Fosfor

Fosfor er et af de almindelige elementer i jordskorpen: dens indhold er 0,08-0,09% af dens masse. Koncentrationen i havvand er 0,07 mg/l [5] . Det findes ikke i fri tilstand på grund af dets høje kemiske aktivitet. Danner omkring 190 mineraler , hvoraf de vigtigste er apatit Ca 5 (PO 4 ) 3 (F, Cl, OH), phosphorit (Сa 3 (PO 4 ) 2 ) og andre. Fosfor er en del af de vigtigste biologiske forbindelser - fosfolipider . Indeholdt i animalsk væv, er en del af proteiner og andre vigtige organiske forbindelser ( ATP , DNA ), er et element i livet.

Historie

Fosfor blev opdaget af Hamborg alkymisten Hennig Brand i 1669 . Som andre alkymister forsøgte Brand at finde De Vises Sten , men fik et lysende stof. Brand fokuserede på eksperimenter med menneskelig urin, fordi han mente, at den, med en gylden farve, kan indeholde guld eller noget, der er nødvendigt for dets udvinding. I starten var hans metode, at urinen først stod i flere dage, indtil den begyndte at afgive en stank, og derefter kogte til en klistret tilstand. Ved at opvarme denne pasta til høje temperaturer og bringe den op til udseendet af bobler, håbede han, at de ville indeholde guld, når de blev kondenseret. Efter flere timers intens kogning opnåedes korn af et hvidt vokslignende stof, som brændte meget stærkt og desuden flimrede i mørket. Brand navngivet dette stof phosphor mirabilis ( latin for "mirakuløs lysbærer"). Brands opdagelse af fosfor var den første opdagelse af et nyt grundstof siden antikken.

Lidt senere blev fosfor opnået af en anden tysk kemiker - Johann Kunkel .

Uanset Brand og Kunkel blev phosphor opnået af R. Boyle , som beskrev det i artiklen "Method of preparing phosphorus from human urine", dateret 14. oktober 1680 og offentliggjort i 1693 .

En mere forbedret metode til at opnå fosfor blev offentliggjort i 1743 af Andreas Marggraf .

Der er beviser for, at arabiske alkymister var i stand til at opnå fosfor i det 12. århundrede.

Det faktum, at fosfor er et simpelt stof, blev bevist af Lavoisier .

En amorf allotrop modifikation af fosfor - rødt fosfor P n - blev isoleret ved opvarmning af hvidt fosfor uden adgang til luft, A. Schroetter i midten af 1800-tallet.

I 1865 mente man, at Gittorf ved at afkøle rødt fosfor i smeltet bly havde opnået en ny krystallinsk modifikation, som blev kaldt violet. Denne modifikation blev bygget ud fra grupperne P 8 og P 9 forbundet ved at bygge bro mellem phosphoratomer i rør. Imidlertid menes det nu, at violet fosfor er en grovkornet modifikation af rødt.

Navnets oprindelse

I 1669 opnåede Henning Brand ved at opvarme en blanding af hvidt sand og fordampet urin et stof, der glødede i mørket, først kaldet "kold ild". Det sekundære navn "fosfor" kommer fra de græske ord "φώς" - lys og "φέρω" - jeg bærer. I oldgræsk mytologi blev navnet Phosphorus (eller Eosphorus, andet græsk Φωσφόρος ) båret af Morgenstjernens vogter .

Fysiske egenskaber

Elementært fosfor eksisterer under normale forhold i form af flere stabile allotrope modifikationer . Alle eksisterende allotropiske modifikationer af fosfor er endnu ikke fuldt ud undersøgt (2021) . Traditionelt skelnes tre af dens modifikationer: hvid, rød, sort. Nogle gange kaldes de også de vigtigste allotropiske modifikationer, hvilket antyder, at alle andre beskrevne modifikationer er en blanding af disse tre. Under standardbetingelser er kun to allotrope modifikationer af fosfor stabile, for eksempel er hvidt fosfor termodynamisk ustabilt (en kvasi-stationær tilstand) og omdannes over tid under normale forhold til rødt fosfor. Alle modifikationer adskiller sig i farve , tæthed og andre fysiske og kemiske egenskaber, især reaktivitet. Når stoffets tilstand går over i en mere termodynamisk stabil modifikation , falder den kemiske aktivitet , for eksempel med den sekventielle omdannelse af hvidt fosfor til rødt, derefter rødt til sort.

