายถึงแนวปฏิบัติด้านเกษตรกรรมหลายประการของชาวอินกาก่อนที่ชาวสเปนจะเดินทางมาถึง และได้แนะนำให้รู้จักการใช้มูลนก (guano) เป็นปุ๋ย ตามที่การ์ซิลาโซได้อธิบายไว้ ชาวอินกาที่อาศัยอยู่ใกล้ชายฝั่งจะเก็บเกี่ยวเก็บรวบรวมมูลนกเหล่านี้ ต่อมาในช่วงต้นคริสต์ทศวรรษ 1800 อเล็คซันเดอร์ ฟ็อน ฮุมบ็อลท์ ได้นำมูลนกเข้ามาเผยแพร่ในยุโรปเพื่อใช้เป็นแหล่งปุ๋ยสำหรับการเกษตร หลังจากที่เขาได้ค้นพบมูลนกในปริมาณมหาศาลที่สามารถนำมาใช้ประโยชน์เชิงพาณิชย์ได้บนเกาะต่าง ๆ นอกชายฝั่งอเมริกาใต้ มีรายงานว่าในช่วงเวลาที่ค้นพบนั้น มูลนกบนเกาะบางแห่งมีความหนาสะสมมากกว่า 30 เมตร ก่อนหน้านี้มูลนกเคยถูกใช้งานโดยชาววัฒนธรรมโมเช (Moche culture) เพื่อเป็นแหล่งปุ๋ย โดยพวกเขาทำการขุดและขนส่งกลับไปยังเปรูด้วยเรือ ทว่าการค้าระหว่างประเทศของมูลนกนั้นไม่ได้เริ่มต้นขึ้นจนกระทั่งหลัง ค.ศ. 1840 เมื่อเข้าสู่ต้นคริสต์ศตวรรษที่ 20 มูลนกก็ถูกขุดนำมาใช้จนเกือบจะหมดสิ้น และในที่สุดก็ถูกแทนที่ด้วยการค้นพบวิธีการผลิตซูเปอร์ฟอสเฟต

ไม้ขีดไฟในยุคแรกมีส่วนผสมของฟอสฟอรัสขาว ซึ่งมีความอันตรายอย่างมากเนื่องจากความเป็นพิษของตัวมันเองรวมถึงวิธีการจุดติดไฟ ไม้ขีดไฟแบบขีดติดกล่องที่มีหัวเป็นฟอสฟอรัสชนิดแรกถูกคิดค้นขึ้นโดยชาร์ลส์ โซเรีย ใน ค.ศ. 1830 ไม้ขีดไฟเหล่านี้ (รวมถึงรุ่นที่ปรับปรุงต่อมา) ทำขึ้นจากหัวไม้ขีดที่มีฟอสฟอรัสขาว สารประกอบที่ให้ออกซิเจน (โพแทสเซียมคลอเรต, ลีดไดออกไซด์ หรือบางครั้งเป็นไนเตรต) และสารยึดเกาะ พวกมันเป็นพิษต่อคนงานในโรงงานผลิต โดยการสัมผัสกับไอระเหยจะทำให้เกิดภาวะเนื้อตายเน่าอย่างรุนแรงที่บริเวณกระดูกขากรรไกร ซึ่งรู้จักกันในชื่อ "ขากรรไกรฟอสฟอรัส" (phossy jaw) นอกจากนี้ ไม้ขีดไฟเหล่านี้ยังไวต่อสภาวะการเก็บรักษา เป็นพิษหากกลืนกิน และเป็นอันตรายอย่างยิ่งเมื่อเกิดจุดติดไฟขึ้นโดยอุบัติเหตุบนพื้นผิวที่ขรุขระ ความเสี่ยงที่สูงมากสำหรับคนงานโรงงานไม้ขีดไฟนี้กลายเป็นชนวนเหตุสำคัญของการเกิดการนัดหยุดงาน (industrial action) ในยุคแรก ๆ หลายครั้ง เช่น การนัดหยุดงานของสาวโรงงานไม้ขีดไฟในลอนดอน ค.ศ. 1888

การค้นพบฟอสฟอรัสแดงทำให้สามารถพัฒนาไม้ขีดไฟที่มีความปลอดภัยมากขึ้นทั้งในการใช้งานและการผลิต นำไปสู่การแทนที่ฟอสฟอรัสขาวในไม้ขีดไฟอย่างค่อยเป็นค่อยไป นอกจากนี้ ราว ค.ศ. 1900 นักเคมีชาวฝรั่งเศส อ็องรี เซแวน และเอมีล ดาวิด คาแอน ได้คิดค้นไม้ขีดไฟแบบขีดติดทุกที่ (strike-anywhere match) ในยุคปัจจุบันขึ้น โดยเปลี่ยนจากการใช้ฟอสฟอรัสขาวมาเป็นฟอสฟอรัสเซสควิซัลไฟด์ (P₄S₃) ซึ่งเป็นสารประกอบที่ไม่เป็นพิษและไม่เกิดการลุกไหม้ได้เองในอากาศ (non-pyrophoric) แต่จะจุดติดไฟได้ภายใต้แรงเสียดทาน ไม้ขีดไฟแบบขีดติดทุกที่ที่ปลอดภัยกว่านี้ได้รับความนิยมอย่างมากในช่วงเวลาหนึ่ง แต่ในระยะยาวก็ถูกทดแทนด้วยไม้ขีดไฟนิรภัยแบบใช้ฟอสฟอรัสแดงในปัจจุบัน หลังจากการนำวิธีการผลิตใหม่เหล่านี้มาใช้ การผลิตไม้ขีดไฟฟอสฟอรัสขาวจึงถูกสั่งห้ามในหลายประเทศระหว่าง ค.ศ. 1872 ถึง ค.ศ. 1925 และได้มีการลงนามในสนธิสัญญาระหว่างประเทศเพื่อการนี้ตามอนุสัญญาแบร์น

หินฟอสเฟต ซึ่งโดยปกติจะมีแคลเซียมฟอสเฟตผสมอยู่ ถูกนำมาใช้เป็นครั้งแรกใน ค.ศ. 1850 เพื่อผลิตฟอสฟอรัส และเมื่อมีการนำเตาถลุงแบบอาร์กฝังสำหรับผลิตฟอสฟอรัส (submerged-arc furnace) เข้ามาใช้โดยเจมส์ เบอร์เจส รีดแมน ใน ค.ศ. 1888 (ได้รับสิทธิบัตรใน ค.ศ. 1889) การใช้เถ้ากระดูกก็กลายเป็นสิ่งล้าสมัยและหมดความนิยมไป ประกอบกับการหมดลงของแหล่งมูลนกทั่วโลกในช่วงเวลาใกล้เคียงกัน ฟอสเฟตจากแร่ธาตุจึงกลายมาเป็นแหล่งวัตถุดิบหลักในการผลิตปุ๋ยฟอสเฟต ปริมาณการผลิตหินฟอสเฟตเพิ่มขึ้นอย่างมหาศาลหลังสงครามโลกครั้งที่สอง และยังคงเป็นแหล่งวัตถุดิบหลักระดับโลกสำหรับฟอสฟอรัสและสารเคมีฟอสฟอรัสมาจนถึงปัจจุบัน

วิธีการใช้เตาไฟฟ้าช่วยให้กำลังการผลิตเพิ่มขึ้นจนถึงจุดที่สามารถนำฟอสฟอรัสขาวไปดัดแปลงเป็นอาวุธในสงครามได้ ในสงครามโลกครั้งที่หนึ่ง มันถูกนำไปใช้ในกระสุนเพลิง ฉากควัน และกระสุนส่องวิถี นอกจากนี้ยังมีการพัฒนากระสุนเพลิงชนิดพิเศษขึ้นมาเพื่อใช้ยิงถล่มเรือเหาะเซพเพลินที่บรรจุด้วยก๊าซไฮโดรเจนเหนือน่านฟ้าสหราชอาณาจักร (เนื่องจากก๊าซไฮโดรเจนเป็นสารที่ไวไฟสูง)

ในช่วงสงครามโลกครั้งที่สอง โมโลตอฟค็อกเทลที่ทำจากฟอสฟอรัสละลายในน้ำมันเบนซินถูกแจกจ่ายในสหราชอาณาจักรให้แก่พลเรือนกลุ่มเฉพาะ เพื่อเป็นส่วนหนึ่งของการเตรียมพร้อมต่อต้านการบุกครองของสหราชอาณาจักรในช่วงสงครามโลกครั้งที่สอง ทางด้านสหรัฐอเมริกาก็ได้ระเบิดขว้างฟอสฟอรัสขาวรุ่น M15 ขึ้น ซึ่งเป็นรุ่นก่อนหน้าของระเบิดขว้าง M34 ในขณะที่สหราชอาณาจักรก็ได้นำระเบิดขว้างหมายเลข 77 ที่มีลักษณะคล้ายกันมาใช้งาน ระเบิดขว้างอเนกประสงค์เหล่านี้ส่วนใหญ่ใช้สำหรับการส่งสัญญาณและสร้างฉากควัน แม้ว่าพวกมันจะมีประสิทธิภาพสูงในฐานะอาวุธสังหารบุคคลด้วยก็ตาม ความยากลำบากในการดับไฟฟอสฟอรัสที่กำลังลุกไหม้รวมถึงบาดแผลไหม้ที่รุนแรงมากส่งผลกระทบทางจิตวิทยาอย่างหนักต่อศัตรู ระเบิดเพลิงฟอสฟอรัสถูกนำมาใช้ในวงกว้าง โดยเฉพาะอย่างยิ่งในเหตุการณ์การทิ้งระเบิดที่ฮัมบวร์คในสงครามโลกครั้งที่สอง ซึ่งส่งผลให้เมืองฮัมบวร์คอันเป็นสถานที่ที่ "ตัวนำพาแสงอันน่าอัศจรรย์" นี้ถูกค้นพบเป็นครั้งแรกต้องถูกทำลายลงอย่างย่อยยับ

คุณลักษณะ

ไอโซโทป

บทความหลัก: ไอโซโทปของฟอสฟอรัส

ฟอสฟอรัสมีไอโซโทปที่รู้จักกันทั้งหมด 22 ชนิด ตั้งแต่ ²⁶P ไปจนถึง ⁴⁷P โดยมีเพียง ³¹P เท่านั้นที่เป็นไอโซโทปเสถียร ดังนั้นจึงมีปริมาณความอุดมในธรรมชาติคิดเป็นร้อยละ 100 การมีสปินนิวเคลียร์เท่ากับ 1/2 และความอุดมที่สูงมากของ ³¹P ทำให้สเปกโทรสโกปีฟอสฟอรัส-31 นิวเคลียร์แมกเนติกเรโซแนนซ์ (NMR) เป็นเครื่องมือวิเคราะห์ที่มีประโยชน์อย่างยิ่งในการศึกษาตัวอย่างที่มีฟอสฟอรัสเป็นส่วนประกอบ

ไอโซโทปกัมมันตรังสีของฟอสฟอรัส 2 ชนิดมีครึ่งชีวิตที่เหมาะสมสำหรับใช้ในการทดลองทางวิทยาศาสตร์ชีวภาพ และถูกนำมาใช้เป็นตัวติดตามกัมมันตรังสี (radioactive tracers) ในห้องปฏิบัติการชีวเคมี ได้แก่:

• ³²P เป็นสารปลดปล่อยอนุภาคบีตา (1.71 MeV) มีครึ่งชีวิต 14.3 วัน ซึ่งถูกนำมาใช้เป็นประจำในห้องปฏิบัติการวิทยาศาสตร์ชีวภาพ โดยหลักแล้วใช้ในการผลิตดีเอ็นเอและอาร์เอ็นเอติดฉลากกัมมันตรังสี (radiolabeled DNA/RNA โพรบ) ตัวอย่างเช่น เพื่อใช้ในเทคนิคนอร์เทิร์นบลอตหรือเซาเทิร์นบลอต
• ³³P เป็นสารปลดปล่อยอนุภาคบีตา (0.25 MeV) มีครึ่งชีวิต 25.4 วัน ถูกนำมาใช้ในห้องปฏิบัติการวิทยาศาสตร์ชีวภาพในงานที่ต้องการการปลดปล่อยรังสีบีตาพลังงานต่ำกว่าเพื่อให้เกิดประโยชน์ในการทดลอง เช่น การหาลำดับดีเอ็นเอ (DNA sequencing)

