Foszfor

A foszfor a földkéreg egyik gyakori eleme : tömegének 0,08-0,09% -a. A tengervíz koncentrációja 0,07 mg/l [5] . Magas kémiai aktivitása miatt szabad állapotban nem található meg. Körülbelül 190 ásványt képez , amelyek közül a legfontosabbak az apatit Ca 5 (PO 4 ) 3 (F,Cl,OH), foszforit (Сa 3 (PO 4 ) 2 ) és mások. A foszfor a legfontosabb biológiai vegyületek – a foszfolipidek – része . Az állati szövetekben található, a fehérjék és más fontos szerves vegyületek ( ATP , DNS ) része, az élet egyik eleme.

Történelem

A foszfort Hennig Brand hamburgi alkimista fedezte fel 1669- ben . Más alkimistákhoz hasonlóan Brand is megpróbálta megtalálni a bölcsek kövét , de kapott egy világító anyagot. Brand az emberi vizelettel végzett kísérletekre összpontosított, mert úgy vélte, hogy az arany színű aranyat vagy valami szükségeset tartalmazhat a kivonásához. Kezdetben az volt a módszere, hogy először a vizelet néhány napig állt, amíg bűzt nem kezdett kibocsátani, majd ragacsos állapotba forrt. A paszta magas hőmérsékletre melegítésével és buborékok megjelenésével azt remélte, hogy ha sűrítik, aranyat tartalmaznak. Több órányi intenzív forralás után fehér viaszszerű anyag szemcséit kaptunk, amelyek nagyon fényesen égtek, és ráadásul villogtak a sötétben. Ezt az anyagot phosphorus mirabilis -nak ( latinul "csodálatos fényhordozó") nevezték el. Brand felfedezése a foszforra volt az első új elem felfedezése az ókor óta.

Kicsit később a foszfort egy másik német kémikus, Johann Kunkel szerezte meg .

Brandtől és Kunkeltől függetlenül a foszfort R. Boyle szerezte meg, aki az 1680. október 14-i és 1693 -ban publikált "A foszfor előállításának módja emberi vizeletből" című cikkében írta le .

1743 -ban Andreas Marggraf egy továbbfejlesztett módszert publikált a foszfor előállítására .

Bizonyítékok vannak arra, hogy az arab alkimistáknak sikerült foszforhoz jutniuk a 12. században.

Azt a tényt, hogy a foszfor egyszerű anyag , Lavoisier bizonyította .

A foszfor egy amorf allotróp módosulatát - a vörös foszfor P n - izolálták fehér foszfor hevítésével anélkül, hogy levegőhöz jutott volna, A. Schroetter a 19. század közepén.

1865-ben Gittorfról azt hitték, hogy a vörös foszfor olvadt ólomban való lehűtésével egy új kristálymódosulatot kapott, amelyet ibolyának neveztek. Ez a módosítás a P 8 és P 9 csoportokból épült fel, amelyeket foszforatomok csövekbe történő áthidalásával kapcsoltak össze. Ma azonban úgy gondolják, hogy az ibolya foszfor a vörös durva szemcséjű változata.

A név eredete

1669- ben Henning Brand fehér homok és elpárolgott vizelet keverékének hevítésével egy sötétben izzó anyagot kapott, amelyet először "hideg tűznek" neveztek. A "foszfor" másodlagos név a görög "φώς" - fény és "φέρω" - viszem szavakból származik. Az ókori görög mitológiában a Phosphorus (vagy Eosphorus, más görög Φωσφόρος ) nevet a Hajnalcsillag őrzője viselte .

Fizikai tulajdonságok

Az elemi foszfor normál körülmények között számos stabil allotróp módosulat formájában létezik . A foszfor összes létező allotróp módosulatát még nem vizsgálták teljes mértékben (2021) . Hagyományosan három módosítást különböztetnek meg: fehér, piros, fekete. Néha fő allotróp módosításoknak is nevezik őket , ami arra utal, hogy az összes többi leírt módosítás e három keveréke. Normál körülmények között a foszfornak csak két allotróp módosulata stabil, például a fehérfoszfor termodinamikailag instabil (kvázi-stacionárius állapot), és normál körülmények között idővel vörösfoszforrá alakul. Minden módosítás különbözik színben , sűrűségben és egyéb fizikai és kémiai jellemzőkben, különösen a reakciókészségben. Amikor az anyag állapota termodinamikailag stabilabb módosulásba megy át, a kémiai aktivitás csökken , például a fehér foszfor szekvenciális átalakulásával vörössé, majd a vörösből feketévé.

