Phosphore
Silicium ← Phosphore → Soufre N   15 P                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                               ↑ P ↓ As Table complète • Table étendue
Informations générales
Nom, Symbole, Numéro	Phosphore, P, 15
Série chimique	non-métal
Groupe, Période, Bloc	15 (VA) , 3, p
Masse volumique	1, 82 g·cm-3 (blanc) , 2, 16 g·cm-3 (rouge), 2, 25 à 2, 69 g·cm-3 (noir) [1]
Couleur	blanchâtre/rouge/noir
N° CAS	7723-14-0 (jaune) 29879-37-6 (rouge)
N° EINECS	231-768-7
Propriétés atomiques
Masse atomique	30, 973762 ± 0, 000002 u[1]
Rayon atomique (calc)	100 pm (98 pm)
Rayon de covalence	1, 07 ± 0, 03 Å [2]
Rayon de Van der Waals	180
Configuration électronique	[Ne] 3s2 3p3
Électrons par niveau d'énergie	2, 8, 5
État (s) d'oxydation	±3, 5, 4
Oxyde	acide faible
Structure cristalline	monoclinique
Propriétés physiques
État ordinaire	solide
Point de fusion	44, 15 °C (blanc) [1]
Point d'ébullition	280, 5 °C [1]
Énergie de fusion	0, 657 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation	12, 4 kJ·mol-1 (1 atm, 280, 5 °C) ; 14, 2 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C) [1]
Volume molaire	17, 02×10-6 m3·mol-1
Pression de vapeur	20, 8 Pa à 20, 85 °C
Divers
Électronégativité (Pauling)	2, 19
Chaleur massique	769 J·kg-1·K-1
Conductivité électrique	1, 0×10-9 S·m-1
Conductivité thermique	0, 235 W·m-1·K-1
Solubilité	sol. dans l'ammoniac[3]
Énergies d'ionisation[4]
1re : 10, 48669 eV	2e : 19, 7695 eV
3e : 30, 2027 eV	4e : 51, 4439 eV
5e : 65, 0251 eV	6e : 220, 421 eV
7e : 263, 57 eV	8e : 309, 60 eV
9e : 372, 13 eV	10e : 424, 4 eV
11e : 479, 46 eV	12e : 560, 8 eV
13e : 611, 74 eV	14e : 2 816, 91 eV
15e : 3 069, 842 eV
Isotopes les plus stables
iso AN Période MD Ed PD MeV 31P 100 % stable avec 16 neutrons
Précautions
SIMDUT[5], [6]
phosphore jaune : B4, D1A, E, phosphore rouge : B4,
SGH[7]
phosphore rouge : Danger H228, H412,
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le phosphore est un élément chimique de la famille des pnictogènes, de symbole P et de numéro atomique 15.

Le phosphore se présente sous plusieurs formes de couleurs différentes : blanc-jaune, rouge, et violet-noir.

Très pur, le phosphore «blanc» est transparent ; d'une façon plus générale il est blanc ambré, un peu malléable avec une faible odeur d'ail. Les formes rouge et noire peuvent se présenter en poudre ou cristallisées.

Le nom dérive du mot grec phosphoros, ce qui veut dire porteur de lumière. Le nom a été attribué au fait que le phosphore blanc émet de la lumière visible dans l'obscurité lorsqu'il est exposé à l'air.

Histoire

Il est vraisemblable que l'alchimiste arabe Alchid Bechil ait identifié le phosphore dès le XII^e siècle. La découverte de cet élément est attribuée à Hennig Brandt en 1669 en Allemagne à partir de l'urine. Il obtint un matériau blanc qui luisait dans l'obscurité, et brûlait en produisant une lumière éclatante.

Les premières allumettes utilisaient du phosphore blanc dans leur composition : la toxicité du phosphore les rendait d'ailleurs assez dangereuses : leur usage entraîna des meurtres, des suicides et des empoisonnements accidentels (une légende populaire raconte qu'une femme tenta d'empoisonner son mari avec du phosphore blanc, mais ce dernier s'en aperçut du fait de la lumière émise par son ragoût).

De plus, l'inhalation des vapeurs de phosphore entraînait, chez les ouvriers des fabriques d'allumettes, une nécrose des os de la mâchoire, connue sous le nom de nécrose phosphorée.