อนุภาคบีตาพลังงานสูงจาก ³²P สามารถทะลุผ่านผิวหนังและกระจกตาได้ และหากมีการกลืนกิน สูดดม หรือดูดซึม ³²P เข้าสู่ร่างกาย มันจะถูกนำไปรวมเข้ากับกระดูกและกรดนิวคลีอิกได้อย่างง่ายดาย ด้วยเหตุผลเหล่านี้ บุคลากรที่ทำงานร่วมกับ ³²P จึงจำเป็นต้องสวมเสื้อกาวน์ห้องปฏิบัติการ ถุงมือแบบใช้แล้วทิ้ง และแว่นตานิรภัย ตลอดจนหลีกเลี่ยงการทำงานเหนือภาชนะเปิดโดยตรง นอกจากนี้ ยังจำเป็นต้องมีการเฝ้าตรวจทางชีวภาพ (biomonitoring) เพื่อตรวจสอบการปนเปื้อนในตัวบุคคล เสื้อผ้า และพื้นผิว พลังงานที่สูงของอนุภาคบีตายังทำให้เกิดการปลดปล่อยรังสีทุติยภูมิในรูปของรังสีเอกซ์ผ่านกระบวนการเบรมส์ชตราลุง (Bremsstrahlung หรือรังสีหน่วง) เมื่อใช้วัสดุกำบังที่มีความหนาแน่นสูงอย่างตะกั่ว ดังนั้น การป้องกันรังสีชนิดนี้จึงต้องใช้วัสดุกำบังที่มีความหนาแน่นต่ำแทน เช่น น้ำ อะคริลิก หรือพลาสติกชนิดอื่น ๆ

สมบัติของอะตอม

อะตอมของฟอสฟอรัสมีอิเล็กตรอน 15 ตัว โดย 5 ตัวในนั้นเป็นวาเลนซ์อิเล็กตรอน ส่งผลให้มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนเป็น 1s²2s²2p⁶3s²3p³ ซึ่งมักจะเขียนย่อเป็น [Ne]3s²3p³ โดยละการเขียนอิเล็กตรอนชั้นใน (core electrons) ที่มีการจัดเรียงตัวเทียบเท่ากับแก๊สเฉื่อยในคาบก่อนหน้า ซึ่งในกรณีนี้คือนีออน พลังงานการแตกตัวเป็นไอออนระดับโมลาร์ของอิเล็กตรอนทั้ง 5 ตัวนี้มีค่าเท่ากับ 1011.8, 1907, 2914.1, 4963.6 และ 6273.9 กิโลจูลต่อโมล (kJ·mol⁻¹) ตามลำดับ

ฟอสฟอรัสเป็นธาตุในกลุ่มนิกโทเจน (หรือเรียกว่าหมู่ 15) และเป็นธาตุคาบ 3 ซึ่งสมบัติทางเคมีหลายประการของมันสามารถอนุมานได้จากตำแหน่งบนตารางธาตุอันเป็นผลมาจากแนวโน้มตามตารางธาตุ เช่นเดียวกับไนโตรเจน สารหนู และพลวง สถานะออกซิเดชันหลักของฟอสฟอรัสคือ −3, +3 และ +5 โดยสถานะอื่น ๆ ที่อยู่ระหว่างนี้จะพบได้น้อยกว่าแต่ก็มีอยู่ ฟอสฟอรัสแสดงค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีที่มากกว่าซิลิคอนและสารหนู แต่มีน้อยกว่ากำมะถันและไนโตรเจนตามที่คาดหมายไว้ และที่น่าสังเกตคือมันมีค่าน้อยกว่าคาร์บอนด้วย ซึ่งส่งผลต่อลักษณะและสมบัติของพันธะ P–C นอกจากนี้ ฟอสฟอรัสยังเป็นธาตุที่มีเลขอะตอมต่ำที่สุดที่แสดงสมบัติไฮเพอร์เวเลนซี (hypervalence) ซึ่งหมายความว่ามันสามารถสร้างพันธะเคมีต่อหนึ่งอะตอมได้มากกว่าจำนวนที่กฎออกเตตกำหนดไว้ตามปกติ

รูปอัญรูป

บทความหลัก: อัญรูปของฟอสฟอรัส

โครงสร้างผลึกของอัญรูปหลักของฟอสฟอรัส

ฟอสฟอรัสขาว

ฟอสฟอรัสแดง

ฟอสฟอรัสม่วง

ฟอสฟอรัสดำ

ฟอสฟอรัสมีอัญรูป (allotropes) อยู่หลายรูปแบบซึ่งแสดงสมบัติที่แตกต่างกันอย่างมาก รูปแบบที่มีประโยชน์และพบได้บ่อยที่สุดคือฟอสฟอรัสขาว ตามมาด้วยฟอสฟอรัสแดง ส่วนอีกสองอัญรูปหลักคือฟอสฟอรัสม่วงและฟอสฟอรัสดำนั้น มีประโยชน์ในแง่ของการศึกษาพื้นฐานเชิงลึกหรือใช้ในงานเฉพาะทาง นอกจากนี้ ยังมีการคาดการณ์เชิงทฤษฎีและสังเคราะห์อัญรูปอื่น ๆ อีกมากมาย โดยการค้นหาวัสดุใหม่ ๆ ถือเป็นสาขาการวิจัยที่ยังคงตื่นตัวอยู่เสมอ สำหรับ "ฟอสฟอรัสเหลือง" ที่มักมีการกล่าวถึงบ่อยครั้งนั้น ไม่ใช่อัญรูปแยกเฉพาะ แต่เป็นผลจากการย่อยสลายอย่างค่อยเป็นค่อยไปของฟอสฟอรัสขาวที่กลายสภาพไปเป็นฟอสฟอรัสแดง โดยมีแสงและความร้อนเป็นตัวเร่งปฏิกิริยา ส่งผลให้ฟอสฟอรัสขาวที่มีอายุมากหรือมีสารเจือปน (เช่น เกรดที่ใช้ทำอาวุธ) ปรากฏเป็นสีเหลือง

ฟอสฟอรัสขาวเป็นของแข็งโมเลกุลที่นิ่ม มีลักษณะคล้ายไข และไม่ละลายในน้ำ ทั้งยังมีพิษร้ายแรง ไวไฟสูง และลุกไหม้ได้เองในอากาศ (pyrophoric) โดยจะจุดติดไฟในอากาศที่อุณหภูมิประมาณ 30 องศาเซลเซียส (303 เคลวิน) ในทางโครงสร้าง มันประกอบด้วยทรงสี่หน้า (tetrahedra) ของโมเลกุล P₄ ลักษณะของพันธะในทรงสี่หน้า P₄ แต่ละชุดสามารถอธิบายได้ด้วยทฤษฎีความไม่อิ่มตัวเชิงอะโรมาติกแบบทรงกลม (spherical aromaticity) หรือพันธะแบบกลุ่มก้อน กล่าวคือ อิเล็กตรอนจะมีลักษณะไม่อยู่ประจำที่อย่างมาก ปรากฏการณ์นี้ได้รับการพิสูจน์จากการคำนวณกระแสนำวนที่ถูกเหนี่ยวนำทางแม่เหล็ก ซึ่งรวมกันได้สูงถึง 29 nA/T ซึ่งมากกว่าโมเลกุลอะโรมาติกต้นแบบอย่างเบนซีน (11 nA/T) เป็นอย่างมาก โมเลกุล P₄ ในสถานะแก๊สมีความยาวพันธะ P-P อยู่ที่ 2.1994(3) อังสตรอม จากการวัดด้วยวิธีการเลี้ยวเบนของอิเล็กตรอนในสถานะแก๊ส ฟอสฟอรัสขาวมีรูปแบบผลึกอยู่ 2 รูปแบบ ได้แก่ รูปแบบแอลฟา (α) และเบตา (β) ซึ่งแตกต่างกันที่การจัดทิศทางสัมพัทธ์ของทรงสี่หน้า P₄ ที่เป็นองค์ประกอบ รูปแบบแอลฟาจะเสถียรที่สุดที่อุณหภูมิห้องและมีระบบผลึกแบบลูกบาศก์ เมื่อลดอุณหภูมิลงถึง 195.2 เคลวิน (−77.9 องศาเซลเซียส) จะเปลี่ยนสภาพไปเป็นรูปแบบเบตา ซึ่งมีระบบผลึกแบบเฮกซาโกนัล เมื่อได้รับความร้อน โครงสร้างทรงสี่หน้าจะยังคงอยู่หลังจากหลอมเหลวที่ 317.3 เคลวิน (44.2 องศาเซลเซียส) และเดือดที่ 553.7 เคลวิน (280.5 องศาเซลเซียส) ก่อนที่จะเผชิญกับการสลายตัวด้วยความร้อน (thermal decomposition) ที่อุณหภูมิ 1,100 เคลวิน (827 องศาเซลเซียส) ซึ่งมันจะเปลี่ยนไปเป็นไดฟอสฟอรัส (P₂) ในสถานะแก๊ส โมเลกุลนี้มีพันธะสามและมีลักษณะคล้ายคลึงกับ N₂ นอกจากนี้ ยังสามารถสร้างให้เป็นสารมัธยันตร์ชั่วคราวในสารละลายได้โดยการสลายด้วยความร้อน (thermolysis) ของสารตั้งต้นอินทรีย์ฟอสฟอรัส และที่อุณหภูมิสูงขึ้นไปอีก P₂ จะแตกตัวออกเป็นอะตอม P เดี่ยว ๆ

ฟอสฟอรัสขาวเมื่อสัมผัสกับอากาศจะเรืองแสงจาง ๆ ในที่มืด

เมื่อสัมผัสกับอากาศ ฟอสฟอรัสขาวจะเรืองแสงสีเขียวและน้ำเงินจาง ๆ เนื่องจากการเกิดปฏิกิริยาออกซิเดชัน ซึ่งเป็นปรากฏการณ์ที่มองเห็นได้ชัดเจนที่สุดในที่มืด ปฏิกิริยากับออกซิเจนนี้เกิดขึ้นที่บริเวณพื้นผิวของฟอสฟอรัสที่เป็นของแข็ง (หรือของเหลว) โดยจะสร้างโมเลกุลที่มีอายุสั้นอย่าง HPO และ P₂O₂ ซึ่งโมเลกุลทั้งสองชนิดนี้จะปลดปล่อยแสงที่มองเห็นได้ออกมา ทว่าในสภาพแวดล้อมที่เป็นออกซิเจนบริสุทธิ์ ฟอสฟอรัสจะไม่เรืองแสงเลย เนื่องจากปฏิกิริยาออกซิเดชันจะเกิดขึ้นได้ภายในช่วงความดันย่อยเฉพาะค่าเท่านั้น คำว่า สารเรืองแสง (phosphors) และ ฟอสฟอเรสเซนส์ (phosphorescence) มีที่มาจากปรากฏการณ์นี้และถูกนำมาใช้เรียกสารต่าง ๆ ที่ส่องสว่างในที่มืด อย่างไรก็ตาม ตัวฟอสฟอรัสเองไม่ได้มีสมบัติฟอสฟอเรสเซนส์ แต่เป็นสารประเภทเคมิลูมิเนสเซนส์ (chemiluminescent) เนื่องจากมันเรืองแสงได้เพราะปฏิกิริยาเคมี ไม่ใช่การค่อย ๆ ปลดปล่อยแสงที่เคยดูดซับไว้ก่อนหน้านี้ออกมา

