Uważa się, że fosfor jest minerałem świecącym w ciemności, trującym i łatwopalnym. Ale to tylko część prawdy o tym niesamowitym elemencie. Fosfor może być również inny, o wprost przeciwnych właściwościach.
Co to jest czerwony fosfor?
Fosfor może występować w kilku wariantach (formach alotropowych), które znacznie różnią się właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Powodem tego jest różnica w strukturze. Na przykład sieć krystaliczna białego fosforu jest molekularna, a sieć czerwonego fosforu jest atomowa. Dzięki temu wolno reaguje z innymi substancjami, w normalnych warunkach jest stabilny na powietrzu (biały fosfor zapala się w powietrzu). Łącznie w fosforze stwierdzono ponad dwadzieścia modyfikacji, z których cztery są stabilne (biały, czerwony, czarny i metaliczny), pozostałe są niestabilne.
Fosfor czerwony jest bardzo interesującą substancją, naturalnym nieorganicznym polimerem o wzorze (P 4)n i bardzo złożonej strukturze piramidalnie połączonych atomów.
Właściwości czerwonego fosforu w pewnym stopniu zależą od warunków jego przygotowania. Zmieniając temperaturę, światło i katalizatory, możliwe jest tworzenie form czerwonego fosforu o przewidywalnych właściwościach.
Odkrywcą czerwonego fosforu jest Austriak A. Schroetter, który uzyskał go poprzez ogrzanie zamkniętej ampułki z białym fosforem i tlenkiem węgla w temperaturze +500°C.
Właściwości czerwonego fosforu
Fosfor czerwony otrzymuje się przez długotrwałe ogrzewanie fosforu białego w wysokich temperaturach (250-300°C) bez dostępu powietrza. Kolor substancji waha się od fioletowo-czerwonego do fioletowego.
Fosfor czerwony, w przeciwieństwie do swojego bardziej znanego „brata”, fosforu białego, jest ciałem stałym, nie świeci, jest praktycznie nierozpuszczalny w niczym (ani w wodzie, ani w rozpuszczalnikach organicznych, ani w dwusiarczku węgla). Nie jest trujący, zapala się samorzutnie w powietrzu tylko w temperaturze + 240-260 ° C (w rzeczywistości to nie sam czerwony fosfor zapala się, ale jego opary, które po ochłodzeniu zamieniają się w biały łatwopalny fosfor).
Gęstość czerwonego fosforu jest większa niż białego i wynosi 2,0 - 2,4 g/cm3 (w zależności od konkretnej modyfikacji).
W powietrzu czerwony fosfor pochłania wilgoć, utlenia się, zamieniając w tlenek; kontynuując wchłanianie wilgoci, zamienia się w gęsty kwas fosforowy („nasiąka”). W związku z tym odczynnik powinien być hermetycznie zamknięty, pozbawiony dostępu wilgoci z powietrza. Po podgrzaniu czerwony fosfor nie topi się, ale sublimuje (odparowuje). Po kondensacji opary substancji zamieniają się w biały fosfor.
Zastosowanie czerwonego fosforu
Fosfor czerwony jest praktycznie nietoksyczny i znacznie bezpieczniejszy 
podczas eksploatacji i przechowywania niż fosfor biały. Dlatego w przemysłowej produkcji fosforków, nawozów zawierających fosfor i różnych pochodnych kwasu fosforowego najczęściej stosuje się fosfor czerwony.
Sam czerwony fosfor jest używany głównie do robienia zapałek. Jest zawarty w mieszance „tarki”, którą nakłada się na pudełka. Jest również stosowany w smarach, kompozycjach zapalających, paliwach oraz w produkcji lamp żarowych.
Nie wiesz gdzie kupić fosfor czerwony?
Fosfor czerwony i różne inne chemikalia można kupić w jednym z największych sklepów ze sprzętem laboratoryjnym, PrimeChemicalsGroup. Mamy przystępne ceny i dogodną dostawę w Moskwie i regionie, a wykwalifikowani menedżerowie pomogą Ci dokonać wyboru.
W ciemnym pokoju lub na zewnątrz w nocy wypróbuj to proste doświadczenie. Niezbyt mocno, aby zapałka się nie zapaliła, uderz ją w pudełko zapałek. Zauważysz, że przez chwilę na tarce będzie widoczna świecąca ścieżka z zapałki. Świeci białym fosforem. Ale każdy, kto pamięta lekcje chemii w liceum, może powiedzieć: „Przepraszam, do produkcji zapałek używa się fosforu czerwonego, a nie białego”. Prawidłowy! W tarce pudełka zapałek nie ma białego fosforu, jest czerwony, który w wyniku reakcji zachodzącej pomiędzy czerwonym fosforem znajdującym się na powierzchni pudełka zapałek, a solą Bertholleta zawartą w główce zapałki, nagrzewa się w momencie tarcia iw niewielkiej ilości zmienia kolor na biały.