Hvidt fosfor

Hvidt fosfor er et hvidt stof (kan have en gullig farvetone på grund af urenheder ). Det ligner meget i udseende raffineret voks eller paraffin , skæres let med en kniv og deformeres med en lille indsats.

Hvidt fosfor har et molekylært krystalgitter , formlen for det hvide fosformolekyle er P 4 , og atomerne er placeret i tetraederens hjørner [6] . Støbt i en inert atmosfære i form af pinde (barre), det opbevares i fravær af luft under et lag renset vand eller i specielle inerte medier.

Dårligt opløseligt i vand [6] , men let opløseligt i organiske opløsningsmidler . Opløseligheden af hvidt fosfor i kulstofdisulfid bruges til dets industrielle rensning fra urenheder. Tætheden af hvidt fosfor er den laveste blandt alle dens modifikationer og er omkring 1823 kg/m³. Hvidt fosfor smelter ved 44,1 °C. I damptilstanden sker dissociationen af fosformolekyler.

Kemisk er hvidt fosfor ekstremt aktivt. For eksempel oxideres det langsomt af luftens ilt allerede ved stuetemperatur og lyser (bleggrøn glød). Fænomenet med denne form for glød på grund af kemiske oxidationsreaktioner kaldes kemiluminescens (nogle gange fejlagtigt phosphorescens ). Når det interagerer med ilt, brænder hvidt fosfor selv under vand [7] .

Hvidt fosfor er ikke kun kemisk aktivt, men også meget giftigt : den dødelige dosis af hvidt fosfor for en voksen er 0,05-0,15 g [4] , og ved kronisk forgiftning påvirker det for eksempel knoglerne, forårsager nekrose af kæberne [4] ] . Det antændes let ved kontakt med huden og forårsager alvorlige forbrændinger [8] [9] .

Under påvirkning af lys, når den opvarmes til ikke særlig høje temperaturer i et luftløst miljø [6] , og også under påvirkning af ioniserende stråling [10] , bliver hvidt fosfor til rødt fosfor.

Gult fosfor

Uraffineret hvidt fosfor omtales almindeligvis som "gult fosfor". Meget giftig ( MPC i atmosfærisk luft 0,0005 mg/m³), brændbart krystallinsk stof fra lysegul til mørkebrun. Massefylde 1,83 g/cm³, smelter ved 43,1 °C, koger ved +280 °C. Det opløses ikke i vand, oxiderer let i luft og antændes spontant. Det brænder med en blændende lysegrøn flamme med frigivelse af tyk hvid røg - små partikler af tetrafosfordecaoxid P 4 O 10 [11] .

Da fosfor kun reagerer med vand ved temperaturer over 500 ° C, bruges store mængder vand til at slukke fosfor (for at reducere temperaturen på antændelseskilden og overføre fosfor til en fast tilstand) eller en opløsning af kobbersulfat (kobbersulfat) , efter bratkøling er fosfor dækket med vådt sand. For at beskytte mod selvantændelse opbevares gult fosfor og transporteres under et lag vand (calciumchloridopløsning) [12] .

Rødt fosfor

Rødt fosfor er en mere termodynamisk stabil modifikation af elementært fosfor. Det blev først opnået i 1847 i Sverige af den østrigske kemiker A. Schrötter ved at opvarme hvidt fosfor til 500 ° C i en atmosfære af kulilte (CO) i en forseglet glasampul.

