El Fósforo es un elemento químico que se encuentra en la tabla periódica con el símbolo de P y cuyo número atómico es 15.
Su nombre proviene del griego φώς (fos) “luz” y φόρος (foros) “portador” y pertenece al grupo 15 de los no metales.
El Fósforo no se encuentra en la naturaleza de forma directa, sino almacenado en rocas fosfatadas las cuales, al irse erosionando, liberan el mismo al suelo y éste es absorbido por las plantas y los organismos vivos.
Además, reacciona con el oxígeno atmosférico al oxidarse emitiendo luz. Sigue leyendo y conoce más sobre este elemento químico…
Características del Fósforo (P)
El Fósforo se encuentra en abundancia en los seres vivos. Este mineral forma parte de los ácidos nucleicos ADN y ARN en el cuerpo humano. También se encuentra en los dientes y huesos de los animales.
Por otro lado, el Fósforo común es sólido e incoloro, pero expide un olor muy desagradable. Además, emite luz por fosforescencia, siendo un fenómeno donde ciertas sustancias tienen la característica de absorber energía, almacenarla y luego trasmitirla por radiación.
Sin embargo, a pesar de que la fosforescencia deriva del Fósforo, en realidad se demostró que se produce quimioluminiscencia, que es lo que le da el brillo al fósforo.
Aunque existen varias formas del Fósforo, el más común es el blanco y el rojo. El fósforo blanco es inflamable, puede encenderse a 300 C, y muy tóxico, que expuesto a la luz solar o a una temperatura de 3000 C se transforma en Fósforo rojo.
El Fósforo rojo es menos tóxico y más estable. Por lo general, se encuentra en los laboratorios y es con el que se elaboran las cerillas. Este se vuelve estable después de un período de almacenamiento prolongado.
También existe el Fósforo negro, el cual es un conductor de la electricidad, no se inflama y su estructura es muy similar al grafito.
Mientras que el Fósforo violeta se obtiene del recocido del Fósforo rojo por un tiempo de 24 horas y a una temperatura de 5500 C.
El Fósforo escarlata se obtiene a partir de una solución de Fósforo blanco en disulfuro de carbono, y que se deja evaporar a la luz del sol.
Dónde encontrar Fósforo
Como ya indicamos, el Fósforo no se encuentra en una forma libre en la naturaleza. Lo puedes conseguir, sobre todo, en las rocas fosfatadas.
Cuando estas rocas se erosionan con el tiempo, el Fósforo contenido en ellas pasa al suelo y las plantas lo absorben. Luego, esas plantas son consumidas por los animales, obteniendo de esta manera el Fósforo.
En el cuerpo humano, el Fósforo es necesario para poder producir energía y desarrollar diversos procesos químicos.
Usos del Fósforo
El uso más común del fósforo es la elaboración de cerillas para producir fuego instantáneo. Son portables, pero tienen la desventaja de que al mojarse no encienden.
En la industria se utilizan los fosfatos para la fabricación de fertilizantes, insecticidas, detergentes, jabones, limpiadores, entre otros.
Además de los usos en la industria agropecuaria, el Fósforo ro también es fundamental en la producción de fuegos pirotécnicos y explosivos, gracias a sus características explosivas e inflamables.
Debido a las características metálicas, a pesar de que es un elemento no metal, se usa en la industria metalúrgica y es excelente para formar parte de aleaciones.
Aunque el Fósforo es un elemento mineral bastante letal y explosivo, es posible consumirlo en algunas variaciones, como, por ejemplo, en bebidas gaseosas como la cola, en su forma de ácido fosfórico.
Tiene una excelente propiedad: es anticorrosivo; por esta razón es utilizado para recubrir estructuras metálicas y limpiar tuberías. También se utiliza como texturizante alimentario y ablandador del agua.
Experimento con el Fósforo
Actualmente, se fabrican cerillas o fósforos de seguridad, es decir, ya el Fósforo no se ubica en la cabeza de las cerillas, sino que se ubica en la caja, específicamente en el lado del rascador.
Puedes comprobar esto frotando una cerrilla contra un papel de lija, el reverso de una baldosa o golpeando el mismo con un martillo sobre una superficie dura y no se encenderá.
Al hacer las pruebas anteriores, podrás comprobar que no hay fósforo en la cabeza de las cerillas.
En cambio, puedes raspar el lado de la caja que contiene el Fósforo con una cuchilla. El polvo que logres sacar es simplemente Fósforo y para comprobarlo puedes realizar la prueba del martillo como sigue:
- El polvo obtenido ponlo sobre la superficie dura (puede ser un yunque). Después, ubicas la cabeza de la cerilla sobre el polvo y lo golpeas con un martillo.
- Vas a visualizar una explosión producida por el Fósforo. Recuerda que es altamente inflamable y explosivo.
- Es importante que, al realizar este experimento, utilices unas gafas de seguridad para proteger tus ojos. También debe realizarse en un ambiente aireado y controlado.
Otro interesante experimento que puedes realizar con el Fósforo es el siguiente. Este experimento se llama El Sol en una Botella y vas a utilizar Fósforo rojo porque es más estable que el fósforo blanco, el cual es muy peligroso:
- Prepara una solución saturada de yoduro de potasio. Mide 13,2 gr. de yoduro de potasio y 10 ml de agua destilada.
- Lo mezclas y luego lo calientes para facilitar su disolución. Se necesita también oxígeno, si no tienes una bombona de oxígeno lo puedes obtener descomponiendo agua oxigenada.
- Cuando obtengas el oxígeno, debes llenar un balón con el mismo, lo tapas rápidamente para que no se escape.
- En una cuchara del laboratorio añade Fósforo rojo y lo enciendes directamente. Abre la tapa del balón que contiene oxígeno e introduce la cuchara con el fósforo encendido y obtendrás el Sol en una Botella.
- Podrás observar que la llama que se obtiene es sumamente brillante.
Sin embargo, si utilizaras Fósforo blanco, esta llama será mucho más incandescente, pero no debes usarlo porque es altamente tóxico, inflamable y explosivo, demasiado peligroso para utilizarlo en el experimento.
Ambos experimentos con Fósforo son muy interesantes y fáciles de realizar. Cuando los hagas (si eres menor), que se encuentre un adulto presente por seguridad y siempre utiliza gafas protectoras.