ฟอสฟอรัสแดงมีโครงสร้างแบบพอลิเมอร์ มันสามารถมองได้ว่าเป็นอนุพันธ์ของ P₄ ที่มีพันธะ P-P พันธะหนึ่งถูกทำลายลง และเกิดพันธะใหม่เพิ่มขึ้นมาหนึ่งพันธะเชื่อมต่อกับทรงสี่หน้าข้างเคียง ส่งผลให้เกิดเป็นสายโซ่ของโมเลกุล P₂₁ ที่ยึดเหนี่ยวกันด้วยแรงแวนเดอร์วาลส์ ฟอสฟอรัสแดงสามารถสร้างขึ้นได้จากการให้ความร้อนแก่ฟอสฟอรัสขาวจนถึงอุณหภูมิ 250 องศาเซลเซียส (523 เคลวิน) ในสภาวะที่ไม่มีอากาศ หรือโดยการปล่อยให้สัมผัสกับแสงแดด ในรูปแบบนี้ฟอสฟอรัสจะมีโครงสร้างแบบอสัณฐาน (amorphous) แต่สามารถตกผลึกกลายเป็นฟอสฟอรัสม่วงหรือฟอสฟอรัสแดงแบบเส้นใยได้เมื่อได้รับความร้อนเพิ่มเติมภายใต้สภาวะปฏิกิริยาที่เหมาะสม ดังนั้น ฟอสฟอรัสแดงจึงไม่ใช่อัญรูปในความหมายที่เคร่งครัดที่สุด แต่เป็นรูปแบบกึ่งกลางระหว่างอัญรูปผลึกอื่น ๆ ของฟอสฟอรัส ด้วยเหตุนี้ สมบัติส่วนใหญ่ของมันจึงมีค่าที่แปรผันได้เป็นช่วงกว้าง ฟอสฟอรัสแดงที่เตรียมขึ้นใหม่และมีสีแดงสดจะมีความว่องไวต่อปฏิกิริยาสูงและจุดติดไฟที่อุณหภูมิประมาณ 300 องศาเซลเซียส (573 เคลวิน) หลังจากผ่านความร้อนหรือเก็บรักษาไว้เป็นเวลานาน สีของมันจะเข้มขึ้น ผลิตภัณฑ์ที่ได้จะมีความเสถียรมากขึ้นและไม่ลุกไหม้ในอากาศเองได้ง่าย ๆ

ฟอสฟอรัสม่วง หรือ แอลฟา-โลหะฟอสฟอรัส (α-metallic phosphorus) สามารถผลิตได้จากการบ่มความร้อน (annealing) ฟอสฟอรัสแดงที่อุณหภูมิสูงกว่า 550 องศาเซลเซียส (823 เคลวิน) เป็นเวลาหลายวัน ใน ค.ศ. 1865 โยฮันน์ วิลเฮล์ม ฮิตทอร์ฟ ค้นพบว่าเมื่อนำฟอสฟอรัสไปตกผลึกใหม่จากตะกั่วที่หลอมเหลว จะได้ฟอสฟอรัสในรูปแบบสีแดง/ม่วงออกมา ด้วยเหตุนี้ รูปแบบนี้จึงเป็นที่รู้จักกันในบางครั้งว่า "ฟอสฟอรัสของฮิตทอร์ฟ"

ฟอสฟอรัสดำ หรือ เบตา-โลหะฟอสฟอรัส (β-metallic phosphorus) เป็นอัญรูปที่มีความว่องไวต่อปฏิกิริยาน้อยที่สุดและเป็นรูปแบบที่เสถียรที่สุดในทางอุณหพลศาสตร์ที่อุณหภูมิต่ำกว่า 550 องศาเซลเซียส (823 เคลวิน) ทั้งในด้านรูปลักษณ์ สมบัติ และโครงสร้าง มันมีความคล้ายคลึงกับแกรไฟต์ โดยมีสีดำและเป็นแผ่นลอกออกได้ เป็นตัวนำไฟฟ้า และมีโครงสร้างอะตอมที่เชื่อมต่อกันเป็นแผ่นหยักซ้อนกัน ฟอสฟอรัสดำได้มาจากการให้ความร้อนแก่ฟอสฟอรัสขาวภายใต้ความดันสูง (ประมาณ 12,000 บรรยากาศ) นอกจากนี้ ยังสามารถผลิตได้ภายใต้สภาวะบรรยากาศปกติโดยใช้เกลือของโลหะ เช่น ปรอท เป็นตัวเร่งปฏิกิริยา ฟอสฟอรัสดำที่มีโครงสร้างชั้นเดียวจะเรียกว่าฟอสฟอรีน (phosphorene) ซึ่งมีลักษณะคล้ายคลึงกับกราฟีนตามที่คาดหมายไว้

การปรากฏในธรรมชาติ

ดูเพิ่ม: ความอุดมของธาตุเคมีในเปลือกโลก

ฟอสฟอรัสมีความเข้มข้นในเปลือกโลกประมาณ 1 กรัมต่อกิโลกรัม (เมื่อเปรียบเทียบกับทองแดงซึ่งพบในปริมาณประมาณ 0.06 กรัมต่อกิโลกรัม) ธาตุชนิดนี้ไม่พบเป็นธาตุอิสระตามธรรมชาติ แต่มีการกระจายตัวอยู่อย่างกว้างขวางในแร่หลายชนิด โดยมักจะอยู่ในรูปของสารประกอบฟอสเฟต ในปัจจุบันหินฟอสเฟตอนินทรีย์ซึ่งมีแร่อะพาไทต์เป็นส่วนประกอบบางส่วน ถือเป็นแหล่งวัตถุดิบหลักในเชิงพาณิชย์ของธาตุนี้

ใน ค.ศ. 2013 นักดาราศาสตร์ได้ตรวจพบฟอสฟอรัสในแคสสิโอเปียเอ ซึ่งช่วยยืนยันว่าธาตุนี้ถูกสร้างขึ้นในซูเปอร์โนวาอันเป็นผลพลอยได้จากกระบวนการนิวคลีโอสังเคราะห์ในซูเปอร์โนวา อัตราส่วนของฟอสฟอรัสต่อเหล็กในวัตถุที่เหลืออยู่จากซากซูเปอร์โนวาอาจสูงกว่าอัตราส่วนที่พบทั่วไปในทางช้างเผือกถึง 100 เท่า ต่อมาใน ค.ศ. 2020 นักดาราศาสตร์ได้วิเคราะห์ข้อมูลจาก ALMA และเครื่อง ROSINA บนยานโรเซตตา จากบริเวณการก่อตัวของดาวฤกษ์มวลมาก AFGL 5142 เพื่อตรวจหาโมเลกุลที่มีฟอสฟอรัสเป็นส่วนประกอบ รวมถึงศึกษาว่าโมเลกุลเหล่านี้อาจถูกพัดพามากับดาวหางสู่โลกในยุคแรกเริ่มได้อย่างไร

สารประกอบ

หมวดหมู่หลัก: สารประกอบฟอสฟอรัส

ฟอสเฟตอนินทรีย์

กรดฟอสฟอริก

บทความหลัก: กรดฟอสฟอริกและฟอสเฟต

สารประกอบของฟอสฟอรัสที่พบได้แพร่หลายที่สุดคืออนุพันธ์ของฟอสเฟต (PO3−4) ซึ่งเป็นแอนไอออนที่มีโครงสร้างทรงสี่หน้า ฟอสเฟตเป็นเบสคู่ควบ (conjugate base) ของกรดฟอสฟอริก ซึ่งผลิตขึ้นในระดับอุตสาหกรรมขนาดใหญ่เพื่อใช้ในปุ๋ย เนื่องจากกรดฟอสฟอริกเป็นกรดไตรโปรติก (triprotic acid) มันจึงแตกตัวทางเคมีเป็นขั้นตอนเพื่อเปลี่ยนเป็นเบสคู่ควบ 3 ชนิดตามลำดับ:

H₃PO₄ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + H₂PO−4 (K_a1 = 7.25×10⁻³)

H₂PO−4 + H₂O ⇌ H₃O⁺ + HPO2−4 (K_a2 = 6.31×10⁻⁸)

HPO2−4 + H₂O ⇌ H₃O⁺ + PO3−4 (K_a3 = 3.98×10⁻¹³)

กรดฟอสฟอริกเกรดอาหาร (วัตถุเจือปนอาหาร E338) ใช้เพื่อเพิ่มความเป็นกรดในอาหารและเครื่องดื่ม เช่น โคล่าชนิดต่าง ๆ และแยม เพื่อให้มีรสชาติเปรี้ยวแหลม นอกจากนี้ กรดฟอสฟอริกยังทำหน้าที่เป็นสารกันเสียอีกด้วย น้ำอัดลมที่มีส่วนผสมของกรดฟอสฟอริก รวมถึงโคคา-โคล่า ในบางครั้งจะถูกเรียกว่า ฟอสเฟตโซดา หรือฟอสเฟต กรดฟอสฟอริกในน้ำอัดลมมีศักยภาพที่อาจทำให้เกิดการกัดกร่อนของฟัน ตลอดจนมีส่วนทำให้เกิดนิ่วในไต โดยเฉพาะในกลุ่มผู้ที่เคยเป็นนิ่วในไตมาก่อนหน้านี้

เกลือโลหะ

ฟอสเฟตสามารถรวมตัวกับแคตไอออนของโลหะเพื่อเกิดเป็นเกลือชนิดต่าง ๆ ของแข็งเหล่านี้มีโครงสร้างแบบพอลิเมอร์ โดยมีพันธะเชื่อมต่อแบบ P-O-M เมื่อแคตไอออนของโลหะมีประจุเป็น 2+ หรือ 3+ โดยทั่วไปเกลือเหล่านั้นจะไม่ละลายน้ำ ด้วยเหตุนี้ พวกมันจึงดำรงอยู่เป็นแร่ธาตุทั่วไปในธรรมชาติ เกลือฟอสเฟตหลายชนิดเป็นอนุพันธ์ที่มาจากไฮโดรเจนฟอสเฟต (HPO2−4)

โดยเฉพาะอย่างยิ่งแคลเซียมฟอสเฟตถือเป็นสารประกอบที่แพร่หลายและมีประโยชน์ใช้สอยมากมาย ตัวอย่างเช่น ถูกนำไปใช้เพื่อปรับปรุงคุณลักษณะของเนื้อสัตว์แปรรูปและชีส นำไปใช้ในผงฟู และในยาสีฟัน สารประกอบสองชนิดที่สำคัญที่สุดในกลุ่มนี้คือ มอนอแคลเซียมฟอสเฟต และไดแคลเซียมฟอสเฟต

พอลิฟอสเฟต

ฟอสเฟตมีแนวโน้มที่จะสร้างโครงสร้างสายโซ่และวงแหวนที่มีพันธะ P-O-P มีพอลิฟอสเฟตหลายชนิดที่เป็นที่รู้จัก รวมถึง ATP พอลิฟอสเฟตเกิดขึ้นจากการดึงน้ำออกจากไฮโดรเจนฟอสเฟต เช่น HPO2−4 และ H₂PO−4 ตัวอย่างเช่น เพนตาโซเดียมไตรฟอสเฟต (หรือรู้จักกันในชื่อ โซเดียมไตรพอลิฟอสเฟต, STPP) ซึ่งมีความสำคัญในทางอุตสาหกรรม ได้ถูกผลิตขึ้นในระดับหลายล้านตันผ่านปฏิกิริยาควบแน่นนี้:

2 Na₂HPO₄ + NaH₂PO₄ → Na₅P₃O₁₀ + 2 H₂O

โซเดียมไตรฟอสเฟตถูกนำไปใช้ในผงซักฟอกในบางประเทศ แต่ถูกสั่งห้ามใช้ในงานประเภทนี้ในบางประเทศ สารประกอบนี้จะช่วยปรับสภาพน้ำกระด้างให้อ่อนลงเพื่อเพิ่มประสิทธิภาพการทำงานของผงซักฟอก และช่วยป้องกันการกัดกร่อนของท่อรวมถึงท่อต้มน้ำ

กรดออกโซ

บทความหลัก: กรดออกโซของฟอสฟอรัส

กรดออกโซของฟอสฟอรัสมีอยู่เป็นจำนวนมาก มักมีความสำคัญในเชิงพาณิชย์ และบางครั้งมีโครงสร้างที่ซับซ้อน พวกมันทั้งหมดมีโปรตอนที่เป็นกรด (acidic protons) ยึดเกาะกับอะตอมออกซิเจน บางชนิดมีโปรตอนที่ไม่เป็นกรดซึ่งสร้างพันธะโดยตรงกับฟอสฟอรัส และบางชนิดมีพันธะระหว่างฟอสฟอรัสกับฟอสฟอรัส แม้ว่าว่าจะมีการเกิดกรดออกโซของฟอสฟอรัสได้หลายชนิด แต่มีเพียง 9 ชนิดเท่านั้นที่มีความสำคัญในเชิงพาณิชย์ โดยในกลุ่มนี้ กรดไฮโปฟอสฟอรัส กรดฟอสฟอรัส และกรดออร์โทฟอสฟอริก ถือเป็นกรดที่มีความสำคัญเป็นพิเศษ