Fosfor może występować w kilku formach lub, jak mówią, w kilku modyfikacjach.
Biały fosfor jest stałą substancją krystaliczną, aw swojej chemicznie czystej postaci kryształy białego fosforu są całkowicie bezbarwne, przezroczyste i bardzo dobrze załamują światło. W świetle szybko żółkną i tracą przezroczystość. Dlatego w normalnych warunkach fosfor wygląda bardzo podobnie do wosku, ale jest od niego cięższy (gęstość fosforu białego wynosi 1,84). Na zimno fosfor jest kruchy, ale w temperaturze pokojowej jest stosunkowo miękki i można go łatwo ciąć nożem. W temperaturze 44°C biały fosfor topi się, aw temperaturze 280,5°C wrze. Biały fosfor, utleniony tlenem atmosferycznym, świeci w ciemności i łatwo zapala się po lekkim podgrzaniu, na przykład w wyniku tarcia.
Temperatura zapłonu idealnie suchego i czystego fosforu jest zbliżona do temperatury ludzkiego ciała. Dlatego jest przechowywany tylko pod wodą. Podczas I wojny światowej biały fosfor był używany jako materiał zapalający w pociskach artyleryjskich, bombach lotniczych, granatach i kulach.
Fosfor czerwony, w przeciwieństwie do białego, czy żółtego, jak się go czasem nazywa, nie jest trujący, nie utlenia się w powietrzu, nie świeci w ciemności, nie rozpuszcza się w dwusiarczku węgla i świeci dopiero w temperaturze 260°C. Fosfor czerwony otrzymuje się z białego przez długotrwałe ogrzewanie bez powietrza w temperaturze 250-300°C.
Historia odkrycia fosforu
Obraz Josepha Wrighta Alchemik odkrywający fosfor , rzekomo opisujący odkrycie fosforu przez Henniga Branda
W poszukiwaniu eliksiru młodości i prób zdobycia złota XVII-wieczny alchemik Genning Brand z Hamburga próbował zrobić z moczu „kamień filozoficzny”. W tym celu odparował jej dużą ilość, a otrzymaną po odparowaniu syropowatą pozostałość poddał silnemu kalcynowaniu w mieszaninie z piaskiem i węglem drzewnym bez dostępu powietrza.
W efekcie Brand otrzymał substancję o niezwykłych właściwościach: świeciła w ciemności; wrzucony do wrzącej wody wydzielał opary, które zapalały się w powietrzu z wydzielaniem gęstego białego dymu, który rozpuszczał się w wodzie tworząc kwas.
Zainteresowanie nową substancją było ogromne, a Brand miał nadzieję, że odniesie uczciwy zysk ze swojego odkrycia: nie bez powodu był w przeszłości kupcem z Hamburga. Zachowując metodę produkcji w najściślejszej tajemnicy, Brand pokazał nową substancję za pieniądze i sprzedał ją tym, którzy chcieli w małych porcjach tylko czystego złota. Po pewnym czasie Brand sprzedał również tajemnicę robienia fosforu drezdeńskiemu chemikowi Kraftowi, który podobnie jak Brand zaczął podróżować do pałaców wpływowych ludzi, pokazując fosfor za pieniądze, dorabiając się ogromnej fortuny.
Cuda z blaskiem i zapłonem fosforu
Po odkryciu fosforu ponownie wykorzystano jego zdolność świecenia w ciemności, ale do innych celów. Tym razem fosforem zaczęli handlować przedstawiciele kultów religijnych. Przepisy na wykorzystanie fosforu były bardzo różnorodne. Na przykład niewielką ilość białego fosforu dodawano do stopionego, ale już zagęszczonego wosku lub parafiny. Ołówki zostały uformowane z powstałej mieszanki, za pomocą której wykonali napisy na ścianach świątyń i ikon. W nocy widoczne były „tajemnicze napisy”. Fosfor, wolno utleniający się, żarzył się, a parafina chroniąca go przed szybkim utlenianiem wydłużała czas trwania zjawiska.
