ФОСФОР (P, Phosphorus < грец. phos — світло + phoros — той, що несе) — хімічний елемент V А групи третього періоду періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва, ат. н. 15, ат. м. 30,9738. Ф. завдяки високій реакційній здатності у вільному стані в природі не зустрічається. Вміст Ф. у земній корі становить 8·10–2% за масою. Найважливішими мінералами фосфору є апатити 3Ca3(PO4)2·CaХ2 (де Х — F, Cl, OH) і фосфорити Ca3(PO4)2. Сполуки Ф. відіграють важливу роль у житті тварин і рослин, входять до складу деяких білкових речовин (зокрема, нервової та мозкової тканини), ферментів, вітамінів. Мінеральна частина кісткових тканин тварин складається в основному із гідроксилапатиту 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2 і карбонатапатиту 3Ca3(PO4)2·CaCO3·H2O. Гідроліз деяких солей АТФ є безпосереднім джерелом енергії процесів життєдіяльності. Нуклеїнові кислоти, які також містять Ф., беруть безпосередню участь у процесах передавання спадкової інформації в живій клітині. Кругообмін Ф. у природі пов’язаний з процесами обміну речовин у рослинних та тваринних організмах.
Відомі три основні алотропічні модифікації Ф.: білий Ф., червоний Ф., чорний Ф. При температурах, близьких до 25 °С і тиску 1 атм. найбільш стабільний чорний Ф. За цих умов білий і червоний Ф. можуть існувати тривалий час як метастабільні форми. На відміну від білого Ф., який складається із тетраедричних молекул Р4, червоний і чорний Ф. високополімерні й нерозчинні у звичайних органічних і неорганічних розчинниках. Ф. — хімічно активна речовина, яка безпосередньо взаємодіє з більшою частиною елементів. Структура зовнішньої електронної оболонки атома Ф. 3s2p3, тому для Ф. найбільш характерні ступені окиснення +5 (напр. фосфатна кислота H3PO4), +3 (напр. фосфітна кислота H2[PO3Н], фосфор трихлорид PCl3) і –3 (напр. фосфін PH3). Хімічний зв’язок Ф. з сусідніми атомами переважно ковалентний. У більшості випадків координаційне число атома Ф. 4 і 3 (рідше 5 або 6). З усіх форм Ф. найбільш активний білий Ф. Червоний і чорний Ф. у хімічній реакції вступають при більш високій температурі. Окиснення Ф. звичайно супроводжується хемілюмінесценцією. Білий Ф. токсичний, що обмежує безпосереднє застосування, тому його або використовують для одержання H3PO4, галогенідів Ф. і т.п., або тривалим нагріванням у герметичних апаратах переробляють на товарний червоний Ф. При виробництві Ф. і його сполук необхідне дотримання особливих заходів безпеки, тому що білий Ф. — сильна отрута. Тривала робота в атмосфері білого Ф. може призвести до захворювання кісткової тканини, випадання зубів, змертвіння частини щелеп. Спалахуючи, білий Ф. викликає опіки, що довго не загоюються. Зберігати білий Ф. слід під водою, в герметичному посуді. Білий Ф., що спалахнув, гасять діоксидом карбону, розчином CuSO4 або піском. Обпечену шкіру слід промити розчином KMnO4 або CuSO4. Протиотрутою при отруєнні Ф. є 12% розчин CuSO4.
У медичній практиці застосовують такі сполуки фосфору: натрію аденозинтрифосфат (АТФ) — при порушенні м’язової діяльності та хронічній серцевій недостатності; розчин натрію фосфату — для ін’єкцій; мічений фосфором-32 — для діагностики і лікування злоякісних пухлин. Елементарний Ф. застосовують у військовій справі для виготовлення запальних і димових снарядів, бомб; у виробництві сірників; у металургії для одержання й легування напівпровідникових матеріалів, сталей, фосфористої бронзи. Найбільша частина Ф. витрачається для одержання похідних фосфатної кислоти. Більш як 50% світового запасу технічного Ф. переробляється на поліфосфати, які застосовують у миючих засобах. Р2О5 застосовують як висушувальний агент. Сульфіди Ф. необхідні у виробництві флотаційних реагентів, антикорозійних добавок до масел і пального, фосфорорганічних пестицидів.
Краткая химическая энциклопедия / Под ред. И.Л. Кнунянц: В 5 т. — М., 1967. — Т. 5; Левітін Є.Я. Загальна та неорганічна хімія. — Х., 2000.