สถานะออกซิเดชัน	สูตรเคมี	ชื่อ	โปรตอนที่เป็นกรด	สารประกอบ
+1	H3PO2	กรดไฮโปฟอสฟอรัส	1	กรด, เกลือ
+3	H3PO3	กรดฟอสฟอรัส (กรดฟอสโฟนิก)	2	กรด, เกลือ
+3	HPO2	กรดเมตาฟอสฟอรัส	1	เกลือ
+4	H4P2O6	กรดไฮโปฟอสฟอริก	4	กรด, เกลือ
+5	(HPO3)n	กรดเมตาฟอสฟอริก	n	เกลือ (n = 3,4,6)
+5	H(HPO3)nOH	กรดพอลิฟอสฟอริก	n+2	กรด, เกลือ (n = 1-6)
+5	H5P3O10	กรดไตรพอลิฟอสฟอริก	5	เกลือ
+5	H4P2O7	กรดไพโรฟอสฟอริก	4	กรด, เกลือ
+5	H3PO4	(ออร์โท)กรดฟอสฟอริก	3	กรด, เกลือ

สารประกอบอนินทรีย์อื่น ๆ

ออกไซด์และซัลไฟด์

บทความหลัก: ออกไซด์ของฟอสฟอรัส และ ซัลไฟด์ของฟอสฟอรัส

โครงสร้างทรงสี่หน้าของ P₄O₁₀ และ P₄S₁₀

ฟอสฟอรัสเพนทอกไซด์ (P₄O₁₀) เป็นกรดแอนไฮไดรด์ (acid anhydride) ของกรดฟอสฟอริก ทว่ายังมีสารมัธยันตร์อีกหลายชนิดระหว่างสารทั้งสองที่เป็นที่รู้จัก ของแข็งสีขาวลักษณะคล้ายไขนี้ทำปฏิกิริยากับน้ำอย่างรุนแรง ในทำนองเดียวกัน ฟอสฟอรัสไตรออกไซด์ (P₄O₆ หรือเรียกว่า เตตราฟอสฟอรัสเฮกซอกไซด์) ก็เป็นแอนไฮไดรด์ของ P(OH)₃ ซึ่งเป็นทอโทเมอร์ (tautomer) ส่วนน้อยของกรดฟอสฟอรัส โครงสร้างของ P₄O₆ มีลักษณะคล้ายกับ P₄O₁₀ เพียงแต่ไม่มีกลุ่มออกไซด์ที่ปลายสาย (terminal oxide groups) สารประเภทออกซีแฮไลด์และออกซีไฮไดรด์ผสมของฟอสฟอรัส (III) แทบจะไม่เป็นที่รู้จักเลย ในขณะเดียวกัน ฟอสฟอรัสสามารถสร้างสารประกอบซัลไฟด์ได้หลากหลายรูปแบบ โดยฟอสฟอรัสอาจอยู่ในสถานะออกซิเดชันเป็น P(V), P(III) หรือสถานะอื่น ๆ อย่างไรก็ตาม มีเพียงสองชนิดเท่านั้นที่มีความสำคัญในเชิงพาณิชย์ ฟอสฟอรัสเพนทาซัลไฟด์ (P₄S₁₀) มีโครงสร้างที่คล้ายคลึงกับ P₄O₁₀ และถูกนำไปใช้ในการผลิตสารเติมแต่งและยาฆ่าแมลง ส่วนฟอสฟอรัสเซสควิซัลไฟด์ (P₄S₃) ซึ่งมีสมมาตรแบบสามเท่า (three-fold symmetry) จะถูกนำไปใช้ในไม้ขีดไฟแบบขีดติดทุกที่

แฮไลด์

บทความหลัก: แฮไลด์ของฟอสฟอรัส

แฮไลด์ของฟอสฟอรัสสามารถมีสถานะออกซิเดชันเป็น +3 ในกรณีของไตรแฮไลด์ และเป็น +5 สำหรับเพนทาแฮไลด์และแคลโคแฮไลด์ (chalcoalides) ตลอดจนมีสถานะเป็น +2 สำหรับไดฟอสฟอรัสเตตราแฮไลด์ ไตรแฮไลด์แบบสมมาตรทั้ง 4 ชนิดล้วนเป็นที่รู้จักกันดี ได้แก่ สภาพแก๊สอย่าง PF₃ สภาพของเหลวสีเหลืองอ่อนอย่าง PCl₃ และ PBr₃ และสภาพของแข็งอย่าง PI₃ สารเหล่านี้มีความไวต่อความชื้น โดยจะเกิดไฮโดรลิซิสเพื่อเปลี่ยนสภาพกลายเป็นกรดฟอสฟอรัส ตัวไตรคลอไรด์ซึ่งเป็นสารตั้งต้นทั่วไปที่ใช้ในการผลิตยาฆ่าแมลง ผลิตขึ้นโดยการเติมคลอรีน (chlorination) ในฟอสฟอรัสขาว ส่วนไตรฟลูออไรด์ผลิตขึ้นจากไตรคลอไรด์ผ่านปฏิกิริยาแลกเปลี่ยนแฮไลด์ PF₃ มีความเป็นพิษเนื่องจากมันสามารถเข้าไปจับกับฮีโมโกลบินได้

เพนทาแฮไลด์ของฟอสฟอรัสส่วนใหญ่เป็นสารประกอบทั่วไป PF₅ เป็นแก๊สที่ไม่มีสี และโมเลกุลมีรูปทรงพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยม เมื่อทำปฏิกิริยากับฟลูออไรด์ มันจะสร้างสาร PF−6 ซึ่งเป็นแอนไออนที่มีไอโซอิเล็กทรอนิก (มีจำนวนอิเล็กตรอนเท่ากัน) กับ SF₆ PCl₅ เป็นของแข็งไม่มีสีที่มีสูตรโครงสร้างไอออนิกเป็น PCl+4PCl−6 แต่จะเปลี่ยนมาใช้รูปทรงพีระมิดคู่ฐานสามเหลี่ยมเมื่อหลอมเหลวหรืออยู่ในสถานะไอ ทั้งเพนทาฟลูออไรด์และเพนทาคลอไรด์ต่างก็เป็นกรดลูอิส ในขณะที่ PBr₅ เป็นของแข็งที่ไม่เสถียร มีสูตรโครงสร้างเป็น PBr+4Br⁻ ส่วน PI₅ (ฟอสฟอรัสเพนทาไอโอไดด์) นั้นยังไม่มีการค้นพบว่ามีอยู่

ออกซีแฮไลด์ของฟอสฟอรัสที่สำคัญที่สุดคือ ฟอสฟอรัสออกซีคลอไรด์ (POCl₃) ซึ่งมีโครงสร้างค่อนข้างเป็นทรงสี่หน้า สารนี้เตรียมขึ้นได้จาก PCl₃ และใช้ในการผลิตสารช่วยให้พลาสติกนิ่ม (plasticizers) นอกจากนี้ ฟอสฟอรัสยังสามารถสร้างสารไทโอแฮไลด์ (thiohalides) เช่น PSCl₃ และในกรณีที่พบได้ยากอาจสร้างสารซีลิโนแฮไลด์ (selenohalides)

ไนไตรด์

โมเลกุล PN หรือ ฟอสฟอรัสมอนอนิไตรด์ ถูกมองว่าเป็นสารที่ไม่เสถียร แต่เป็นผลิตภัณฑ์ที่ได้จากการสลายตัวของผลึก ไตรฟอสฟอรัสเพนทอนิไตรด์ ที่อุณหภูมิ 1,100 เคลวิน ในทำนองเดียวกัน H₂PN ก็ถือว่าไม่เสถียร และสารกลุ่มฟอสฟอรัสไนไตรด์แฮโลเจน เช่น F₂PN, Cl₂PN, Br₂PN และ I₂PN จะเกิดปฏิกิริยาโอลิโกเมอไรเซชัน (oligomerise) กลายเป็นพอลิฟอสฟาซีนที่มีโครงสร้างเป็นวงแหวน ตัวอย่างเช่น สารประกอบที่มีสูตรเคมี (PNCl₂)_n ส่วนใหญ่จะดำรงอยู่เป็นวงแหวน เช่น สารไตรเมอร์อย่างเฮกซาคลอโรฟอสฟาซีน สารกลุ่มฟอสฟาซีนเกิดขึ้นจากการทำปฏิกิริยาระหว่างฟอสฟอรัสเพนทาคลอไรด์กับแอมโมเนียคลอไรด์:

PCl₅ + NH₄Cl → 1/n (NPCl₂)_n + 4 HCl

เมื่อกลุ่มคลอไรด์ถูกแทนที่ด้วยกลุ่มแอลคอกไซด์ (RO⁻) จะทำให้เกิดตระกูลพอลิเมอร์ที่มีศักยภาพของคุณสมบัติที่เป็นประโยชน์มากมาย

ฟอสไฟด์และฟอสฟีน

บทความหลัก: ฟอสไฟด์

มีสารประกอบที่หลากหลายที่มีไอออนฟอสไฟด์ P³⁻ ประกอบอยู่ ทั้งสารที่ทำปฏิกิริยากับธาตุหมู่หลักและกับโลหะ พวกมันมักแสดงโครงสร้างที่ซับซ้อน โดยที่ฟอสฟอรัสจะมีสถานะออกซิเดชันเป็น −3 ฟอสไฟด์ของโลหะเกิดขึ้นจากปฏิกิริยาระหว่างโลหะกับฟอสฟอรัสแดง โลหะแอลคาไล (หมู่ 1) และโลหะแอลคาไลน์เอิร์ท (หมู่ 2) ยังสามารถสร้างสารประกอบร่วมกันได้ เช่น Na₃P₇ สารประกอบเหล่านี้จะทำปฏิกิริยากับน้ำเพื่อเกิดเป็นฟอสฟีน นอกจากนี้ ยังพบแร่กลุ่มฟอสไฟด์บางชนิดที่เป็นที่รู้จัก เช่น แร่ (Fe,Ni)₂P และแร่ (Fe,Ni)₃P ทว่าพวกมันพบได้ยากมากบนโลก โดยส่วนใหญ่จะปรากฏอยู่ในอุกกาบาตเหล็กนิเกิล

ฟอสฟีน (PH₃) และอนุพันธ์อินทรีย์ของมันคือโครงสร้างที่มีลักษณะคล้ายคลึงกับแอมโมเนีย (NH₃) แต่มุมพันธะที่ตำแหน่งฟอสฟอรัสของฟอสฟีนและอนุพันธ์อินทรีย์ของมันจะมีค่าใกล้เคียงกับ 90 องศามากกว่า มันเป็นแก๊สที่มีกลิ่นเหม็นรุนแรงและเป็นพิษ ผลิตขึ้นได้จากปฏิกิริยาไฮโดรลิซิสของแคลเซียมฟอสไฟด์ (Ca₃P₂) ฟอสฟีนสามารถถูกออกซิไดซ์ได้ด้วยอากาศ ซึ่งต่างจากแอมโมเนีย นอกจากนี้ ฟอสฟีนยังมีความเป็นเบสที่น้อยกว่าแอมโมเนียเป็นอย่างมาก ยิ่งไปกว่านั้น ยังมีฟอสฟีนชนิดอื่น ๆ ที่รู้จักซึ่งมีสายโซ่ของอะตอมฟอสฟอรัสยาวสูงสุดถึง 9 อะตอม และมีสูตรเคมีเป็น P_nH_n+2 แก๊สที่ไวไฟสูงอย่างไดฟอสฟีน (P₂H₄) มีโครงสร้างคล้ายคลึงกับไฮดราซีน

สารประกอบอินทรีย์ฟอสฟอรัส

บทความหลัก: เคมีอินทรีย์ฟอสฟอรัส

ไดฟอสฟีนที่เสถียร ซึ่งเป็นอนุพันธ์หนึ่งของฟอสฟอรัส (I)