Fosfor biały rozpuszczony w benzenie lub dwusiarczku węgla. Powstałym roztworem zwilżano knoty świec lub lamp. Po odparowaniu rozpuszczalnika zapalił się biały fosfor, z którego zapalił się knot. Tak powstał „cud” zwany „samozapłonem świec”.
Wędrujące światła na bagnach i cmentarzach
Jednym z interesujących związków fosforu jest fosfina gazowa, której cechą charakterystyczną jest to, że jest wysoce łatwopalna w powietrzu. Ta właściwość fosfiny wyjaśnia pojawienie się świateł bagiennych, wędrujących lub grobowych. Naprawdę są pożary na bagnach i świeże groby. To nie jest fantazja ani fikcja. W ciepłe, ciemne noce na świeżych grobach czasami obserwuje się bladoniebieskawe, słabo migoczące światła. To „spala” fosfinę. Fosforan powstaje podczas rozkładu martwych organizmów roślinnych i zwierzęcych.
Fosfor jest dość powszechnym pierwiastkiem chemicznym na naszej planecie. Jego nazwa tłumaczy się jako „nośnik światła”, ponieważ w czystej postaci świeci jasno w ciemności. Pierwiastek ten został odkryty zupełnie przypadkowo przez alchemika Henninga Branda, który próbował wydobyć złoto z moczu. Tak więc fosfor stał się pierwszym pierwiastkiem, który alchemicy byli w stanie wydobyć poprzez swoje eksperymenty.
Charakterystyka fosforu
Jest bardzo aktywny chemicznie, dlatego w przyrodzie można go znaleźć jedynie w postaci minerałów – związków z innymi pierwiastkami, których jest 190 gatunków. Najważniejszym związkiem jest fosforan wapnia Obecnie znanych jest wiele odmian apatytu, z których najpowszechniejszym jest fluorapatyt. Skały osadowe - fosforyty - zbudowane są z różnego typu apatytów.
Dla organizmów żywych fosfor jest bardzo ważny, gdyż wchodzi w skład białka zarówno roślinnego, jak i zwierzęcego w postaci różnych związków.
W roślinach pierwiastek ten występuje głównie w białkach nasion, a w organizmach zwierzęcych – w różnych białkach krwi, mleka, komórek mózgowych, a duża ilość fosforu występuje w postaci fosforanu wapnia w kościach kręgowce.
Fosfor występuje w trzech modyfikacjach alotropowych: fosfor biały, czerwony i czarny. Przyjrzyjmy się im bardziej szczegółowo.
Fosfor biały można otrzymać przez szybkie schłodzenie jego oparów. Następnie powstaje stała krystaliczna substancja, która w czystej postaci jest absolutnie bezbarwna i przezroczysta. Dostępny w handlu biały fosfor ma zwykle lekko żółtawy kolor i ma bardzo woskowaty wygląd. Na zimno substancja ta staje się krucha, aw temperaturach powyżej 15 stopni staje się miękka i można ją łatwo ciąć nożem.
Fosfor biały nie rozpuszcza się w wodzie, ale dobrze radzi sobie z rozpuszczalnikami organicznymi. W powietrzu bardzo szybko się utlenia (zaczyna się palić) i jednocześnie świeci w ciemności. Właściwie wyobrażenia o świecącej substancji i kryminały o niej związane są właśnie z białym fosforem. Jest to silna trucizna, która jest śmiertelna nawet w małych dawkach.
Czerwony fosfor to ciemnoczerwone ciało stałe, które różni się właściwościami od opisanych powyżej. Bardzo wolno utlenia się w powietrzu, nie świeci w ciemności, świeci tylko po podgrzaniu, nie rozpuszcza się w rozpuszczalnikach organicznych i nie jest trujący. Przy silnym ogrzewaniu, przy którym nie ma dostępu powietrza, bez topienia zamienia się w parę, z której po schłodzeniu otrzymuje się biały fosfor. Podczas spalania obu pierwiastków powstaje tlenek fosforu, co świadczy o obecności tego samego pierwiastka w ich składzie. Innymi słowy, tworzą je jeden pierwiastek – fosfor – i są jego odmianami alotropowymi.
Czarny fosfor otrzymuje się z białego w temperaturze 200 stopni Celsjusza pod wysokim ciśnieniem. Ma warstwową strukturę, metaliczny połysk i wyglądem przypomina grafit. Ze wszystkich stałych rodzajów tej substancji jest najmniej aktywna.
Fosfor- element trzeciego okresu i grupa VA układu okresowego, numer seryjny 15. Wzór elektronowy atomu to [ 10 Ne] 3s 2 3p 3, stabilny stopień utlenienia w związkach + V.