Fehér foszfor

A fehér foszfor fehér anyag ( a szennyeződések miatt sárgás árnyalatú lehet ). Megjelenésében nagyon hasonlít a finomított viaszhoz vagy paraffinhoz , könnyen vágható késsel, és kis erőfeszítéssel deformálódik.

A fehér foszfornak molekuláris kristályrácsa van , a fehér foszfor molekula képlete P 4 , és az atomok a tetraéder csúcsaiban helyezkednek el [6] . Inert atmoszférában, rúd (ingot) formájában öntjük, levegő hiányában tisztított vízréteg alatt vagy speciális inert közegben tároljuk.

Vízben rosszul oldódik [6] , de szerves oldószerekben könnyen oldódik . A fehérfoszfor szén-diszulfidban való oldhatóságát a szennyeződésektől való ipari tisztítására használják. A fehérfoszfor sűrűsége a legalacsonyabb az összes módosítás közül, körülbelül 1823 kg/m³. A fehér foszfor 44,1 °C-on megolvad. Gőzállapotban a foszformolekulák disszociációja megy végbe.

Kémiailag a fehérfoszfor rendkívül aktív. Például a levegő oxigénje lassan oxidálja már szobahőmérsékleten, és világít (halványzöld izzás). A kémiai oxidációs reakciókból eredő ilyen izzás jelenségét kemilumineszcenciának (néha tévesen foszforeszcenciának ) nevezik. Ha oxigénnel kölcsönhatásba lép, a fehér foszfor még víz alatt is ég [7] .

A fehérfoszfor nemcsak kémiailag aktív, hanem nagyon mérgező is : a fehér foszfor halálos dózisa egy felnőtt számára 0,05-0,15 g [4] , krónikus mérgezés esetén pedig a csontokat érinti, például az állkapocs elhalását okozza. ] . Bőrrel érintkezve könnyen meggyullad, súlyos égési sérüléseket okozva [8] [9] .

Fény hatására, amikor levegőtlen környezetben nem túl magas hőmérsékletre hevítik [6] , valamint ionizáló sugárzás hatására [10] , a fehér foszfor vörösfoszforrá alakul.

Sárga foszfor

A finomítatlan fehér foszfort általában "sárga foszfornak" nevezik. Erősen mérgező ( MPC légköri levegőben 0,0005 mg/m³), gyúlékony kristályos anyag világossárgától sötétbarnáig. Sűrűsége 1,83 g/cm³, olvad 43,1 °C-on, forráspontja +280 °C. Vízben nem oldódik, levegőn könnyen oxidálódik és spontán meggyullad. Vakító élénkzöld lánggal ég, sűrű fehér füst – P 4 O 10 tetrafoszfor-dekaoxid kis részecskéi – felszabadulásával [11] .

Mivel a foszfor csak 500 °C feletti hőmérsékleten lép reakcióba vízzel , nagy mennyiségű vizet használnak a foszfor oltására (a gyújtóforrás hőmérsékletének csökkentésére és a foszfor szilárd állapotba hozására), vagy réz-szulfát oldatot (réz-szulfát) , az oltás után a foszfort nedves homokkal borítják. A spontán égés elleni védelem érdekében a sárga foszfort vízréteg (kalcium-klorid oldat) alatt tárolják és szállítják [12] .

Vörös foszfor

A vörös foszfor az elemi foszfor termodinamikailag stabilabb módosulata. Először 1847 -ben Svédországban, A. Schrötter osztrák kémikus szerezte meg fehér foszfor melegítésével 500 °C -on szén-monoxid (CO) atmoszférában egy lezárt üvegampullában.

A vörösfoszfor képlete P n , és összetett szerkezetű polimer . Az előállítás módjától és a zúzás mértékétől függően a vörös foszfor árnyalatai a lila-pirostól az ibolyáig terjednek, öntött állapotban pedig - sötétlila, réz árnyalattal - fémes fényű. A vörösfoszfor kémiai aktivitása sokkal alacsonyabb, mint a fehéré; rendkívül alacsony az oldhatósága. A vörösfoszfort csak néhány olvadt fémben ( ólomban és bizmutban ) lehet feloldani, amelyet néha nagy kristályok előállítására használnak. Így például I. V. Gittorf német fizikai kémikus 1865 - ben kapott először tökéletesen felépített, de kicsi kristályokat (Gittorf-foszfor). A vörösfoszfor 240-250 °C hőmérsékletig levegőben nem spontán gyullad (amikor a szublimáció során fehér formává válik ), hanem súrlódás vagy ütés hatására spontán gyullad, teljesen hiányzik belőle a kemilumineszcencia jelensége . Vízben, valamint benzolban, szén-diszulfidban és más anyagokban oldhatatlan, foszfor-tribromidban oldódik. A szublimációs hőmérsékleten a vörös foszfor gőzzé alakul, amelynek lehűlésekor főleg fehér foszfor képződik.