ฟอสฟีน ฟอสไฟต์ และออร์แกโนฟอสเฟต

บทความหลัก: ออร์แกโนฟอสเฟต

สารประกอบที่มีพันธะ P-C และ P-O-C มักถูกจัดจำแนกให้เป็นสารประกอบอินทรีย์ฟอสฟอรัส พวกมันถูกนำมาใช้งานในเชิงพาณิชย์อย่างแพร่หลาย สารที่มีฟอสฟอรัส(III) จะทำหน้าที่เป็นแหล่งรองรับสำหรับ PCl₃ ในเส้นทางการสังเคราะห์สารประกอบอินทรีย์ฟอสฟอรัส(III) ตัวอย่างเช่น มันเป็นสารตั้งต้นของไตรเฟนิลฟอสฟีน:

PCl₃ + 6 Na + 3 C₆H₅Cl → P(C₆H₅)₃ + 6 NaCl

การบำบัดฟอสฟอรัสไตรแฮไลด์ด้วยแอลกอฮอล์และฟีนอลจะทำให้ได้สารกลุ่มฟอสไฟต์ เช่น ไตรเฟนิลฟอสไฟต์:

PCl₃ + 3 C₆H₅OH → P(OC₆H₅)₃ + 3 HCl

ปฏิกิริยาในลักษณะเดียวกันนี้เกิดขึ้นกับฟอสฟอรัสออกซีคลอไรด์ ส่งผลให้ได้ไตรเฟนิลฟอสเฟต:

OPCl₃ + 3 C₆H₅OH → OP(OC₆H₅)₃ + 3 HCl

ออร์แกโนฟอสเฟตบางชนิดใช้เป็นสารหน่วงไฟ ในกลุ่มนี้ ไตรเครซิลฟอสเฟต และ 2-เอทิลเฮกซิล ไดเฟนิล ฟอสเฟต ยังทำหน้าที่เป็นพลาสติไซเซอร์ด้วย ทำให้คุณสมบัติทั้งสองประการนี้มีประโยชน์อย่างมากในกระบวนการผลิตผลิตภัณฑ์พลาสติกและอนุพันธ์ที่ไม่ลามไฟ

แม้ว่าสารประกอบอินทรีย์ของฟอสฟอรัสหลายชนิดจะเป็นสิ่งจำเป็นต่อชีวิต แต่บางชนิดก็มีพิษร้ายแรงมาก สารประกอบอินทรีย์ฟอสฟอรัสหลากหลายประเภทถูกนำไปใช้ประโยชน์ในด้านความเป็นพิษเพื่อทำเป็นยาฆ่าแมลง และถูกนำไปดัดแปลงเป็นอาวุธในรูปของสารทำลายประสาท ตัวอย่างที่โดดเด่น ได้แก่ ซาริน, VX หรือทาบุน สารประเภทฟลูออโรฟอสเฟตเอสเทอร์ (เช่น ซาริน) จัดเป็นหนึ่งในสารพิษต่อระบบประสาทที่รุนแรงที่สุดเท่าที่รู้จักกันมา

ไทโอเอสเทอร์

ฟอสฟอรัส(III) ไตรไทโอเอสเทอร์แบบสมมาตร (เช่น P(SMe)₃) สามารถผลิตขึ้นได้จากปฏิกิริยาระหว่างฟอสฟอรัสขาวกับไดซัลไฟด์ที่คู่กัน หรือจากฟอสฟอรัส(III) แฮไลด์กับไทโอเลต พวกมันจะไม่เกิดรูปแบบย่อยของปฏิกิริยาไมเคลิส-อาร์บูซอฟ ร่วมกับอิเล็กโทรไฟล์ ซึ่งต่างจากเอสเทอร์ทั่วไปที่คู่กัน ทว่าพวกมันจะกลับคืนสภาพไปเป็นสารประกอบฟอสฟอรัส(III) ชนิดอื่นแทน ผ่านสารมัธยันตร์ประเภทซัลโฟเนียม (sulfonium)

ฟอสฟอรัส(I) และฟอสฟอรัส(II)

บทความหลัก: ไดฟอสฟีน

สารประกอบเหล่านี้โดยทั่วไปจะมีลักษณะเด่นคือมีพันธะ P-P ตัวอย่างเช่น อนุพันธ์แบบต่อสายโซ่ (catenated derivatives) ของฟอสฟีนและออร์แกโนฟอสฟีน นอกจากนี้ ยังมีการตรวจพบสารประกอบที่มีพันธะคู่ P=P ด้วยเช่นกัน แม้ว่าจะเป็นสิ่งที่พบได้ยากก็ตาม

บทบาททางชีวภาพ

เซลล์

ฟอสฟอรัสอนินทรีย์ในรูปของฟอสเฟต (PO3−4) เป็นสิ่งจำเป็นสำหรับสิ่งมีชีวิตทุกชนิดเท่าที่รู้จักกันมา ฟอสฟอรัสมีบทบาทสำคัญอย่างยิ่งในโครงสร้างแกนหลักของดีเอ็นเอ (DNA) และอาร์เอ็นเอ (RNA) เซลล์ที่ยังมีชีวิตจะใช้ฟอสเฟตในการขนส่งพลังงานภายในเซลล์ด้วยอะดีโนซีนไตรฟอสเฟต (ATP) ซึ่งจำเป็นต่อทุก ๆ กระบวนการของเซลล์ที่ต้องใช้พลังงาน นอกจากนี้ ATP ยังมีความสำคัญต่อกระบวนการฟอสฟอรีเลชัน (phosphorylation) ซึ่งเป็นเหตุการณ์ควบคุมที่สำคัญภายในเซลล์ เซลล์สิ่งมีชีวิตทุกเซลล์จะถูกห่อหุ้มด้วยเยื่อหุ้มเซลล์ที่ทำหน้าที่แยกเซลล์ออกจากสิ่งแวดล้อมรอบตัว เยื่อหุ้มเซลล์เหล่านี้ประกอบด้วยชั้นเมทริกซ์ของฟอสโฟลิพิดและโปรตีน ซึ่งมักจะเรียงตัวกันในรูปแบบของชั้นลิพิดคู่ (bilayer) สารกลุ่มฟอสโฟลิพิดเป็นสารที่เกิดมาจากกลีเซอรอล โดยที่โปรตอนในกลุ่มไฮดรอกซิล (OH) 2 ตัวของกลีเซอรอลจะถูกแทนที่ด้วยกรดไขมันในลักษณะของเอสเทอร์ และโปรตอนในกลุ่มไฮดรอกซิลตัวที่ 3 จะถูกแทนที่ด้วยหมู่ฟอสเฟตที่สร้างพันธะกับแอลกอฮอล์อีกตัวหนึ่ง

กระดูกและสารเคลือบฟัน

ดูเพิ่ม: เมแทบอลิซึมของแคลเซียม

องค์ประกอบหลักของกระดูกคือไฮดรอกซีอะพาไทต์ (hydroxyapatite) รวมถึงแคลเซียมฟอสเฟตในรูปแบบอสัณฐาน และอาจรวมถึงคาร์บอนเนตด้วย ไดฮดรอกซีอะพาไทต์ยังเป็นองค์ประกอบหลักของสารเคลือบฟัน (tooth enamel) การเติมฟลูออไรด์ในน้ำดื่ม (water fluoridation) จะช่วยเพิ่มความต้านทานของฟันต่อการผุพัง โดยการเปลี่ยนสภาพบางส่วนของแร่ธาตุชนิดนี้ให้กลายเป็นวัสดุที่มีความแข็งยิ่งกว่าเดิม ซึ่งก็คือฟลูออระพาไทต์ (fluorapatite):

Ca₅(PO₄)₃OH + F⁻ → Ca₅(PO₄)₃F + OH⁻

ร่างกายของมนุษย์ผู้ใหญ่โดยเฉลี่ยจะมีฟอสฟอรัสอยู่ประมาณ 0.7 กิโลกรัม โดยประมาณร้อยละ 85–90 จะอยู่ในกระดูกและฟันในรูปของแร่อะพาไทต์ ส่วนที่เหลือจะกระจายตัวอยู่ในเนื้อเยื่ออ่อนและของเหลวนอกเซลล์ ปริมาณฟอสฟอรัสในร่างกายจะเพิ่มขึ้นจากประมาณร้อยละ 0.5 โดยมวลในวัยทารก ไปเป็นร้อยละ 0.65–1.1 โดยมวลในวัยผู้ใหญ่ เมื่อเปรียบเทียบกันแล้ว ความเข้มข้นของฟอสฟอรัสโดยเฉลี่ยในเลือดจะอยู่ที่ประมาณ 0.4 กรัมต่อลิตร โดยในจำนวนนั้นประมาณร้อยละ 70 จะอยู่ในรูปฟอสเฟตอินทรีย์ และร้อยละ 30 เป็นฟอสเฟตอนินทรีย์

โภชนาการ

แหล่งอาหารหลักสำหรับฟอสฟอรัสจะเป็นแหล่งเดียวกันกับอาหารที่มีโปรตีน แม้ว่าตัวโปรตีนเองจะไม่ได้มีฟอสฟอรัสเป็นส่วนประกอบก็ตาม ตัวอย่างเช่น นม เนื้อสัตว์ และถั่วเหลือง มักจะมีฟอสฟอรัสอยู่ด้วย โดยทั่วไปแล้ว หากอาหารในแต่ละมื้อมีโปรตีนและแแคลเซียมในปริมาณที่เพียงพอ ปริมาณของฟอสฟอรัสที่ได้รับก็จะเพียงพอตามไปด้วย

ตามข้อมูลจากสถาบันแพทยศาสตร์แห่งสหรัฐอเมริกา (IOM) ปริมาณสารอาหารที่ควรได้รับประจำวันโดยเฉลี่ยที่คาดการณ์ (EAR) สำหรับฟอสฟอรัสในผู้ที่มีอายุตั้งแต่ 19 ปีขึ้นไปคือ 580 มิลลิกรัมต่อวัน และปริมาณสารอาหารที่แนะนำให้บริโภคประจำวัน (RDA) คือ 700 มิลลิกรัมต่อวัน ทั้งนี้ ค่า RDA จะถูกตั้งไว้สูงกว่าค่า EAR เพื่อให้ครอบคลุมถึงกลุ่มบุคคลที่มีความต้องการสารอาหารสูงกว่าค่าเฉลี่ยทั่วไป สำหรับสตรีมีครรภ์และสตรีให้นมบุตร ค่า RDA จะอยู่ที่ 700 มิลลิกรัมต่อวันเช่นกัน ส่วนเด็กและเยาวชนอายุ 1–18 ปี ค่า RDA จะเพิ่มขึ้นตามช่วงอายุตั้งแต่ 460 ถึง 1,250 มิลลิกรัมต่อวัน ในด้านความปลอดภัย ทางสถาบัน IOM ได้กำหนดระดับปริมาณสูงสุดที่รับได้ในแต่ละวัน (UL) สำหรับฟอสฟอรัสไว้ที่ 4,000 มิลลิกรัมต่อวัน ซึ่งค่าเหล่านี้จะถูกเรียกรวมกันว่า ปริมาณสารอาหารที่ควรได้รับประจำวัน (DRI) ด้านสำนักงานความปลอดภัยอาหารแห่งยุโรป (EFSA) จะเรียกรวมข้อมูลชุดนี้ว่า ค่าอ้างอิงอาหาร (Dietary Reference Values) โดยใช้ค่าปริมาณที่แนะนำสำหรับประชากร (PRI) แทนค่า RDA และใช้ค่าความต้องการเฉลี่ย (Average Requirement) แทนค่า EAR ส่วนค่า AI (ปริมาณที่บริโภคได้เพียงพอ) และค่า UL จะถูกกำหนดนิยามในลักษณะเดียวกันกับระบบของสหรัฐอเมริกา สำหรับผู้ที่มีอายุ 15 ปีขึ้นไป รวมถึงสตรีมีครรภ์และสตรีให้นมบุตร ค่า AI ถูกกำหนดไว้ที่ 550 มิลลิกรัมต่อวัน สำหรับเด็กอายุ 4–10 ปี ค่า AI คือ 440 มิลลิกรัมต่อวัน และสำหรับอายุ 11–17 ปี จะอยู่ที่ 640 มิลลิกรัมต่อวัน ซึ่งค่า AI เหล่นี้จะต่ำกว่าค่า RDA ของสหรัฐอเมริกา อย่างไรก็ตาม ในทั้งสองระบบ วัยรุ่นจะยังคงต้องการฟอสฟอรัสในปริมาณที่มากกว่าผู้ใหญ่ ทั้งนี้ ทาง EFSA ได้ทบทวนประเด็นด้านความปลอดภัยเดียวกันนี้แล้ว และตัดสินว่ายังมีข้อมูลไม่เพียงพอที่จะกำหนดค่า UL สำหรับฟอสฟอรัสได้