Quand le phosphore rouge fut découvert, son inflammabilité et sa toxicité plus faibles poussèrent à son adoption comme une alternative moins dangereuse pour la fabrication des allumettes.

Propriétés

Les phosphores blanc et rouge ont une structure quadratique.

Il existe un phosphore noir allotrope, ayant une structure comparable à celle du graphite : les atomes sont arrangés en couches hexagonales, et il est conducteur électrique.

Le phosphore blanc est constitué de molécules tétraédriques P4. C'est un corps toxique qui s'oxyde lentement à l'air à température ambiante. On le conserve toujours sous l'eau. Le phosphore blanc se transforme en phosphore rouge sous l'influence de la lumière.

Le phosphore rouge est constitué de molécules de longueur indéterminée, mais particulièrement grande. On peut lui donner à titre d'exemple la formule P2000. Il n'est ni toxique ni aisément inflammable. Le phosphore rouge se transforme en phosphore blanc (gazeux) sous l'influence de la chaleur, soit 280 °C.

Gisements

Les phosphates sont des minéraux assez habituels, dont la concentration a le plus souvent une origine animale (guano d'oiseaux ou de chauve-souris accumulés durant des milliers ou millions d'années sur des sites dortoirs ou de reproduction).

Les roches phosphatées exploitables se concentrent cependant en peu de lieux : Maroc (plus du tiers des réserves mondiales), Chine (un peu plus du quart des réserves mondiales), Afrique du Sud, États-Unis. De plus les réserves actuelles correspondent à moins d'un siècle de consommation^[8].

Aliments à forte teneur en phosphore^[9]

• Sodas (ceux riches en acide phosphorique)
• Bacon, cervelle d'agneau, foie de veau
• Fromages à pâte dure : Parmesan, Emmental, Comté, Gruyère, Gouda, Edam, Morbier, Cantal
• Poudre de lait entier
• Sardine, saumon, morue, carpe, seiche
• Datte
• Noix de cajou, noix du Brésil, pignon, Pistache
• Germe de soja
• Son de blé, avoine, millet

Selon une idée reçue, le poisson serait bon pour la mémoire car il contiendrait énormément de phosphore. Cette idée reçue est fausse^[10]. En réalité, ce sont d'autres composants du poisson qui ont cet effet bénéfique (oméga-3, taurine, etc. ).

Dans l'organisme humain, le phosphore est présent dans les cellules où il sert de support à l'énergie (Adénosine triphosphate).

Un excès de phosphore alimentaire déclenche une hyperphosphatémie temporaire qui inhibe la synthèse de vitamine D.

Utilisation

Phosphore

• Allumettes et pyrotechnie : le phosphore sous sa forme rouge est l'élément igniteur des allumettes et de la plupart de systèmes pyrotechniques.
• Alliage : involontaire dans l'acier, car étant présent dans le coke de fonderie, il provoque un effondrement des caractéristiques mécaniques, surtout une chute des résiliences ayant des effets dramatiques (le cas du RMS Titanic est un très bon exemple) et quelquefois un alliage volontaire est réalisé avec le bronze, où il permet une usinabilité perfectionnée. Par contre les pièces en bronze phosphoreux soudées ou brasées donnent une très mauvaise tenue mécanique.

Usages militaires

Les bombes incendiaires au phosphore ont été beaucoup utilisées pendant et depuis la Deuxième Guerre mondiale.

Le protocole III de la Convention sur certaines armes classiques (CCWC), entré en vigueur en 1983, interdit les armes incendiaires contre des civils, et même contre des bases militaires localisées «à l'intérieur d'une concentration de civils».

L'armée américaine aurait cependant utilisé du phosphore blanc lors de l'attaque contre Falloujah, le 8 mars 2004^{[11], [12]}. Cependant, le Département de la Défense des États-Unis se défend de s'être servi de Willie Pete^[13] pour des usages incendiaires. Si les États-Unis sont signataires de ce protocole additionnel aux Conventions de Genève, ils n'ont par contre pas signé le protocole III de la convention de 1983 régissant l'usage des armes conventionnelles, dont Willie Pete - le phosphore blanc peut autant être utilisé comme éclairage que comme arme incendiaire et chimique. Mais, à cause de cette ambiguïté, il reste classé dans les armes conventionnelles.

