Fósforo
El fósforo es un elemento químico de símbolo P y número atómico 15. Como elemento, el fósforo existe en dos formas principales, el fósforo blanco y el fósforo rojo, pero debido a su alta reactividad nunca se encuentra como elemento libre en la Tierra. Con una concentración del 0,1 % es el elemento número 11 en abundancia en la corteza terrestre.
Identidad
- Masa atómica
- 30.974 u
- Categoría
- No metales
- Grupo
- 15
- Periodo
- 3
- Bloque
- p
- Estado(s) de oxidación
- −3, +3, +5
- Fase (25 °C)
- Sólido
- Apariencia
- incoloro, blanco ceroso, amarillo, escarlata, rojo, violeta, negro
Estructura electrónica
- Configuración
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
- Configuración abreviada
- [Ne] 3s2 3p3
- Electrones por capa
- 2, 8, 5
- Electronegatividad (Pauling)
- 2.19
- Afinidad electrónica
- 72.0 kJ/mol
- 1.ª energía de ionización
- 1.01e+3 kJ/mol
- Energías de ionización
- 1012 · 1907 · 2914 · 4964 · 6274… kJ/mol
Propiedades físicas
- Punto de fusión
- —
- Punto de ebullición
- —
- Densidad
- 1.823 g/cm³
- Calor molar
- 23.8 J/(mol·K)
Comportamiento químico del fósforo
El fósforo tiene cinco electrones de valencia ([Ne] 3s² 3p³) y es el no metal camaleónico del periodo 3: existe como −3 en fosfuros y fosfina, como +3 en haluros y como +5 en fosfatos, su forma estable y biológica. Su electronegatividad media (2,19) le da enlaces covalentes polares. La variedad alotrópica manda en su reactividad: el fósforo blanco (P₄ tetraédrico tensionado) arde solo en aire, mientras el rojo polimérico es manejable.
Reactividad
P₄ + 5 O₂ → P₄O₁₀
El fósforo blanco arde espontáneamente en aire con llama amarilla y humo blanco de pentóxido. Esta combustión es la base de las bombas incendiarias y de la síntesis del ácido fosfórico puro.
P₄ + 6 Cl₂ → 4 PCl₃
Con cloro da tricloruro de fósforo, que con más cloro pasa a pentacloruro. Estos haluros son intermediarios clave para pesticidas, plastificantes y síntesis orgánica.
Ca₃P₂ + 6 H₂O → 3 Ca(OH)₂ + 2 PH₃
Los fosfuros se hidrolizan liberando fosfina (PH₃), un gas fétido, inflamable y muy tóxico. Es el responsable de fuegos fatuos en cementerios y del peligro de los silos de grano fumigados.
P₄O₁₀ + 6 H₂O → 4 H₃PO₄
El pentóxido es un desecante brutal que arranca el agua hasta de otras moléculas para dar ácido fosfórico. La industria lo produce así para fertilizantes y refrescos de cola.
Compuestos destacados
| Compuesto | Fórmula | Uso o importancia |
|---|---|---|
| Ácido fosfórico | H₃PO₄ | Fertilizantes, refrescos de cola y detergentes |
| Trifosfato de adenosina (ATP) | C₁₀H₁₆N₅O₁₃P₃ | Moneda energética de todas las células |
| Fosfina | PH₃ | Fumigante de granos y dopante de chips |
| Pentóxido de fósforo | P₄O₁₀ | Desecante extremo y precursor del ácido |
| Fosfato cálcico | Ca₃(PO₄)₂ | Huesos, dientes y fertilizantes |
Representación de la distribución electrónica por niveles
Ver en el constructor de átomosIsótopos
Todo el fósforo natural es fósforo-31 (³¹P), con dieciséis neutrones: es monoisotópico y estable. El fósforo-32 (³²P), con 14 días de periodo, se usa como trazador radiactivo en biología molecular y en braquiterapia contra tumores.
Presencia y obtención
Es el undécimo elemento de la corteza (~0,1 %) pero esencial para la vida: aparece como fosfatos en la apatita, la fosforita y los huesos. No existe libre por su reactividad. Se obtiene por reducción de fosfato cálcico con coque y sílice en horno eléctrico (fósforo blanco) o como ácido por vía húmeda.
Historia y origen del nombre
Hennig Brand lo descubrió en 1669 destilando orina buscando la piedra filosofal: obtuvo una sustancia que brillaba en la oscuridad y la llamó phosphorus (portador de luz). Fue el primer elemento descubierto por método moderno. Su resplandor fascinó a Boyle y a Leibniz; su fósforo blanco incendiario marcó las guerras del XX.