ภาวะขาดฟอสฟอรัสอาจมีสาเหตุมาจากภาวะทุพโภชนาการ ความล้มเหลวในการดูดซึมฟอสเฟต และกลุ่มอาการทางเมทาบอลิซึมที่ดึงฟอสเฟตออกจากกระแสเลือด (เช่น ในกลุ่มอาการเริ่มอาหารใหม่ หลังจากภาวะทุพโภชนาการ) หรือการขับฟอสเฟตออกทางปัสสาวะมากเกินไป อาการทั้งหมดนี้จะมีลักษณะเฉพาะของภาวะฟอสเฟตในเลือดต่ำ (hypophosphatemia) ซึ่งเป็นสภาวะที่มีระดับฟอสเฟตที่ละลายน้ำได้ต่ำในซีรัมของเลือดและภายในเซลล์ อาการของภาวะฟอสเฟตในเลือดต่ำรวมถึงความผิดปกติของระบบประสาท ตลอดจนการหยุดชะงักของเซลล์กล้ามเนื้อและเซลล์เม็ดเลือดเนื่องจากการขาดสาร ATP ในทางกลับกัน การมีฟอสเฟตในร่างกายมากเกินไปอาจนำไปสู่ภาวะท้องเสียและการเกิดหินปูน (การแข็งตัว) ของอวัยวะและเนื้อเยื่ออ่อน และอาจเข้าไปรบกวนความสามารถของร่างกายในการนำเหล็ก แคลเซียม แมกนีเซียม และสังกะสีไปใช้งาน

วัฏจักรฟอสฟอรัส

บทความหลัก: วัฏจักรฟอสฟอรัส

ฟอสฟอรัสเป็นสารอาหารที่จำเป็นสำหรับพืช (และมักจะเป็นสารอาหารจำกัดที่พืชขาดแคลนบ่อยที่สุดรองจากไนโตรเจน) โดยผลผลิตฟอสฟอรัสส่วนใหญ่จะถูกนำไปใช้ในรูปของกรดฟอสฟอริกเข้มข้นสำหรับผลิตปุ๋ยในทางเกษตรกรรม ซึ่งมีส่วนประกอบของ P₂O₅ สูงถึงร้อยละ 70 ถึง 75 ปัจจัยดังกล่าวทำให้นำไปสู่การเพิ่มขึ้นอย่างมากของการผลิตฟอสเฟตในช่วงครึ่งหลังของศตวรรษที่ 20 การใส่ปุ๋ยฟอสเฟตสังเคราะห์เป็นสิ่งจำเป็นเนื่องจากฟอสฟอรัสเป็นสิ่งจำเป็นต่อสิ่งมีชีวิตทุกชนิด โดยมันมีส่วนเกี่ยวข้องในการถ่ายโอนพลังงาน ความแข็งแรงของรากและลำต้น การสังเคราะห์ด้วยแสง การแผ่ขยายของรากพืช การสร้างเมล็ดและดอก ตลอดจนปัจจัยสำคัญอื่น ๆ ที่ส่งผลต่อสุขภาพและพันธุกรรมโดยรวมของพืช อย่างไรก็ตาม การใช้ปุ๋ยฟอสฟอรัสอย่างหนักหน่วงและการไหลบ่าของปุ๋ยเหล่านั้น ได้ส่งผลให้เกิดปรากฏการณ์ยูโทรฟิเคชัน (สภาวะสารอาหารล้นเกิน) ในระบบนิเวศทางน้ำ

สารประกอบที่ประกอบด้วยฟอสฟอรัสตามธรรมชาติส่วนใหญ่นั้น พืชจะไม่สามารถนำไปใช้งานได้เนื่องจากมีความสามารถในการละลายต่ำและมีการเคลื่อนที่ในดินน้อย ฟอสฟอรัสส่วนใหญ่จะมีความเสถียรสูงมากในแร่ธาตุของดินหรือในอินทรียวัตถุของดิน แม้ว่าจะมีการเติมฟอสฟอรัสลงไปในรูปของปุ๋ยคอกหรือปุ๋ยเคมี มันก็สามารถเกิดการตรึง (fixed) อยู่ภายในดินได้ ด้วยเหตุนี้ วัฏจักรฟอสฟอรัสตามธรรมชาติจึงดำเนินไปอย่างช้า ๆ เป็นอย่างมาก ฟอสฟอรัสที่ถูกตรึงไว้บางส่วนจะถูกปลดปล่อยออกมาอีกครั้งเมื่อเวลาผ่านไปเพื่อค้ำจุนการเจริญเติบโตของพืชป่า อย่างไรก็ตาม ร่างกายของพืชต้องการฟอสฟอรัสในปริมาณที่มากกว่านั้นเพื่อรองรับการเพาะปลูกพืชผลอย่างเข้มข้นในระบบเกษตรกรรม ปุ๋ยเคมีมักจะอยู่ในรูปของซูเปอร์ฟอสเฟตของปูนขาว (superphosphate of lime) ซึ่งเป็นส่วนผสมของแคลเซียมไดไฮโดรเจนฟอสเฟต (Ca(H₂PO₄)₂) และแคลเซียมซัลเฟตไดไฮเดรต (CaSO₄·2H₂O) ที่ผลิตขึ้นจากการทำปฏิกิริยาระหว่างกรดซัลฟิวริกและน้ำกับแคลเซียมฟอสเฟต

กระบวนการแปรรูปแร่ฟอสเฟตด้วยกรดซัลฟิวริกเพื่อให้ได้ปุ๋ยเคมีนั้น มีความสำคัญต่อระบบเศรษฐกิจโลกเป็นอย่างมาก จนถือได้ว่าเป็นตลาดอุตสาหกรรมหลักของกรดซัลฟิวริก และเป็นการใช้ประโยชน์ในเชิงอุตสาหกรรมที่ใหญ่ที่สุดของธาตุกำมะถัน

การผลิต

การทำเหมืองแร่

การทำเหมืองหินฟอสเฟตในประเทศนาอูรู

ขบวนรถไฟขนส่งฟอสเฟตระหว่างทางไปยังท่าเรือกาซาบลังกาในประเทศโมร็อกโก

วิธีการผลิตฟอสฟอรัสในเชิงพาณิชย์นอกเหนือจากการทำเหมืองแร่นั้นมีอยู่จำกัดมาก เนื่องจากวัฏจักรฟอสฟอรัสไม่ได้รวมถึงการขนส่งในสถานะแก๊สในปริมาณที่มีนัยสำคัญ แหล่งฟอสฟอรัสที่สำคัญที่สุดในยุคปัจจุบันคือหินฟอสเฟต (ต่างจากในยุคก่อนหน้านี้ที่พึ่งพาปุ๋ยมูลนกหรือกัวโนเป็นหลัก)

การผลิตหินฟอสเฟตของสหรัฐอเมริกาพุ่งขึ้นสูงสุดใน ค.ศ. 1980 ที่ปริมาณ 54.4 ล้านเมตริกตัน สหรัฐอเมริกาเคยเป็นผู้ผลิตหินฟอสเฟตรายใหญ่ที่สุดของโลกมาตั้งแต่ ค.ศ. 1900 จนกระทั่งใน ค.ศ. 2006 ปริมาณการผลิตของสหรัฐฯ ได้ถูกแซงหน้าโดยประเทศจีน และใน ค.ศ. 2019 สหรัฐฯ มีสัดส่วนการผลิตคิดเป็นร้อยละ 10 ของหินฟอสเฟตทั้งหมดทั่วโลก

กระบวนการแปรรูป

วัสดุที่มีฟอสฟอรัสเป็นส่วนประกอบส่วนใหญ่นั้นจะถูกนำไปใช้ในปุ๋ยทางการเกษตร ในกรณีนี้มาตรฐานความบริสุทธิ์ของสารจะอยู่ในระดับปานกลาง ฟอสฟอรัสจะถูกแยกออกจากหินฟอสเฟตด้วยวิธีที่เรียกว่า "กระบวนการแบบเปียก" (wet process) โดยการนำแร่ธาตุไปทำปฏิกิริยากับกรดซัลฟิวริกเพื่อให้ได้กรดฟอสฟอริก จากนั้นจึงนำกรดฟอสฟอริกไปทำให้เป็นกลางเพื่อผลิตเป็นเกลือฟอสเฟตชนิดต่าง ๆ ซึ่งจะนำไปประกอบเป็นปุ๋ยเคมี ในกระบวนการแบบเปียกนี้ ฟอสฟอรัสจะไม่เกิดปฏิกิริยารีดอกซ์ ทั้งนี้ การผลิตกรดฟอสฟอริกทุก ๆ 1 ตัน จะก่อให้เกิดกากของเสียประเภทฟอสโฟยิปซัม (phosphogypsum) ประมาณ 5 ตัน โดยในแต่ละปีมีการคาดการณ์ว่าเกิดกากฟอสโฟยิปซัมทั่วโลกประมาณ 100 ถึง 280 ล้านตัน

สำหรับการนำฟอสฟอรัสไปใช้ในยา ผงซักฟอก และอาหาร สารดังกล่าวจำเป็นต้องมีมาตรฐานความบริสุทธิ์ที่สูงมาก จึงนำไปสู่การพัฒนากระบวนการแบบใช้ความร้อน (thermal process) ในกระบวนการนี้ แร่ฟอสเฟตจะถูกเปลี่ยนสภาพให้เป็นฟอสฟอรัสขาว ซึ่งสามารถทำให้บริสุทธิ์ได้ด้วยวิธีการกลั่น จากนั้นฟอสฟอรัสขาวจะถูกออกซิไดซ์ให้กลายเป็นกรดฟอสฟอริก และทำให้เป็นกลางด้วยเบสเพื่อผลิตเป็นเกลือฟอสเฟต กระบวนการแบบใช้ความร้อนนี้จะดำเนินการในเตาอาร์กไฟฟ้าแบบจุ่ม (submerged-arc furnace) ซึ่งเป็นกระบวนการที่ใช้พลังงานสูงมาก ในปัจจุบัน มีการผลิตธาตุฟอสฟอรัสบริสุทธิ์ในปริมาณประมาณ 1,000,000 ตันสั้นต่อปี โดยการนำแคลเซียมฟอสเฟต (ในรูปของหินฟอสเฟต) ซึ่งส่วนใหญ่ขุดได้ในรัฐฟลอริดาและแอฟริกาเหนือ ไปเผาที่อุณหภูมิ 1,200–1,500 องศาเซลเซียส ร่วมกับทราย (ซึ่งองค์ประกอบหลักคือ SiO₂) และถ่านโค้ก เพื่อผลิต P₄ เนื่องจากผลิตภัณฑ์ P₄ ที่ได้มีสมบัติระเหยง่าย มันจึงสามารถแยกตัวออกมาได้อย่างง่ายดาย:

4 Ca₅(PO₄)₃F + 18 SiO₂ + 30 C → 3 P₄ + 30 CO + 18 CaSiO₃ + 2 CaF₂

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

ผลิตภัณฑ์พลอยได้จากกระบวนการแบบใช้ความร้อนรวมถึงเฟอร์โรฟอสฟอรัส (ferrophosphorus) ซึ่งเป็นรูปแบบดิบของ Fe₂P ที่เกิดมาจากสารเจือปนประเภทเหล็กในแร่ตั้งต้น ส่วนกากซิลิเกตหรือตะกรัน (slag) ถือเป็นวัสดุก่อสร้างที่มีประโยชน์ และบางครั้งยังสามารถกู้คืนสารประกอบฟลูออไรด์กลับมาเพื่อใช้ในการเติมฟลูออไรด์ในน้ำดื่มได้อีกด้วย สิ่งที่เป็นปัญหามากกว่าคือ "โคลน" (mud) ที่มีฟอสฟอรัสขาวปนเปื้อนในปริมาณที่มีนัยสำคัญ การผลิตฟอสฟอรัสขาวจำเป็นต้องดำเนินการในโรงงานขนาดใหญ่เนื่องจากเป็นงานที่ใช้พลังงานสูง และในการขนส่งฟอสฟอรัสขาวจะต้องขนส่งในรูปแบบของเหลวหลอมเหลว ซึ่งที่ผ่านมาเคยเกิดอุบัติเหตุร้ายแรงบางครั้งในระหว่างการขนส่งสารนี้