Mérgezősége ezerszer kisebb, mint a fehéré, ezért sokkal szélesebb körben alkalmazzák, például gyufagyártásban (a gyufásdobozok rácsfelületét vörösfoszfort tartalmazó összetétel borítja). A vörösfoszfor sűrűsége is magasabb, öntve eléri a 2400 kg/m³ -t. Levegőn tárolva a vörösfoszfor nedvesség jelenlétében fokozatosan oxidálódik, higroszkópos oxidot képezve , felszívja a vizet, nedves lesz ("áztatja"), viszkózus foszforsavat képezve; Ezért légmentesen záródó edényben tároljuk. Amikor "áztatják" - vízzel mossuk a foszforsavak maradványaiból, szárítjuk és rendeltetésszerűen használják.

Fekete foszfor

A feketefoszfor az elemi foszfor termodinamikailag és kémiailag legkevésbé aktív formája. Először 1914 -ben P. W. Bridgman amerikai fizikus nyert fekete foszfort fehér foszforból nagy (2690 kg / m³) sűrűségű , fényes fekete kristályok formájában . A feketefoszfor szintéziséhez Bridgman 2⋅10 9 Pa (20 ezer atmoszféra) nyomást és körülbelül 200 °C hőmérsékletet alkalmazott. A gyors átmenet kezdete 13 000 atmoszféra körüli tartományban és 230 °C körüli hőmérsékleten van.

A fekete foszfor fémes fényű, tapintásra zsíros, a grafithoz nagyon hasonló fekete anyag, amely vízben vagy szerves oldószerekben nem oldódik. A feketefoszfort csak úgy lehet meggyújtani, ha először erősen melegítjük tiszta oxigén légkörében 400 ° C -ig. A fekete foszfor vezeti az elektromosságot, és félvezető tulajdonságokkal rendelkezik . A feketefoszfor olvadáspontja 1,8⋅10 6 Pa nyomáson 1000 °C .

Kémiai tulajdonságok

A foszfor kémiai aktivitása sokkal magasabb, mint a nitrogéné . Ebben az esetben a foszforban a többszörös kötések kialakítására való hajlam kevésbé kifejezett, mint a nitrogénben. Ennek az az oka, hogy két egyszeres kötés (δ + δ) több energiával rendelkezik, mint egy kettős kötés (δ + π), és három egyszeres kötés (δ + δ + δ) több energiával rendelkezik, mint egy hármas (δ + π + π). Ezért a foszfor nem képezi a többszörös kötéssel (N 2 , NO, N 3 - , N 2 + ) rendelkező vegyületek és nitrogénionok megfelelő analógjait. A foszfor sajátossága ezzel szemben, hogy képes lánc- és klaszterstruktúrákat kialakítani [13] . A foszfor kémiai tulajdonságait nagymértékben meghatározza allotróp módosulása. A fehér foszfor nagyon aktív, a vörös és fekete foszforra való áttérés folyamatában a kémiai aktivitás csökken. A levegőben lévő fehér foszfor szobahőmérsékleten légköri oxigénnel oxidálva látható fényt bocsát ki, az izzás a foszfor oxidációjának fotoemissziós reakciójából adódik.

Folyékony és oldott állapotban, valamint gőzökben 800 ° C -ig a foszfor molekulákból áll . 800 °C fölé melegítve a molekulák disszociálnak: ${\ce {P4))$

{\ce {P4 -> 2 P2}}

2000 °C feletti hőmérsékleten a molekulák atomokra bomlanak.

Kölcsönhatás egyszerű anyagokkal

A foszfor oxigén hatására könnyen oxidálódik :

{\ce {4 P + 5 O2 -> 2 P2O5))

(többlet oxigénnel)

{\ce {4 P + 3 O2 -> 2 P2O3))

(lassú oxidációval vagy oxigénhiánnyal).

Kölcsönhatásba lép sok egyszerű anyaggal - halogénekkel , kénnel , néhány fémmel, oxidáló és redukáló tulajdonságokat mutatva:

fémekkel - oxidálószerrel - foszfidokat képez :

{\ce {2 P + 3 Ca -> Ca3P2))

A foszfidokat víz és savak bomlanak le foszfinná .