Aplicaciones y relevancia del fósforo
Usos del elemento
El fósforo rojo enciende las cerillas de seguridad y el blanco ilumina trazadoras y bombas de humo. El de alta pureza dopa semiconductores y fabrica LEDs. Su quimioluminiscencia aún marca boyas y señales.
Usos de sus compuestos
Los fosfatos abonan la mitad de las cosechas del mundo y efervescen en los refrescos; el ATP mueve cada músculo; los detergentes fosfatados lavaron el siglo XX hasta que la eutrofización los vetó. Sin fósforo no hay cosechas ni energía celular.
Salud, seguridad y medio ambiente
Papel biológico
Es esencial: huesos y dientes son fosfato cálcico, y el ADN y el ATP son ésteres de fosfato. Su falta retrasa el crecimiento; el exceso en diálisis daña huesos y vasos. La cola aporta más fósforo del aconsejable.
Seguridad
El fósforo blanco causa quemaduras profundas que arden bajo la piel y es tóxico sistémico: su uso militar está condenado. La fosfina fumigante mata por inhalación y exige sellado y medición. El fósforo rojo, en cambio, es de baja toxicidad.
Medio ambiente
El fósforo de fertilizantes y detergentes eutrofiza ríos y mares: proliferan algas, muere el oxígeno y colapsan ecosistemas (mar Menor, Báltico). Además las reservas de fosforita se concentran en pocos países y podrían escasear: el fósforo es el cuello de botella de la agricultura futura.
Preguntas frecuentes sobre el Fósforo
¿Por qué el fósforo brilla en la oscuridad?
El fósforo blanco se oxida lentamente en el aire y esa oxidación emite una luz verdosa fría, sin calor: es quimioluminiscencia, no magia. Brand lo vio en su orina destilada y creyó haber capturado luz. Los fuegos fatuos de cementerios son fosfina ardiendo igual. Nada de fantasmas ni de milagros: solo química lenta brillando en la oscuridad. El fósforo rojo, mucho más estable, no brilla nunca.
¿Por qué el fósforo blanco es un arma tan temida?
Porque arde solo al contacto con el aire, se pega a la piel ardiendo y sigue quemando incluso bajo el agua, causando heridas profundísimas, además de intoxicar gravemente. Su humo blanco y espeso ciega y quema pulmones. Organizaciones humanitarias piden vetarlo como arma incendiaria en zonas pobladas. Nació buscando la luz eterna y acabó en munición: el lado oscuro del portador de luz.
¿Los refrescos de cola llevan fósforo?
Sí, ácido fosfórico: da su chispa ácida característica y además conserva. Una lata aporta unos 50 mg, inocuo de vez en cuando pero preocupante en consumo diario abusivo, pues el exceso desplaza al calcio de los huesos. Los nefrólogos lo vigilan en enfermos renales. La moderación vale también aquí: el fósforo de la cola compite con el calcio de la leche.
¿Se puede agotar el fósforo del planeta?
No se destruye, pero sus minas sí: Marruecos y el Sáhara guardan la mayor parte de la fosforita y algunos estudios temen un «pico del fósforo» este siglo. Sin él no hay fertilizantes ni cosechas para 8.000 millones. La solución es reciclarlo de estiércol y depuradoras. El fósforo es el recurso olvidado: hablamos del petróleo y el agua, pero el pan depende del fosfato.
¿Qué tiene que ver el fósforo con la orina?
Su descubrimiento: Brand hirvió litros de orina buscando oro y obtuvo fósforo brillante, pues excretamos fosfatos. Durante un siglo la orina fue su única fuente. Hoy el ciclo se cierra al revés: queremos recuperar el fósforo de nuestras aguas residuales para abonar los campos de cultivo. Del retrete al laboratorio moderno y de vuelta al campo: la historia circular y sorprendente del elemento.
¿Sin fósforo no habría vida?
Literalmente: el ADN lleva fosfatos en su espinazo, el ATP transporta la energía de cada célula y huesos y dientes son fosfato cálcico. Ningún otro elemento hace las tres cosas a la vez. Por eso los astrónomos buscan fósforo al buscar vida en otros mundos lejanos: sin él no hay genes, ni energía, ni esqueletos. Somos, en sentido químico estricto, criaturas del fósforo.
¿Qué es la eutrofización que provocan los fosfatos?
El festín mortal de las algas: el fósforo de abonos y detergentes fertiliza ríos y lagunas, las algas se multiplican sin control, mueren y su descomposición agota el oxígeno, matando peces. El mar Menor y el Báltico son ejemplos muy cercanos. Por eso se vetaron los fosfatos en detergentes. Abonar de más empobrece: el exceso de nutriente mata el ecosistema entero.
Principales fuentes consultadas: PubChem, Royal Society of Chemistry, NIST, IUPAC. Última revisión: noviembre de 2026.