ปริมาณสำรอง

ปริมาณการผลิตหินฟอสเฟตทั่วโลกรายปี (ล้านตันต่อปี) ระหว่าง ค.ศ. 1994–2022 (ข้อมูลจาก สำนักสำรวจธรณีวิทยาสหรัฐอเมริกา)

ฟอสฟอรัสประกอบด้วยมวลประมาณร้อยละ 0.1 ของเปลือกโลก อย่างไรก็ตาม มีเพียงรูปแบบที่มีความเข้มข้นสูงซึ่งถูกเรียกรวมกันว่าหินฟอสเฟต หรือฟอสฟอไรต์เท่านั้นที่สามารถนำมาทำประโยชน์ได้ และแร่เหล่านี้ไม่ได้กระจายตัวอยู่ทั่วโลกอย่างสม่ำเสมอ หินฟอสเฟตที่ยังไม่ผ่านกระบวนการจะมีความเข้มข้นของฟอสฟอรัสประมาณร้อยละ 1.7–8.7 โดยมวล (คิดเป็นฟอสฟอรัสเพนทอกไซด์ร้อยละ 4–20) ปริมาณสำรองและทรัพยากรฟอสเฟตเชิงพาณิชย์ทั้งหมดของโลกถูกประเมินจากปริมาณหินฟอสเฟต ซึ่งในทางปฏิบัติจะนับรวมถึงสินแร่มากกว่า 300 ชนิดที่มีแหล่งกำเนิด องค์ประกอบ และปริมาณฟอสเฟตที่แตกต่างกัน คำว่า "ปริมาณสำรอง" (reserves) จะหมายถึงปริมาณที่คาดว่าจะขุดกู้คืนมาได้ภายใต้ราคาตลาดปัจจุบัน และคำว่า "ทรัพยากร" (resources) จะหมายถึงปริมาณสารที่ประเมินจากเกรดหรือคุณภาพว่ามีแนวโน้มที่สมเหตุสมผลในการขุดเจาะเชิงเศรษฐกิจได้ในอนาคต ในปัจจุบันการทำเหมืองแร่เป็นวิธีเดียวที่คุ้มค่าในเชิงต้นทุนสำหรับการผลิตฟอสฟอรัส ดังนั้น การขาดแคลนหินฟอสเฟตหรือการเพิ่มขึ้นของราคาอย่างมีนัยสำคัญ อาจส่งผลกระทบในทางลบต่อความมั่นคงทางอาหารของโลกได้

การกระจายตัวทั่วโลกของปริมาณสำรองเชิงพาณิชย์ของหินฟอสเฟตใน ค.ศ. 2016

ประเทศที่ถูกคาดการณ์ว่ามีปริมาณสำรองเชิงพาณิชย์ของหินฟอสเฟตรายใหญ่ที่สุด (หน่วยเป็นพันล้านเมตริกตัน) ได้แก่ โมร็อกโก (50), จีน (3.2), อียิปต์ (2.8), แอลจีเรีย (2.2), ซีเรีย (1.8), บราซิล (1.6), ซาอุดีอาระเบีย (1.4), แอฟริกาใต้ (1.4), ออสเตรเลีย (1.1), สหรัฐอเมริกา (1.0) และฟินแลนด์ (1.0) การคาดการณ์การผลิตในอนาคตมีความแปรผันอย่างมากโดยขึ้นอยู่กับแบบจำลองและข้อสันนิษฐานเกี่ยวกับปริมาณที่สามารถขุดเจาะได้ แต่ปฏิเสธไม่ได้ว่าการผลิตหินฟอสเฟตในอนาคตจะได้รับอิทธิพลอย่างหนักจากประเทศโมร็อกโกในช่วงเวลาที่คาดการณ์ได้ ยิ่งไปกว่านั้น ยังมีการค้นพบแหล่งหินฟอสเฟตขนาดใหญ่ในประเทศนอร์เวย์ใน ค.ศ. 2023 ซึ่งก่อนหน้าการค้นพบเหล่านั้น ปริมาณสำรองฟอสฟอรัสเชิงพาณิชย์และราคาที่จับต้องได้ของโลกคาดว่าจะหมดลงภายใน 50–100 ปีข้างหน้า

ใน ค.ศ. 2023 สำนักสำรวจธรณีวิทยาสหรัฐอเมริกา (USGS) ประเมินว่าปริมาณสำรองหินฟอสเฟตที่สามารถขุดเจาะได้ในเชิงเศรษฐกิจทั่วโลกมีอยู่ 7.2 หมื่นล้านตัน ในขณะที่ปริมาณการผลิตของเหมืองแร่ทั่วโลกใน ค.ศ. 2022 อยู่ที่ 220 ล้านตัน หากสมมติให้มีอัตราการเติบโตเป็นศูนย์ ปริมาณสำรองดังกล่าวจะสามารถใช้ต่อไปได้อีกประมาณ 300 ปี ซึ่งสอดคล้องเป็นส่วนใหญ่กับรายงานของศูนย์พัฒนาปุ๋ยนานาชาติ (IFDC) ใน ค.ศ. 2010 ที่ระบุว่าปริมาณสำรองทั่วโลกจะอยู่ได้นานอีกหลายร้อยปี อย่างไรก็ตาม ตัวเลขปริมาณสำรองฟอสฟอรัสยังคงเป็นหัวข้อที่มีการถกเถียงกันอย่างรุนแรง กิลเบิร์ต (Gilbert) ตั้งข้อสังเกตว่ามีการตรวจสอบความถูกต้องภายนอกเกี่ยวกับตัวเลขประเมินดังกล่าวน้อยมาก และรายงานทบทวนใน ค.ศ. 2014 สรุปว่า รายงานของ IFDC "แสดงภาพปริมาณสำรองทั่วโลกที่สูงเกินจริง โดยเฉพาะอย่างยิ่งปริมาณสำรองของโมร็อกโก ซึ่งทรัพยากรส่วนใหญ่ที่ยังเป็นเพียงสมมติฐานและการอนุมานกลับถูกเปลี่ยนป้ายชื่อให้เป็น 'ปริมาณสำรอง' โดยง่าย"

การอนุรักษ์และการรีไซเคิล

สถานีบำบัดน้ำเสียที่มีกระบวนการแยกฟอสเฟตในมณฑลยอร์กเชียร์ ประเทศอังกฤษ

การลดการไหลบ่าของสารเคมีทางการเกษตรและการชะล้างพังทลายของดิน สามารถช่วยชะลอความถี่ที่เกษตรกรจะต้องเติมฟอสฟอรัสลงในพื้นที่เพาะปลูกลงได้ วิธีการทางการเกษตร เช่น การทำเกษตรกรรมแบบไม่ไถพรวน (no-till farming) การทำขั้นบันได (terracing) การไถพรวนตามแนวระดับ (contour plowing) และการใช้แนวกันลม (windbreaks) ได้รับการพิสูจน์แล้วว่าสามารถลดอัตราการสูญเสียฟอสฟอรัสจากพื้นที่ฟาร์มได้ แม้ว่าจะไม่ได้กำจัดความจำเป็นในการใส่ปุ๋ยเป็นระยะ ๆ ออกไปทั้งหมดก็ตาม การปลูกแถบพืชตระกูลหญ้าหรือป่าไม้คั่นระหว่างพื้นที่เพาะปลูกและแม่น้ำ ก็สามารถลดการสูญเสียฟอสเฟตและสารอาหารอื่น ๆ ได้อย่างมากเช่นกัน

โรงงานการบำบัดน้ำเสียที่มีการกำจัดฟอสฟอรัสทางชีวภาพขั้นสูง (dedicated phosphorus removal step) จะก่อให้เกิดกากตะกอนน้ำเสีย (sewage sludge) ที่อุดมไปด้วยฟอสเฟต ซึ่งสามารถนำไปปรับปรุงเพื่อสกัดฟอสฟอรัสออกมาได้ กระบวนการนี้ทำได้โดยเผากากตะกอนและกู้คืนสารจากเถ้าถ่านที่เกิดขึ้น อีกแนวทางหนึ่งคือการกู้คืนวัสดุที่อุดมด้วยฟอสฟอรัส เช่น แร่สตรูไวท์ (struvite) จากโรงงานแปรรูปของเสีย ซึ่งทำได้โดยการเติมแมกนีเซียมลงในของเสียเหล่านั้น อย่างไรก็ตาม เทคโนโลยีที่ใช้อยู่ในปัจจุบันยังคงไม่คุ้มทุนในเชิงพาณิชย์ เมื่อเปรียบเทียบกับราคาตลาดโลกปัจจุบันของฟอสฟอรัส

การประยุกต์ใช้

ส่วนนี้เกี่ยวกับการประยุกต์ใช้ธาตุฟอสฟอรัสบริสุทธิ์ สำหรับการประยุกต์ใช้สารประกอบฟอสฟอรัส ดูที่ ฟอสฟอรัส § สารประกอบ

ไม้ขีดไฟ

บทความหลัก: ไม้ขีดไฟ

แถบจุดไม้ขีดไฟที่ทำมาจากส่วนผสมของฟอสฟอรัสแดง กาว และเศษแก้วบด โดยผงแก้วจะถูกนำมาใช้เพื่อเพิ่มแรงเสียดทาน

ไม้ขีดไฟนิรภัยเป็นไม้ขีดที่จุดติดได้ยากมากบนพื้นผิวอื่นใด นอกเหนือจากแถบจุดไม้ขีดที่ทำขึ้นมาโดยเฉพาะ โดยตัวแถบจุดจะประกอบด้วยฟอสฟอรัสแดงที่ไม่มีพิษ และที่หัวไม้ขีดจะมีโพแทสเซียมคลอเรต ซึ่งเป็นสารประกอบที่ปลดปล่อยออกซิเจน เมื่อเกิดการขัดถูจากการขีดหัวไม้ขีดเข้ากับแถบจุด ปริมาณสารเพียงเล็กน้อยจากทั้งสองส่วนจะผสมรวมกันอย่างใกล้ชิด จนเกิดเป็นสารผสมของอาร์มสตรอง (Armstrong's mixture) ในปริมาณสั้น ๆ ซึ่งเป็นสารประกอบที่ไวต่อการสัมผัสสูงมาก ผงละเอียดดังกล่าวจะจุดระเบิดทันทีและส่งประกายไฟเริ่มต้นไปจุดหัวไม้ขีดไฟให้ลุกไหม้ ไม้ขีดไฟนิรภัยจะแยกส่วนประกอบทั้งสองชนิดของสารผสมจุดระเบิดออกจากกันจนกว่าไม้ขีดจะถูกขีด ซึ่งนี่คือข้อได้เปรียบด้านความปลอดภัยที่สำคัญเนื่องจากช่วยป้องกันการจุดติดไฟโดยอุบัติเหตุได้

ทางทหาร

แม้ว่าการใช้ฟอสฟอรัสขาวในทางทหารจะถูกจำกัดโดยกฎหมายระหว่างประเทศในยุคปัจจุบัน แต่อาวุธฟอสฟอรัสขาว (white phosphorus munitions) ก็ยังคงถูกนำมาใช้สำหรับการใช้งานทางทหารอยู่ เช่น ระเบิดเพลิง ฉากควัน (smoke screens) ระเบิดควัน และกระสุนส่องวิถี (tracer ammunition)

การผลิตยา

ธาตุฟอสฟอรัสบริสุทธิ์สามารถรีดิวซ์ธาตุไอโอดีนให้กลายเป็นกรดไฮโดรไอโอดิก (hydroiodic acid) ซึ่งเป็นสารเคมีที่มีประสิทธิภาพในการรีดิวซ์เอฟีดริน (ephedrine) หรือสูโดเอฟีดริน (pseudoephedrine) ให้กลายเป็นเมทแอมเฟตามีน (methamphetamine) ด้วยเหตุนี้ ทั้งฟอสฟอรัสแดงและฟอสฟอรัสขาวจึงถูกขึ้นบัญชีในสหรัฐอเมริกาให้เป็นสารเคมีตั้งต้นในบัญชี 1 โดยสำนักงานปราบปรามยาเสพติดสหรัฐอเมริกา (DEA) และการครอบครองหรือจัดการสารเหล่านี้จะต้องอยู่ภายใต้การควบคุมดูแลตามกฎระเบียบที่เข้มงวดเป็นอย่างยิ่ง