Nem fém redukálószerrel :

{\ce {2 P + 3 S -> P2S3))

{\ce {2 P + 5 Cl2 -> 2 PCl5}}

A foszfor gyakorlatilag nem egyesül hidrogénnel. A víz azonban reakció útján lebont néhány foszfidot, például:

{\ce {Ca3P2 + 6 H2O -> 2 PH3 ^ + 3 Ca(OH)2))

az ammóniához ( foszfinhoz ) hasonló hidrogén-foszfid nyerhető - . ${\ce {PH3))$

Kölcsönhatás vízzel

500 ° C feletti hőmérsékleten kölcsönhatásba lép a vízgőzzel , aránytalanítási reakció lép fel foszfin és foszforsav képződésével :

{\ce {8 P + 12 H2O -> 5 PH3 ^ + 3 H3PO4))

A vörös foszfor vízzel reagálva foszforsavat és hidrogént termel. A reakció 700-900 °C hőmérsékleten megy végbe. A katalizátor lehet: platina, réz, titán, cirkónium [1] :

{\ce {2 P + 8 H2O ->[700-900^oC, kat] 2 H3PO4 + 5 H2 ^))

Kölcsönhatás lúgokkal

Hideg tömény lúgos oldatokban a diszproporcionálási reakció is lassan megy végbe foszfin képződésével [14] :

{\ce {4 P + 3 KOH + 3 H2O -> [\tau] PH3 ^ + 3 KH2PO2))

Helyreállító tulajdonságok

Az erős oxidálószerek a foszfort foszforsavvá alakítják :

{\ce {3 P + 5 HNO3 + 2 H2O -> 3 H3PO4 + 5NO ^))

{\ce {2 P + 5 H2SO4 -> 2 H3PO4 + 5 SO2 ^ + 2 H2O))

A foszfor oxidációs reakciója gyufa meggyújtásakor megy végbe, a Bertolet-só oxidálószerként működik :

{\ce {6 P + 5 KClO3 -> 5 KCl + 3 P2O5))

{\ce {2 P + KClO3 -> KCl + P2O3))

Getting

A foszfort apatitból vagy foszforitból nyerik koksszal és szilícium -dioxiddal való kölcsönhatás eredményeként, körülbelül 1600 ° C hőmérsékleten:

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

vagy:

{\ce {Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C -> 3 CaSiO3 + 5 CO + 2 P))

A keletkező foszforgőz a vevőben egy vízréteg alatt kondenzálódik allotróp módosulattá fehér foszfor formájában. A foszforitok helyett az elemi foszfor előállításához más szervetlen foszforvegyületeket is redukálhatunk szénnel, például metafoszforsavat :

{\ce {4 HPO3 + 10 C -> P4 + 2 H2O + 10 CO))

Alkalmazás

A foszfor a legfontosabb biogén elem, ugyanakkor nagyon széles körben használják az iparban. A vörös foszfort gyufagyártáshoz használják. Finomra csiszolt üveggel és ragasztóval együtt felviszik a doboz oldalfelületére. Ha kálium-klorátot és ként tartalmazó gyufafejet dörzsölnek, akkor meggyullad.

Izotópok

A foszfornak több mint 20 izotópja ismert (24-től 47-ig terjedő tömegszámmal). A természetes 31 P izotóp stabil. A radioaktív izotópok közül a leghosszabb élettartamúak: 30 P ( T 1/2 = 2,5 perc), 32 P (T 1/2 = 14,26 nap) és 33 P (T 1/2 = 25,34 nap) [15] .

Elemi foszfor

Talán a foszfor első tulajdonsága, amelyet az ember szolgálatába állított, a gyúlékonyság. A foszfor éghetősége nagyon magas, és az allotróp módosulástól függ.

A fehér ("sárga") foszfor a kémiailag legaktívabb, legmérgezőbb és gyúlékonyabb, ezért nagyon gyakran használják ( gyújtóbombákban stb.).

A vörösfoszfor az ipar által előállított és felhasznált fő módosulat. Gyufák , robbanóanyagok , gyújtószerek, különféle tüzelőanyagok , valamint extrém nyomású kenőanyagok gyártásához használják, getterként izzólámpák gyártásában .

Foszforvegyületek a mezőgazdaságban

A foszfor ( foszfátok formájában) az ATP szintézisében részt vevő három legfontosabb biogén elem egyike . Az előállított foszforsav nagy részét foszfátműtrágyák előállítására használják - szuperfoszfát , csapadék , ammofoszka stb.