Rødt fosfor har formlen P n og er en polymer med en kompleks struktur. Afhængigt af produktionsmetoden og graden af knusning har rødt fosfor nuancer fra lilla-rød til violet, og i støbt tilstand - mørk lilla med en kobberfarve, har en metallisk glans. Rødt fosfors kemiske aktivitet er meget lavere end hvidt; den har usædvanlig lav opløselighed. Det er kun muligt at opløse rødt fosfor i nogle smeltede metaller ( bly og vismut ), som nogle gange bruges til at opnå store krystaller af det. Så for eksempel modtog den tyske fysiske kemiker I. V. Gittorf i 1865 for første gang perfekt byggede, men små krystaller (Gittorfs fosfor). Rødt fosfor antændes ikke spontant i luften op til en temperatur på 240-250 ° C (når det bliver til en hvid form under sublimering ), men antændes spontant ved friktion eller stød, det mangler fuldstændigt fænomenet kemiluminescens . Det er uopløseligt i vand såvel som i benzen, kulstofdisulfid og andre stoffer, opløseligt i fosfortribromid. Ved sublimationstemperaturen omdannes rødt fosfor til damp, hvoraf der ved afkøling hovedsageligt dannes hvidt fosfor.

Dens giftighed er tusindvis af gange mindre end hvid, så den bruges meget mere udbredt, for eksempel til fremstilling af tændstikker (risteoverfladen på tændstikæsker er dækket af en sammensætning, der indeholder rødt fosfor). Tætheden af rødt fosfor er også højere og når 2400 kg/m³ ved støbning. Når det opbevares i luft, oxiderer rødt fosfor gradvist i nærvær af fugt og danner et hygroskopisk oxid , absorberer vand og bliver fugtigt ("gennemblødt") og danner tyktflydende fosforsyre; Derfor opbevares den i en lufttæt beholder. Når "gennemblødt" - vasket med vand fra resterne af fosforsyrer, tørret og brugt til det tilsigtede formål.

Sort fosfor

Sort fosfor er den mest termodynamisk og kemisk mindst aktive form for elementært fosfor. For første gang blev sort fosfor opnået i 1914 af den amerikanske fysiker P. W. Bridgman fra hvidt fosfor i form af sorte skinnende krystaller med en høj (2690 kg / m³) tæthed. For at udføre syntesen af sort fosfor påførte Bridgman et tryk på 2⋅10 9 Pa (20 tusinde atmosfærer) og en temperatur på omkring 200 °C. Begyndelsen af den hurtige overgang ligger i området 13.000 atmosfærer og en temperatur på omkring 230 °C.

Sort fosfor er et sort stof med en metallisk glans, fedtet at røre ved og ligner meget grafit og uden opløselighed i vand eller organiske opløsningsmidler. Det er kun muligt at sætte ild til sort fosfor ved først at opvarme det kraftigt i en atmosfære af ren oxygen op til 400 ° C. Sort fosfor leder elektricitet og har egenskaber som en halvleder . Smeltepunktet for sort phosphor er 1000 °C under et tryk på 1,8⋅10 6 Pa.

Kemiske egenskaber

Den kemiske aktivitet af fosfor er meget højere end for nitrogen . I dette tilfælde er tendensen til at danne multiple bindinger i fosfor mindre udtalt end i nitrogen. Dette skyldes, at to enkeltbindinger (δ + δ) har mere energi end én dobbeltbinding (δ + π), og tre enkeltbindinger (δ + δ + δ) har mere energi end én tripel (δ + π + π). Derfor danner fosfor ikke de tilsvarende analoger af forbindelser og nitrogenioner med multiple bindinger (N 2 , NO, N 3 - , N 2 + ). Et kendetegn ved fosfor er på den anden side evnen til at danne kæde- og klyngestrukturer [13] . Fosfors kemiske egenskaber er i vid udstrækning bestemt af dets allotropiske modifikation. Hvidt fosfor er meget aktivt, i processen med overgang til rødt og sort fosfor falder den kemiske aktivitet. Hvidt fosfor i luften, når det oxideres af atmosfærisk oxygen ved stuetemperatur, udsender synligt lys, gløden skyldes fotoemissionsreaktionen af fosforoxidation.

I flydende og opløst tilstand, såvel som i dampe op til 800 ° C , består fosfor af molekyler . Når de opvarmes til over 800 °C , dissocierer molekylerne: ${\ce {P4))$

{\ce {P4 -> 2 P2}}

Ved temperaturer over 2000 °C bryder molekyler op til atomer.