Skala stopnia utlenienia fosforu:
Elektroujemność fosforu (2,32) jest znacznie niższa niż typowych niemetali i nieco wyższa niż wodoru. Tworzy różne zawierające tlen kwasy, sole i związki dwuskładnikowe, wykazuje właściwości niemetaliczne (kwasowe). Większość fosforanów jest nierozpuszczalna w wodzie.
W naturze - trzynasty pod względem liczebności chemicznej pierwiastek (szósty wśród niemetali) występuje tylko w formie związanej chemicznie. Istotny element.
Brak fosforu w glebie uzupełnia się wprowadzając nawozy fosforowe - głównie superfosfaty.
Modyfikacje alotropowe fosforu
Fosfor czerwony i biały P. Znanych jest kilka alotropowych form fosforu w postaci wolnej, z których główne to biały fosfor R4 i czerwony fosfor Pn. W równaniach reakcji formy alotropowe są reprezentowane jako P (czerwony) i P (biały).
Fosfor czerwony składa się z cząsteczek polimeru Pn o różnej długości. Bezpostaciowy, w temperaturze pokojowej powoli zamienia się w biały fosfor. Po podgrzaniu do 416°C sublimuje (po schłodzeniu pary biały fosfor skrapla się). Nierozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych. Aktywność chemiczna jest niższa niż fosforu białego. W powietrzu zapala się tylko po podgrzaniu.
Stosowany jest jako odczynnik (bezpieczniejszy niż fosfor biały) w syntezach nieorganicznych, wypełniacz do lamp żarowych, składnik rozlewania pudełek przy produkcji zapałek. Nie trujący.
Fosfor biały składa się z cząsteczek P4. Miękki jak wosk (pokrojony nożem). Topi się i wrze bez rozkładu (t pl 44,14 ° C, t bp 287,3 ° C, p 1,82 g / cm 3). Utlenia się w powietrzu (zielona poświata w ciemności), przy dużej masie możliwy jest samozapłon. W specjalnych warunkach przekształca się w czerwony fosfor. Dobrze rozpuśćmy się w benzenie, eterach, dwusiarczku węgla. Nie reaguje z wodą przechowywaną pod warstwą wody. Niezwykle reaktywny. Wykazuje właściwości redoks. Odnawia metale szlachetne z roztworów ich soli.
Stosowany jest do produkcji H 3 P 0 4 i czerwonego fosforu, jako odczynnik w syntezie organicznej, odtleniacz stopów i środek zapalający. Płonący fosfor należy gasić piaskiem (ale nie wodą!). Niezwykle trujący.
Równania najważniejszych reakcji fosforu: 
Produkcja fosforu w przemyśle
- redukcja fosforytów gorącym koksem (dodawany jest piasek w celu związania wapnia):
Ca 3 (PO4) 2 + 5C + 3SiO2 \u003d 3CaSiO3 + 2 R+ 5СО (1000 °С)
Pary fosforu schładza się i otrzymuje się stały biały fosfor.
Fosfor czerwony wytwarza się z fosforu białego (patrz wyżej), w zależności od warunków stopień polimeryzacji n (P n) może być różny.
Związki fosforu
Fosforan RN 3. Związek binarny, stopień utlenienia fosforu to - III. Bezbarwny gaz o nieprzyjemnym zapachu. Cząsteczka ma strukturę niekompletnego czworościanu [:P(H) 3 ] (hybrydyzacja sp 3). Słabo rozpuszczalny w wodzie, nie reaguje z nią (w przeciwieństwie do NH 3). Silny reduktor, pali się na powietrzu, utlenia się do HNO 3 (stężony). Dołącza HI. Służy do syntezy związków fosforoorganicznych. Silnie trujący.
Równania najważniejszych reakcji fosfiny:
Wprowadzanie fosforowodoru laboratoria:
СazP2 + 6НCl (razb.) = ЗСаСl + 2 RNz
Tlenek fosforu (V) P 2 O 5. Tlenek kwasu. Biały, stabilny termicznie. W stanie stałym i gazowym dimer P 4 O 10 ma strukturę czterech czworościanów połączonych trzema wierzchołkami (P - O-P). W bardzo wysokich temperaturach monomeryzuje do P 2 O 5 . Jest też szklisty polimer (P 2 0 5) str. Niezwykle higroskopijny, energicznie reaguje z wodą, alkaliami. Odrestaurowany białym fosforem. Pobiera wodę z kwasów zawierających tlen.