Foszforvegyületek az iparban

A foszfátokat széles körben használják:

komplexképzőként (vízlágyítóként),
fémfelületi passzivátorok összetételében ( korrózióvédelem , például az úgynevezett „ mazhef ” összetétel).

Foszfát kötőanyagok

A foszfátok azon képességét, hogy erős, háromdimenziós polimer hálózatot képezzenek, foszfát- és alumínium- foszfát-kötőanyagok előállítására használják .

A foszforvegyületek biológiai szerepe

A foszfor az élő sejtekben orto- és pirofoszforsav formájában van jelen, nukleotidok, nukleinsavak, foszfoproteinek, foszfolipidek, koenzimek és enzimek része. Az emberi csontok hidroxilapatit 3Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca (OH) 2 -ből állnak, amely a fogzománc alapját is képezi . A foszforvegyületek emberi és állati átalakulásában a fő szerepet a máj játssza. A foszforvegyületek cseréjét a hormonok és a D-vitamin szabályozzák. Foszforhiány esetén különféle csontbetegségek alakulnak ki a szervezetben.

A napi foszforszükséglet:

felnőtteknek 1,0-2,0 g;
terhes és szoptató nők számára 3-3,8 g;
gyermekeknek és serdülőknek 1,5-2,5 g.

Nagy fizikai erőfeszítéssel a foszforszükséglet 1,5-2-szeresére nő.

Az asszimiláció hatékonyabban megy végbe, ha a foszfort kalciummal együtt 3:2 (P:Ca) arányban veszik fel.

Néhány forrás [16] :

Termék	Tartalom, mg/100 g
Tisztított kendermag _	1650
Tökmag (mag)	1233
Napraforgómag (mag) pirítva	1158
mák _	870
mustárpor	828
Szezám (hámozott)	774
Dinnyemag ( mag )	755
kakaópor _	734
kemény parmezán	694
Szárított napraforgómag (mag)	660
pórsáfránymag (mag)	644
Lenmag _	642
lótusz magvak	626
Svájci alacsony zsírtartalmú sajt	605
Nyers kesudió	593
Dió ivott	575
Amaránt dara	557
Gouda sajt	546
zab	523
Dió fekete	513
Párolt marhamáj	497
Nyers pisztácia	490
Mandula	481
Quinoa	457
Csillagfürt , magvak	440
Ponty	415
Bab	407
Földimogyoró	397
Roquefort sajt	392
Teljes kiőrlésű liszt	357
csirkemáj	297
Sertés szűzpecsenye	286
sárgaúszójú tonhal	278
Sűrített tej	253
Tojás	198
Marhahús	188 [17]
Csirke	178

Az elemi foszfor toxikológiája

A vörös foszfor gyakorlatilag nem mérgező (mérgező hatást a fehér foszfor szennyeződései adnak neki). A vörös foszfor por a tüdőbe kerülve krónikus hatású tüdőgyulladást okoz.

A fehér foszfor nagyon mérgező , lipidekben oldódik . A fehérfoszfor halálos adagja az ember számára (súlyuktól függően) 15-150 mg. A bőrre kerülve a fehér foszfor súlyos égési sérüléseket okoz , és bőrsérüléseken keresztül is bejuthat a szervezetbe, súlyos mérgezést okozva.

A fehér foszforral történő akut mérgezés a szájban és a gyomorban égő, fejfájás, gyengeség és hányás formájában nyilvánul meg. A sárgaság 2-3 nap múlva alakul ki . A krónikus formákat a kalcium-anyagcsere megsértése, a szív- és érrendszeri és az idegrendszer károsodása jellemzi. Elsősegélynyújtás akut mérgezés esetén - gyomormosás , hashajtó, tisztító beöntés, intravénás glükózoldatok. Bőrégés esetén az érintett területeket réz-szulfát vagy szóda oldattal kezelje. Az ipari helyiségek levegőjében a sárga foszforgőz MPC értéke 0,03 mg/m³, a légköri levegő átmenetileg megengedett koncentrációja 0,0005 mg/m³, az ivóvíz MPC értéke 0,0001 mg/dm³ [18] .

A foszforvegyületek toxikológiája

Egyes foszforvegyületek ( foszfin ) nagyon mérgezőek. A magas ( LD50 15-100 mg/kg) és rendkívül magas (<15 mg/kg) toxicitás miatt a legtöbb szerves foszforvegyületet (OP) peszticidként ( rovarölő , atkaölő , állatölő , stb.) vagy vegyi harci szerként használják. A vegyi harci szerek példái a Sarin , Soman , Tabun , Novicsok , V -gázok .