Interaktion med simple stoffer

Fosfor oxideres let af ilt :

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

(med overskydende ilt)

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

(med langsom oxidation eller med mangel på ilt).

Interagerer med mange simple stoffer - halogener , svovl , nogle metaller, viser oxiderende og reducerende egenskaber:

med metaller - et oxidationsmiddel , danner phosphider :

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

phosphider nedbrydes af vand og syrer til dannelse af phosphin .

Med ikke-metaller - reduktionsmiddel :

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

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

Fosfor kombineres praktisk talt ikke med brint. Vand nedbryder dog nogle fosphider ved reaktion, for eksempel:

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

hydrogenphosphid svarende til ammoniak ( phosphin ) kan opnås - . ${\ce {PH3))$

Interaktion med vand

Det interagerer med vanddamp ved temperaturer over 500 ° C, der opstår en disproportioneringsreaktion med dannelsen af fosphin og fosforsyre :

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

Rødt fosfor reagerer med vand og producerer fosforsyre og brint. Reaktionen forløber ved en temperatur på 700-900 °C. Katalysatoren kan være: platin, kobber, titanium, zirconium [1] :

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

Interaktion med alkalier

I kolde koncentrerede alkaliopløsninger forløber disproportioneringsreaktionen med dannelsen af fosphin også langsomt [14] :

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

Restorative egenskaber

Stærke oxidationsmidler omdanner phosphor til phosphorsyre :

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

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

Oxidationsreaktionen af fosfor opstår, når tændstikker antændes, Bertoletsalt virker som et oxidationsmiddel :

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

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

Henter

Fosfor opnås fra apatit eller phosphorit som et resultat af interaktion med koks og silica ved en temperatur på omkring 1600 ° C:

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

eller:

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

Den resulterende fosfordamp kondenserer i modtageren under et lag vand til en allotrop modifikation i form af hvidt fosfor. I stedet for phosphoritter kan andre uorganiske phosphorforbindelser for at opnå elementært fosfor reduceres med kul, for eksempel, herunder metaphosphorsyre :

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

Ansøgning

Fosfor er det vigtigste biogene grundstof og er samtidig meget udbredt i industrien. Rødt fosfor bruges til fremstilling af tændstikker. Det påføres sammen med finslebet glas og lim på boksens sideflade. Når et tændstikhoved gnides, som inkluderer kaliumchlorat og svovl, opstår der antændelse.

Isotoper

Der kendes mere end 20 isotoper af fosfor (med et massetal fra 24 til 47). Den naturlige isotop 31 P er stabil. Af de radioaktive isotoper er de længstlevende: 30 P ( T 1/2 = 2,5 min), 32 P (T 1/2 = 14,26 dage) og 33 P (T 1/2 = 25,34 dage) [15] .

Elementært fosfor

Måske er den første egenskab ved fosfor, som mennesket satte til sin tjeneste, brændbarhed. Brændbarheden af fosfor er meget høj og afhænger af den allotrope modifikation.

Hvid ("gul") fosfor er den mest kemisk aktive, giftige og brandfarlige, og derfor bruges den meget ofte (i brandbomber osv.).

Rødt fosfor er den vigtigste modifikation produceret og forbrugt af industrien. Det bruges til fremstilling af tændstikker , sprængstoffer , brandsammensætninger, forskellige typer brændstoffer samt smøremidler til ekstremt tryk, som en getter ved fremstilling af glødelamper.

Fosforforbindelser i landbruget

Fosfor (i form af fosfater ) er et af de tre vigtigste biogene elementer, der er involveret i syntesen af ATP . Det meste af den producerede fosforsyre bruges til at opnå fosfatgødning - superfosfat , bundfald , ammophoska mv.

Fosforforbindelser i industrien

Fosfater er meget udbredt:

som kompleksdannende midler (vandblødgøringsmidler),
i sammensætningen af metaloverfladepassivatorer ( korrosionsbeskyttelse , for eksempel den såkaldte " mazhef " sammensætning).