Znajduje zastosowanie jako wysoce skuteczny środek odwadniający do suszenia ciał stałych, cieczy i mieszanin gazowych, odczynnik do produkcji szkieł fosforanowych oraz katalizator polimeryzacji alkenów. Trujący.
Równania najważniejszych reakcji tlenku fosforu +5:
Paragon: spalanie fosforu w nadmiarze suchego powietrza.
Kwas ortofosforowy H 3 P 0 4. oksokwas. Substancja biała, higroskopijna, końcowy produkt oddziaływania P 2 O 5 z wodą. Cząsteczka ma strukturę zniekształconego czworościanu [Р(O)(OH) 3 ] (sp 3 -hybridisadium), zawiera kowalencyjne wiązania σ P-OH i σ, wiązanie π P=O. Topi się bez rozkładu, rozkłada się przy dalszym ogrzewaniu. Dobrze rozpuszcza się w wodzie (548 g/100 g H 2 0). Słaby kwas w roztworze, zobojętniony alkaliami, nie całkowicie hydrat amoniaku. Reaguje z typowymi metalami. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Jakościową reakcją jest wytrącanie się żółtego osadu ortofosforanu srebra (I). Znajduje zastosowanie w produkcji nawozów mineralnych, do klarowania sacharozy, jako katalizator w syntezach organicznych, jako składnik powłok antykorozyjnych na żeliwie i stali.
Równania najważniejszych reakcji kwasu fosforowego:
Otrzymywanie kwasu fosforowego w przemyśle:
wrzący fosforyt w kwasie siarkowym:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (stęż.) = 2 H3PO4+ 3CaSO4
Ortofosforan sodu Na 3 PO 4. Oksosol. Biały, higroskopijny. Topi się bez rozkładu, stabilny termicznie. Dobrze rozpuszcza się w wodzie, hydrolizuje na aniononie, w roztworze tworzy silnie zasadowe środowisko. Reaguje w roztworze z cynkiem i aluminium.
Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Jakościowa reakcja na jon PO 4 3-
— tworzenie się żółtego osadu ortofosforanu srebra(I).
Stosowany jest do eliminacji „stałej” twardości słodkiej wody, jako składnik detergentów i fotowywoływaczy, odczynnik w syntezie kauczuku. Równania najważniejszych reakcji:
Paragon: całkowite zobojętnienie H 3 P 0 4 wodorotlenkiem sodu lub zgodnie z reakcją:
Wodoroortofosforan sodu Na 2 HPO 4. Kwaśna sól oksozowa. Biały, przy umiarkowanym ogrzewaniu rozkłada się bez topienia. Dobrze rozpuśćmy się w wodzie, jest hydrolizowany na anionie. Reaguje z H 3 P 0 4 (stężony), zobojętniony alkaliami. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Jakościowa reakcja na jon HPO 4 2-- tworzenie się żółtego osadu ortofosforanu srebra (I).
Stosowany jest jako emulgator w zagęszczaniu mleka krowiego, składnik pasteryzatorów żywności i fotowybielaczy.
Równania najważniejszych reakcji:
Paragon: niepełne zobojętnienie H 3 P 0 4 wodorotlenkiem sodu w rozcieńczonym roztworze:
2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
Dihydroortofosforan sodu NaH 2 PO 4. Kwaśna sól oksozowa. Biały, higroskopijny. Przy umiarkowanym ogrzewaniu rozkłada się bez topienia. Dobrze rozpuśćmy się w wodzie, anion Н 2 Р0 4 jest narażony na odwracalną dysocjację. Zneutralizowany alkaliami. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Jakościowa reakcja na jon H 2 P 0 4 - tworzenie się żółtego osadu ortofosforanu srebra(1).
Znajduje zastosowanie w produkcji szkła, do ochrony stali i żeliwa przed korozją, jako zmiękczacz wody.
Równania najważniejszych reakcji:
Paragon: niepełna neutralizacja H 3 PO 4 sodą kaustyczną:
H3PO4 (stęż.) + NaOH (rozcieńcz.) = NaH2PO4+ H2O
Ortofosforan wapnia Ca 3 (PO 4) 2— Oksosol. Biały, ogniotrwały, stabilny termicznie. Nierozpuszczalne w wodzie. Rozkładany przez stężone kwasy. Odrestaurowany koksem podczas syntezy. Główny składnik rud fosforytów (apatyty itp.).