A FOS idegmérgek tulajdonságait mutatja. A szerves foszforvegyületek toxicitása az acetilkolin -észteráz enzim gátlásából adódik , ami fejfájást, hányingert, szédülést, pupilla-szűkületet ( miózist ), légszomjat (légszomj), nyálfolyást, vérnyomáscsökkenést, görcsöket, bénító hatásokat okoz, kómába, és ennek eredményeként gyorsan halálhoz vezethet. A FOS-mérgezés hatékony ellenszere az atropin .

Egészségügyi veszély

NFPA 704 minősítés :

négy négy 2 POI

A foszforsárga elemi az 1. veszélyességi osztályba tartozik.

Jegyzetek

↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg , Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Az elemek atomi tömegei 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Kt. 85 , sz. 5 . - P. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 . Az eredetiből archiválva: 2014. február 5.
↑ Foszfor: elektronegativitások . WebElements. Hozzáférés dátuma: 2010. július 15. Az eredetiből archiválva : 2010. január 7..
↑ Kén- és foszforvegyületek (angolul) (a hivatkozás nem elérhető) . Hozzáférés dátuma: 2010. január 27. Az eredetiből archiválva : 2010. február 13.
↑ 1 2 3 Szerkesztőség: Zefirov N. S. (főszerkesztő). Chemical Encyclopedia: 5 kötetben - Moszkva: Great Russian Encyclopedia, 1999. - V. 5. - P. 145.
↑ JP Riley és Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
↑ 1 2 3 Khodakov Yu. V., Epshtein D. A., Gloriozov P. A. § 30. Foszfor // Szervetlen kémia. Tankönyv 9. évfolyamnak. - 7. kiadás - M . : Nevelés , 1976. - S. 62-65. — 2.350.000 példány.
↑ Fehér foszfor égése a víz alatt
↑ Kemal T. Saracoglu, Ahmet H. Acar, Tamer Kuzucuoglu, Sezer Yakupoglu. White phosphorus burn (angol) // The Lancet . - 2010. - 20. évf. 376. sz . 9734 . — 68. o . - doi : 10.1016/S0140-6736(10)60812-4 .
↑ Chou TD, Lee TW, Chen SL, Tung YM, Dai NT, Chen SG, Lee CH, Chen TM, Wang HJ. The management of white phosphorus burns (angol) // Burns. - 2001. - Vol. 27 , iss. 5 . - P. 492-497 . - doi : 10.1016/S0305-4179(01)00003-1 . — PMID 11451604 .
↑ Sugárzás kémia // Egy fiatal kémikus enciklopédikus szótára . 2. kiadás / Összeg. V. A. Kritsman, V. V. Stanzo. - M . : Pedagógia , 1990. - S. 200 . — ISBN 5-7155-0292-6 .
↑ Schroeter W., Lautenschläger K.-H., Bibrak H. et al. Chemistry = Chemie. - M .: Kémia, 1989. - S. 351. - ISBN 5-7245-0360-3 .
↑ Chemical Encyclopedia / Editorial Board: Zefirov N. S. et al. - M . : Great Russian Encyclopedia, 1998. - V. 5. - 783 p. — ISBN 5-85270-310-9 .
↑ Szerk. Yu.D. Tretyakov. Szervetlen kémia: 3 kötetben - Moszkva: "Akadémia" Kiadóközpont, 2004. - T. 2. - S. 156.
↑ Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Szervetlen anyagok kémiai tulajdonságai: Proc. juttatás az egyetemek számára. - 3. kiadás, Rev. - M . : Kémia, 2000. - 480 p. — ISBN 5-7245-1163-0 .
↑ Adatok Audi G. , Bersillon O. , Blachot J. , Wapstra AH alapján The NUBASE assessment of nukleáris és bomlási tulajdonságok // Nuclear Physics A. - 2003. - T. 729 . - S. 3-128 . - doi : 10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001 . - .
↑ USDA . Hozzáférés dátuma: 2015. december 31. Az eredetiből archiválva : 2014. március 1.. (határozatlan)
↑ Bulanov Yu. B. A termékek kémiai összetétele. A tápérték.
↑ UNIAN - egészség - Mi történik a foszforral? . Letöltve: 2010. május 26. Az eredetiből archiválva : 2013. május 23.. (határozatlan)