Fosfatbindere

Fosfaters evne til at danne et stærkt tredimensionelt polymernetværk bruges til at fremstille fosfat- og aluminofosfatbindemidler .

Den biologiske rolle af fosforforbindelser

Fosfor er til stede i levende celler i form af ortho- og pyrophosphorsyrer; det er en del af nukleotider, nukleinsyrer, fosfoproteiner, fosfolipider, coenzymer og enzymer. Menneskeknogler består af hydroxylapatit 3Ca 3 (PO 4 ) 2 Ca (OH) 2 , som også danner grundlaget for tandemalje . Hovedrollen i omdannelsen af fosforforbindelser hos mennesker og dyr spilles af leveren. Udvekslingen af fosforforbindelser reguleres af hormoner og D-vitamin. Ved mangel på fosfor udvikles forskellige knoglesygdomme i kroppen.

Det daglige behov for fosfor er:

for voksne 1,0-2,0 g;
til gravide og ammende kvinder 3-3,8 g;
til børn og unge 1,5-2,5 g.

Ved stor fysisk anstrengelse stiger behovet for fosfor med 1,5-2 gange.

Assimilering sker mere effektivt, når fosfor tages sammen med calcium i forholdet 3:2 (P:Ca).

Nogle kilder [16] :

Produkt	Indhold, mg/100 g
Renset hampefrø _	1650
Græskarkerner (kerner)	1233
Solsikkekerner (kerner) ristet	1158
valmuefrø _	870
sennepspulver	828
Sesam (skrællet)	774
Melonfrø ( kerner )	755
kakaopulver _	734
hård parmesan	694
Tørrede solsikkefrø (kerner)	660
Tidselfrø (kerner)	644
Hørfrø _	642
lotus frø	626
Schweizisk fedtfattig ost	605
Rå cashewnødder	593
Nødder drak	575
Amarant gryn	557
Gouda ost	546
havre	523
Valnød sort	513
Stuvet okselever	497
Rå pistacienødder	490
Mandel	481
Quinoa	457
Lupin , frø	440
Karpe	415
Bønner	407
Jordnød	397
Roquefort ost	392
Fuldkornsmel	357
kyllingelever	297
Svinemørbrad _	286
gulfinnet tun	278
Kondenseret mælk	253
Æg	198
Bøf	188 [17]
Kylling	178

Toksikologi af elementært fosfor

Rødt fosfor er praktisk talt ikke-giftigt (toksicitet gives til det af urenheder af hvidt fosfor). Støv af rødt fosfor, der kommer ind i lungerne, forårsager lungebetændelse med kronisk virkning.

Hvidt fosfor er meget giftigt , opløseligt i lipider . Den dødelige dosis af hvidt fosfor for mennesker (afhængigt af deres vægt) er 15-150 mg. Hvidt fosfor kommer på huden og forårsager alvorlige forbrændinger og kan også trænge ind i kroppen gennem hudlæsioner, hvilket forårsager alvorlig forgiftning.

Akut forgiftning med hvidt fosfor viser sig ved forbrænding i mund og mave, hovedpine, svaghed og opkastning. Gulsot udvikler sig efter 2-3 dage . Kroniske former er kendetegnet ved en krænkelse af calciummetabolisme, skade på kardiovaskulære og nervesystemer. Førstehjælp til akut forgiftning - maveskylning , afføringsmiddel, rensende lavementer, intravenøse glucoseopløsninger. I tilfælde af hudforbrændinger skal du behandle de berørte områder med opløsninger af kobbersulfat eller sodavand. MPC for gul fosfordamp i luften i industrilokaler er 0,03 mg/m³, den midlertidigt tilladte koncentration i den atmosfæriske luft er 0,0005 mg/m³, MPC i drikkevand er 0,0001 mg/dm³ [18] .