Phosphate

De loin l'utilisation la plus commune du phosphore :

• Engrais : monohydrogénophosphate CaHPO₄ ou dihydrogénophosphate Ca (H₂PO₄) ₂
• Pâte dentifrice : agent polisseur sous forme de dihydrogénophosphate et comme apporteur de fluor Na₂PO₃F
• Additif stabilisant (E339, E340)  : des phosphates de sodium ou de potassium, substances «tampon» ont un effet stabilisateur dans des compositions alimentaires.

Acide phosphorique : H₃PO₄

L'acide phosphorique a de nombreuses applications :

• Détartrants : On utilise une solution d'acide phosphorique comme détartrant pour les appareils sanitaires et ménagers, tels les cafetières électriques.
• Additif alimentaire (E 338)  : agent acidifiant dans les boissons gazeuses
• Nutriment : Dans le traitement des eaux, le phosphore est ajouté à un réacteur biologique pour assurer la survie et la croissance des bactéries.
• Protection contre la corrosion des aciers par trempage des pièces dans cet acide (opération dite de phosphatation). Il en résulte une pellicule noire, fine, stable et poreuse qui est une excellente base dans l'accrochage des peintures anti-rouille.

Environnement

Le phosphore est un élément toxique lorsqu'il est pur, mais indispensable aux organismes vivants sous forme de phosphate surtout, lequel tend à se répandre, sous l'action du lessivage, du haut du bassin versant vers la mer. L'érosion éolienne peut transporter des quantités significatives de phosphore vers des zones particulièrement éloignées (dont du Sahara jusqu'en Amazonie, via des aérosols visibles de satellite). Mais jadis, c'étaient en particulier les migrations d'oiseaux marins ou piscivores (via leurs fientes enrichies en phosphore) et plus toujours les migrations de saumons qui formaient le mécanisme principal de retour à la terre du phosphore. Après leur phase de croissance en mer et leur remontée, en mourant par dizaines de millions dans les rivières des hauts de bassin versant après y avoir pondu, les saumons remontaient et libéraient des quantités importantes de phosphore recyclées dans les écosystèmes localisés en amont des bassins-versants, via leurs squelettes et cadavres spécifiquement riches en phosphore, et via les urines et excréments des animaux qui chassaient ou pêchaient les saumons lors de leur remontées (ours surtout). Actuellement les saumons ont fortement régressé ou ont disparu sur une grande partie de leur ancienne aire de répartition, et l'agriculture intensive se apporte en phosphates de guano ou de synthèse, importés.

En France, depuis les années 70, le perfectionnement des pratiques culturales a permis de diminuer significativement les apports en engrais minéraux phosphatés par unité de surface. Malgré cela, les teneurs en phosphore des sols agricoles augmentent globalement, quoique de manière inégale selon les régions : augmentation en Bretagne, Pays de la Loire, Champagne-Ardenne et Aquitaine, et diminution au nord, au centre ainsi qu'à l'ouest . En Bretagne, par exemple, cette hausse est causée par l'emploi des effluents issus de l'élevage intensif pour la fertilisation des sols. ^[14]

Un autre problème environnemental est que les terrils ou crassiers de phosphogypse découlant de la production industrielle d'engrais contiennent des éléments radioactifs, et que les engrais phosphatés sont aussi une source de cadmium toxique qui s'accumule dans les champs ou pollue l'environnement.

Le phosphore est enfin, avec le nitrate un des grands responsables de l'eutrophisation.

Notes et références

Voir aussi

Liens externes

• Table périodique - Phosphore Impact sur l'environnement

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Métalloïdes	Non-métaux	Halogènes	Gaz rares
Métaux alcalins	Métaux alcalino-terreux	Métaux de transition	Métaux pauvres
Lanthanides	Actinides	Superactinides	Éléments non classés

Principaux mots-clés de cette page : phosphore - blanc - rouge - chimique - armes - acide - élément - contre - énergie - état - formes - lumière - allumettes - phosphates - saumon - incendiaire - métaux - nom - noir - jaune - atomiques - mol - sol - usage - toxique - mondiales - phosphorique - organisme - utilisation - bases -

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