Służy do otrzymywania fosforu, w produkcji nawozów fosforowych (superfosfatów), ceramiki i szkła, wytrącony proszek stosuje się jako składnik past do zębów oraz stabilizator polimerowy.
Równania najważniejszych reakcji:
Nawozy fosforowe
Nazywa się mieszaninę Ca (H 2 P 0 4) 2 i CaSO 4 prosty superfosfat, Ca (H 2 P0 4) 2 z domieszką CaHP0 4 - podwójny superfosfat, są łatwo wchłaniane przez rośliny podczas karmienia.
Najcenniejsze nawozy - amofos(zawierają azot i fosfor) są mieszaniną soli amonowych kwasów NH 4 H 2 PO 4 i (NH 4) 2 HPO 4 .
Chlorek fosforu(V) PCI5. połączenie binarne. Biały, lotny, nietrwały termicznie. Cząsteczka ma strukturę bipiramidy trygonalnej (sp 3 d-hybrydyzacja). W stanie stałym dimer P 2 Cl 10 o strukturze jonowej PCl 4 + [PCl 6 ] - . „Dym” w wilgotnym powietrzu. Bardzo reaktywny, całkowicie hydrolizowany przez wodę, reaguje z alkaliami. Odrestaurowany białym fosforem. Stosowany jako środek chlorowy w syntezie organicznej. Trujący.
Równania najważniejszych reakcji:
Paragon: chlorowanie fosforu.
Strona 1
| Przestrzenny obraz części sieci krystalicznej arsenu. Każdy atom w złożonej warstwie jest pojedynczo związany z trzema innymi atomami. |
Fosfor biały powoduje bolesne i trudno gojące się oparzenia. Przekształcenie czerwonego fosforu w biały jest możliwe tylko przez sublimację. Fosfor czerwony nie rozpuszcza się w znaczącym stopniu w żadnym z rozpuszczalników.
Fosfor biały świeci w powietrzu w ciemności, ma zdolność samozapłonu i jest bardzo toksyczny. Ale jeśli podgrzejesz go bez dostępu powietrza prawie do wrzenia, to powstaje substancja o czerwono-fioletowym kolorze, która nie jest trująca, nie zapala się w powietrzu i nie świeci w ciemności. Obie substancje - fosfor biały i fosfor czerwony - składają się z tych samych atomów, z tego samego pierwiastka chemicznego - fosforu. Dowodem jest to, że podczas spalania w tlenie powstaje ta sama substancja - bezwodnik fosforowy.
Fosfor biały oddziela się przez ekstrakcję benzenem, kwas fosforawy utlenia się do kwasu fosforowego z nadmiarem dichromianu, następnie fluor oddestylowuje się z parą wodną przez 3-35 godzin i oznacza fotometrycznie osłabiając barwę kompleksu glinu arsenazem.
Fosfor biały topi się w 44 1 C, wrze w 275 C; w temperaturze 15 C staje się miękki jak wosk. Praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, rozpuszczalny w rozpuszczalnikach organicznych.
Fosfor biały jest bardzo aktywny chemicznie: zapala się samorzutnie cienką warstwą w normalnej temperaturze, w kawałkach zapala się powyżej 50 C, dlatego jest przechowywany pod wodą.
Biały fosfor i siarka reagują po podgrzaniu i tworzą związek - PiS, który jest używany do produkcji zapałek. Cząsteczka tego związku, jak pokazują badania rentgenowskie, ma oś symetrii trzeciego rzędu, a niska wartość ciepła tworzenia (bliska zeru) świadczy o tym, że atomy w tym przypadku mają swoje normalne kowalencyjności.
Fosfor biały ma bardzo ograniczone zastosowanie: jest wypełniony pociskami zapalającymi, artyleryjskimi i granatami ręcznymi, które podczas wybuchu tworzą zasłony dymne. Powstają z niego świecące w ciemności kompozycje.
Biały fosfor ma lepszą zdolność maskowania niż wszystkie znane generatory dymu. Dym nie jest trujący i nie niszczy umundurowania oraz wyposażenia. Fosfor czerwony ma mniejszą siłę maskującą.
Fosfor biały jest ciałem stałym, miękkim jak wosk, ma zapach czosnku, jest nierozpuszczalny w wodzie, ale łatwo rozpuszczalny w dwusiarczku węgla (CS2), wyjątkowo trujący.
Fosfor biały, jako substancja wysoce łatwopalna, może być wykorzystywany w sprawach wojskowych do produkcji bomb zapalających, artylerii, pocisków moździerzowych i bomb dymnych.