Toksikologi af fosforforbindelser

Nogle fosforforbindelser ( phosphin ) er meget giftige. På grund af den høje ( LD50 15-100 mg/kg) og ekstremt høje (<15 mg/kg) toksicitet, bruges de fleste organophosphorforbindelser (OP'er) som pesticider ( insecticider , acaricider , zoocider osv.) eller kemiske krigsførelsesmidler. Eksempler på kemiske kampmidler er Sarin , Soman , Tabun , Novichok , V-gasser .

FOS udviser egenskaberne af nervemidler. Toksicitet af organophosphorforbindelser skyldes hæmning af enzymet acetylcholinesterase , hvilket resulterer i hovedpine, kvalme, svimmelhed, pupillekonstriktion ( miosis ), åndenød (åndetnød), savlen opstår, blodtrykket falder, kramper opstår, paralytiske effekter opstår, koma, og som følge heraf kan det hurtigt resultere i døden. En effektiv modgift mod FOS-forgiftning er atropin .

Sundhedsfare

NFPA 704 rating :

fire fire 2 POI

Fosforgul elementær tilhører 1. fareklasse.

Noter

↑ 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. Grundstoffernes atomvægte 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Bd. 85 , nr. 5 . - S. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 . Arkiveret fra originalen den 5. februar 2014.
↑ Fosfor: elektronegativiteter . WebElements. Dato for adgang: 15. juli 2010. Arkiveret fra originalen 7. januar 2010.
↑ Svovl- og fosforforbindelser (engelsk) (link ikke tilgængeligt) . Dato for adgang: 27. januar 2010. Arkiveret fra originalen 13. februar 2010.
↑ 1 2 3 Redaktion: Zefirov N. S. (chefredaktør). Chemical Encyclopedia: i 5 bind - Moskva: Great Russian Encyclopedia, 1999. - V. 5. - S. 145.
↑ JP Riley og Skirrow G. Chemical Oceanography V. 1, 1965
↑ 1 2 3 Khodakov Yu. V., Epshtein D. A., Gloriozov P. A. § 30. Phosphorus // Uorganisk kemi. Lærebog for klasse 9. - 7. udg. - M . : Uddannelse , 1976. - S. 62-65. — 2.350.000 eksemplarer.
↑ Brændende hvidt fosfor under vand
↑ Kemal T. Saracoglu, Ahmet H. Acar, Tamer Kuzucuoglu, Sezer Yakupoglu. Hvid fosforforbrænding (engelsk) // The Lancet . - 2010. - Bd. 376 , nr. 9734 . — S. 68 . - 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. Håndtering af hvide fosforforbrændinger (engelsk) // Burns. - 2001. - Bd. 27 , udg. 5 . - S. 492-497 . - doi : 10.1016/S0305-4179(01)00003-1 . — PMID 11451604 .
↑ Strålingskemi // En ung kemikers encyklopædiske ordbog . 2. udg. / Komp. V. A. Kritsman, V. V. Stanzo. - M . : Pædagogik , 1990. - S. 200 . — ISBN 5-7155-0292-6 .
↑ Schroeter W., Lautenschläger K.-H., Bibrak H. et al. Chemistry = Chemie. - M .: Chemistry, 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 s. — ISBN 5-85270-310-9 .
↑ Udg. Yu.D. Tretyakov. Uorganisk kemi: i 3 bind - Moskva: Publishing Center "Academy", 2004. - T. 2. - S. 156.
↑ Lidin R. A., Molochko V. A., Andreeva L. L. Uorganiske stoffers kemiske egenskaber: Proc. tilskud til universiteter. - 3. udg., Rev. - M . : Kemi, 2000. - 480 s. — ISBN 5-7245-1163-0 .
↑ Data baseret på Audi G. , Bersillon O. , Blachot J. , Wapstra AH . - 2003. - T. 729 . - S. 3-128 . - doi : 10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001 . - .
↑ USDA . Dato for adgang: 31. december 2015. Arkiveret fra originalen 1. marts 2014. (ubestemt)
↑ Bulanov Yu. B. Kemisk sammensætning af produkter. Den ernæringsmæssige værdi.
↑ UNIAN - sundhed - Hvad sker der med fosfor? . Hentet 26. maj 2010. Arkiveret fra originalen 23. maj 2013. (ubestemt)