แง่มุมทางโลหะวิทยา

ฟอสฟอรัสยังเป็นส่วนประกอบสำคัญในกระบวนการผลิตเหล็กกล้า การผลิตฟอสฟอรับรอนซ์ (phosphor bronze) และในผลิตภัณฑ์อื่น ๆ ที่เกี่ยวข้องอีกมากมาย โดยมีการเติมฟอสฟอรัสลงในโลหะทองแดงในระหว่างกระบวนการถลุง เพื่อให้มันทำปฏิกิริยากับออกซิเจนที่ปนเปื้อนอยู่เป็นสารเจือปนในทองแดง และผลิตเป็นโลหะผสมทองแดงที่มีส่วนผสมของฟอสฟอรัส (CuOFP) ซึ่งมีความต้านทานต่อการเปราะจากไฮโดรเจน (hydrogen embrittlement) สูงกว่าทองแดงทั่วไป นอกจากนี้ การเคลือบผิวด้วยฟอสเฟต (phosphate conversion coating) ยังเป็นกระบวนการปรับปรุงผิวเคมีที่นำมาใช้กับชิ้นส่วนเหล็กกล้าเพื่อเพิ่มความต้านทานต่อการกัดกร่อน

สารกึ่งตัวนำ

ฟอสฟอรัสทำหน้าที่เป็นสารเจือปน (dopant) ในสารกึ่งตัวนำประเภทเอ็น (N-type semiconductors) ซึ่งใช้ในอุปกรณ์อิเล็กทรอนิกส์กำลังสูง (high-power electronics) และเครื่องตรวจวัดรังสีชนิดสารกึ่งตัวนำ ในบริบทนี้ ฟอสฟอรัสจะไม่ได้ถูกใส่เข้าไปตั้งแต่เริ่มต้นกระบวนการ แต่จะถูกสร้างขึ้นโดยตรงจากซิลิคอนในระหว่างการผลิตอุปกรณ์เหล่านั้น สิ่งนี้ทำได้โดยการสารเจือปนผ่านกระบวนการแปรนิวเคลียสด้วยนิวตรอน (neutron nuclear transmutation doping) ซึ่งเป็นวิธีการที่อาศัยการเปลี่ยนสภาพของไอโซโทปซิลิคอน ³⁰Si ให้กลายเป็น ³¹P ผ่านการจับยึดนิวตรอนและการการสลายให้อนุภาคบีตา ดังสมการต่อไปนี้: $$^{30}\mathrm {Si} \,(n,\gamma )\,^{31}\mathrm {Si} \rightarrow \,^{31}\mathrm {P} +\beta ^{-}\;(T_{1/2}=2.62\mathrm {h} )$$

ในทางปฏิบัติ โดยทั่วไปจะนำซิลิคอนไปวางไว้ใกล้ ๆ หรือภายในเครื่องปฏิกรณ์นิวเคลียร์ที่สร้างนิวตรอนขึ้นมา เมื่อนิวตรอนวิ่งทะลุผ่านซิลิคอน อะอมของฟอสฟอรัสก็จะถูกผลิตขึ้นจากการแปรนิวเคลียส (transmutation) วิธีการเติมสารเจือปนรูปแบบนี้พบได้น้อยกว่าวิธีแพร่สาร (diffusion) หรือวิธีฝังไอออน (ion implantation) เป็นอย่างมาก ทว่ามันมีข้อดีคือสามารถสร้างการกระจายตัวของสารเจือปนที่มีความสม่ำเสมอเป็นเนื้อเดียวกันอย่างที่สุด

ความอันตราย

การสัมผัสภายนอก

ฟอสฟอรัสขาว

ความอันตราย
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	อันตราย
Hazard statements	H250, H300+H330, H314, H400
Precautionary statements	P210, P222, P260, P264, P270, P271, P273, P280, P284, P301+P310+P330, P301+P330+P331, P303+P361+P353, P304+P340+P310, P305+P351+P338+P310, P335+P334, P363, P370+P378, P391, P403+P233, P405, P422, P501
NFPA 704 (fire diamond)	4 4 2
ค่าขีดจำกัดเกณฑ์ (TLV)	0.1 mg/m3

ธาตุฟอสฟอรัสบริสุทธิ์จะก่อให้เกิดอันตรายร้ายแรงที่สุดเมื่ออยู่ในรูปของฟอสฟอรัสขาว ในขณะที่ฟอสฟอรัสแดงนั้นค่อนข้างไม่มีพิษ ในอดีต การปฐมพยาบาลผิวหนังภายนอกที่สัมผัสกับฟอสฟอรัสขาวจะทำโดยการล้างบริเวณที่ได้รับผลกระทบด้วยสารละลายคอปเปอร์(II) ซัลเฟต (copper(II) sulfate) ความเข้มข้นร้อยละ 2 เพื่อสร้างสารประกอบที่ไม่เป็นอันตรายแล้วจึงล้างออก ทว่าตามแนวทางปฏิบัติของกองทัพเรือสหรัฐอเมริกา ใน ค.ศ. 2009 ได้ระบุไว้ว่า:

บุคลากรของสหรัฐฯ เคยใช้คิวปริก (คอปเปอร์) ซัลเฟตในอดีต และบางประเทศยังคงใช้งานอยู่ อย่างไรก็ตาม คอปเปอร์ซัลเฟตนั้นมีพิษ และจะถูกยกเลิกการใช้งาน เนื่องจากคอปเปอร์ซัลเฟตอาจก่อให้เกิดพิษต่อไตและสมอง ตลอดจนทำให้เกิดภาวะเม็ดเลือดแดงแตกในหลอดเลือด (intravascular hemolysis)

คู่มือดังกล่าวได้แนะนำวิธีปฏิบัติทางเลือกแทนว่า:

[...] ให้ใช้สารละลายไบคาร์บอเนตเพื่อทำให้กรดฟอสฟอริกเป็นกลาง ซึ่งจะช่วยให้สามารถกำจัดฟอสฟอรัสขาวที่มองเห็นได้ออกไป อนุภาคของสารมักจะระบุตำแหน่งได้จากการปล่อยควันเมื่อสัมผัสกับอากาศ หรือสังเกตจากกระบวนการเรืองแสงสารเคมี (phosphorescence) ในที่มืด โดยในสภาพแวดล้อมที่มืดมิด ชิ้นส่วนฟอสฟอรัสจะปรากฏเป็นจุดเรืองแสง ให้รีบทำการล้างตัดแต่งเนื้อตาย (debride) จากแผลไหม้อย่างรวดเร็วหากสภาพของผู้ป่วยเอื้ออำนวย เพื่อกำจัดชิ้นส่วนฟอสฟอรัสขาวที่อาจถูกดูดซึมเข้าสู่ร่างกายในภายหลังและอาจก่อให้เกิดพิษต่อระบบอวัยวะ ห้ามทายาประเภทเนื้อขี้ผึ้ง (ointments) ที่มีฐานเป็นน้ำมันจนกว่าจะแน่ใจว่าได้กำจัดฟอสฟอรัสขาวออกไปจนหมดสิ้นแล้ว และหลังจากกำจัดอนุภาคออกไปโดยสมบูรณ์แล้ว ให้รักษาบาดแผลเหล่านั้นในลักษณะเดียวกับแผลไหม้จากความร้อน

การกลืนกิน

ฟอสฟอรัสขาวหรือฟอสฟอรัสเหลืองที่มีลักษณะคล้ายไข ถูกนำไปใช้เป็นสารกำจัดสัตว์ฟันแทะ (ยาเบื่อหนู) รวมถึงใช้ในดอกไม้ไฟ ปุ๋ย และกระสุนอาร์มสตรอง เด็ก ๆ อาจจะกลืนกินฟอสฟอรัสเข้าไปโดยไม่ได้ตั้งใจเนื่องจากเข้าใจผิดว่าเป็นยาสีฟัน หรือเกิดขึ้นเมื่อมีการนำสารนี้ไปทาบนขนมปังเพื่อฆ่าสัตว์กัดแทะ ปริมาณที่ทำให้ถึงแก่ชีวิตอยู่ที่ประมาณ 1 มิลลิกรัมต่อกิโลกรัม อาการจะปรากฏเด่นชัดขึ้นใน 3 ระยะ ได้แก่ มีอาการอาเจียนในวันแรก ตามด้วยระยะไม่แสดงอาการเป็นเวลา 1 ถึง 3 วัน และในท้ายที่สุดจะเริ่มเข้าสู่ภาวะตับวายเฉียบพลันและภาวะไตวาย ในปัจจุบันยังไม่มีการทดสอบวินิจฉัยโรคที่น่าเชื่อถือสำหรับภาวะพิษจากฟอสฟอรัส และยังไม่มีสารต้านพิษ (antidote) ที่ทราบแน่ชัด

การได้รับสารโดยไม่รู้ตัว

การได้รับพิษเรื้อรังสามารถนำไปสู่ภาวะเนื้อตายบริเวณกระดูกขากรรไกร (phossy jaw) ในสหรัฐอเมริกา สำนักงานบริหารความปลอดภัยและอาชีวอนามัยแห่งชาติ (OSHA) ได้กำหนดให้ระดับการได้รับฟอสฟอรัสขาว 0.1 มิลลิกรัมต่อลูกบาศก์เมตร ตลอดการทำงาน 8 ชั่วโมงเป็นขีดจำกัดการรับสัมผัสสารเคมีตามกฎหมาย (PEL) และเป็นระดับการรับสัมผัสสารเคมีที่แนะนำ (REL) โดยสถาบันความปลอดภัยและอาชีวอนามัยแห่งชาติ (NIOSH) และหากได้รับสารตั้งแต่ระดับ 5 มิลลิกรัมต่อลูกบาศก์เมตรขึ้นไป จะถือว่าเป็นสภาวะที่อันตรายต่อชีวิตหรือสุขภาพในทันที (IDLH)

อ้างอิง

แหล่งข้อมูลทั่วไป

• March, Jenny (2015-12-22). "Phosphorus". Oxford Research Encyclopedia of Classics. Oxford University Press. doi:10.1093/acrefore/9780199381135.013.5052. ISBN 978-0-19-938113-5. สืบค้นเมื่อ 2025-06-07.
• Maciá-Barber, Enrique (2019-11-21). The Chemical Evolution of Phosphorus: An Interdisciplinary Approach to Astrobiology. Includes bibliographical references and index.: Apple Academic Press. doi:10.1201/9780429265136. ISBN 978-0-429-26513-6. สืบค้นเมื่อ 2025-06-07.
• Corbridge, D.E.C. (2016-04-21). Phosphorus. CRC Press. doi:10.1201/b12961. ISBN 978-1-4398-4089-4. สืบค้นเมื่อ 2025-06-07.
• Francois, M.Rony; Stephen, Frank (2015-03-20). "Phosphorus Compounds". Hamilton & Hardy's Industrial Toxicology. Hoboken, New Jersey: John Wiley & Sons, Inc. น. 383–390. doi:10.1002/9781118834015.ch51. ISBN 978-1-118-83401-5. สืบค้นเมื่อ 2025-06-07.
• Walsh, Christopher T (2020-10-30). The Chemical Biology of Phosphorus. The Royal Society of Chemistry. doi:10.1039/9781839162312. ISBN 978-1-83916-202-2. สืบค้นเมื่อ 2025-06-07.
• Murtaugh, Robert J.; Dhupa, Nishi; Ross, James N.; Rozanski, Elizabeth; Rush, John (2021-12-20). Critical Care. New York: Routledge. doi:10.1201/9781315140629. ISBN 978-1-315-14062-9. สืบค้นเมื่อ 2025-06-07.
• Fundamentals and Applications of Phosphorus Nanomaterials. ACS Symposium Series. เล่มที่ 1333. Washington, DC: American Chemical Society. 2019. doi:10.1021/bk-2019-1333. ISBN 978-0-8412-3658-5. สืบค้นเมื่อ 2025-06-07.