ფოსფორი

ფოსფორი (ლათ. Phosphorus < ძვ. ბერძნ. φῶς — „სინათლე“ და φέρω — „დამაქვს“; ქიმიური სიმბოლო — P {\displaystyle {\ce {P}}} ) — ელემენტთა პერიოდული სისტემის მესამე პერიოდის, მეთხუთმეტე ჯგუფის (მოძველებული კლასიფიკაციით — მეხუთე ჯგუფის მთავარი ქვეჯგუფის, Vა) ქიმიური ელემენტი. ატომური ნომერია — 15, ატომური მასა — 30.974. ჟანგბადის მიმართ ფოსფორს შეუძლია გამოავლინოს 5-ის ტოლი ვალენტობა, წყალბადის მიმართ კი 3-ის ტოლი ვალენტობა. თავისი სავალენტო ელექტრონებით ფოსფორი კოვალენტურ ბმებს წარნოქმნის როგორც ჟანგბადთან, ისე წყალბადთან. ატომის აღნაგობა განსაზღვრავს ფოსფორის უმაღლესი ჟანგბადნაერთის შედგენილობას და აქროლადი წყალბადნაერთის შემადგენლობას. იგი გამოისახება სიმბოლოთი P. იგი არამეტალია, ამჟღავნებს სხვადასხვა ვალენტობას და მიეკუთვნება აზოტის ჯგუფს. ფოსფორი ფართოდაა გავრცელებული მთის ქანებში. ელემენტური ფოსფორი გვხვდება ორი ძირითადი ფორმით - თეთრი ფოსფორი და წითელი ფოსფორი. თეთრი ფოსფორს ახასიათებს ფოსფოროესენცია. ფოსფორი დიდი ქიმიური აქტიურობის გამო ბუნებაში თავისუფალი სახით არ გვხვდება. პირველად ფოსფორი აღმოჩენილ იქნა გერმანელი ალქიმიკოსის ჰენიგ ბრანდის მიერ 1669 წელს, შარდის აორთქლებისას მიღებული მყარი ნაშთის მშრალი გამოხდით (უჰაერო გახურებით). სახელწოდება ფოსფორი (ბერძ. Φωσφόρος - ნიშნავს ”სინათლის მატარებელს”, ლათ. Phosphorus). წარმოქმნის დაახლოებით 190 მინერალს, რომელთა შორის მნიშვნელოვანია აპატიტი Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), ფოსფორიტი Ca3(PO4)2 და სხვა. ფოსფორს შეიცავს ადამიანის და ცხოველის ძვალი, ზოგიერთი სახის ცილა, ნერვული და თავის ტვინის ქსოვილები. ფოსფორი შედის დნმ (DNA), რნმ (RNA), ატფ ( ATP) და ფოსფოლიპიდების შემადგენლობაში. ფოსფორი წარმოქმნის ყველა უჯრედის მემბრანას, ამდენად იგი აუცილებელია ყოველი ცოცხალი უჯრედისათვის. ფოსფორი განსაკუთრებით ესაჭიროება მცენარეს ყვავილისა და ნაყოფის ზრდა–განვითარებისათვის, ხელს უწყობს ხეხილისა და ვაზის მსხმოიარობას. ფოსფორი შედის ნუკლეინის მჟავების შემადგენლობაში და მონაწილეობს ჟანგვა–აღდგენით პროცესებში. კომერციული მიზნით მნიშვნელოვანია მისი გამოყენება სასუქების წარმოებაში.ფოსფორიანი სასუქების წარმოების ძირითადი ნედლეულია ფოსფორიტები და აპატიტები, რომელთა მთავარი შემადგენელი ნაწილაკია კალციუმის ფოსფატი. ფოსფორიტის საბადო აღმოაჩინეს საქართველოში 1931 წელს. ფოსფორიტს გადაუმუშავებლადაც იყენებენ ფქვილის სახით – შემოდგომაზე შეაქვთ ნიადაგში, სადაც იგი გარდაიქმნება ხსნად მჟავა მარილად, რომელსაც მცენარე ადვილად ითვისებს გაზაფხულსა და ზაფხულში. ფოსფორ ნაერთები აგრეთვე ფართოდ გამოიყენება სხვადასხვა ფეთქებადი ნივთიერებების, მათ შორის ასანთის წარმოებაში, ასევე პესტიციდების, კბილის პასტების და დეტერგენტების მისაღებად. ფოსფორი წარმოქმნის რამდენიმე ფორმას (ალოტროპიებს) სხვადასხვა თვისებებით. მათ შორის ყველაზე გავრცელებული ალოტროპიებია თეთრი და წითელი ფოსფორი. ეს უკანასკნელი წარმოადგენს შუალედურ ფორმას თეთრსა და იისფერ ფოსფორს შორის. ალისფერი ფოსფორი მიიღება ნახშირბადდისულფიდში გახსნილი თეთრი ფოსფორის ხსნარის აორთქლებით მზის სხივებზე. შავი ფოსფორი მიიღება თეთრი ფოსფორის გაცხელებით უჟანგბადო არეში 200 °C ტემპერატურაზე, მაღალი წნევის ქვეშ (~ 12.000 ატმ). შავი ფოსფორი შესახედავად, თვისებებით და სტრუქტურით გრაფიტის მსგავსია, არის შავი და ფენებად განლაგებული. იგი დენის გამტარია, მომწამლავია და არ იხსნება წყალსა და ორგანულ გამხსნელებში. ცნობილია აგრეთვე ალოტროპი დიფოსფორი. იგი შეიცავს ფოსფორის დიმერს, როგორც სტრუქტურულ ერთეულს და ძალიან რეაქციისუნარიანია. თეთრ ფოსფორს აქვს ორი ფორმა, დაბალ-ტემპერატურული β-ფორმა და მაღალტემპერატურული α-ფორმა. ორივე შეიცავს ფოსფორის P4 ტეტრაედრს, როგორც სტრუქტურულ ერთეულს, სადაც ფოსფორის თითოეული ატომი დაკავშირებულია ფოსფორის სამ სხვა ატომთან ერთმაგი ბმით. ტეტრაედრი არის როგორც თხევად, ასევე აირად მდგომარეობაში. 800 °C ტემპერატურაზე ზემოთ, დაახლოებით 1000 °C ტემპერატურაზე თეთრი ფოსფორის მოლეკულები დისოცირდება P2 მოლეკულებად P4 → 2P2, ხოლო 2000 °C ტემპერატურაზე ზევით ორატომიანი მოლეკულები იშლება ატომებად P2 → 2P. თეთრი ფოსფორი ნაკლებად სტაბილური და რეაქციისუნარიანია. იგი უფერო , გამჭვირვალე ცვილის მსგავსი ნივთიერებაა. უფრო ტოქსიკურია ვიდრე სხვა რომელიმე ალოტროპი. ადვილად ლღობადია (tლღ = 44 °C), მისი სიმკვრივეა 1.82გ/სმ3, არ იხსნება წყალში, მაგრამ იხსნება ორგანულ გამხსნელებში, მაგალითად გოგირდნახშირბადში (CS2). თეთრი ფოსფორი ჰაერზე ადვილად იჟანგება ჩვეულებრივ ტემპერატურაზეც კი. ნელი ჟანგვისას თეთრი ფოსფორის მწვანე ნათება გამოწვეულია ქიმიური ენერგიის სინათლის ენერგიად გარდაქმნით. ჰაერზე ადვილად აალდება, ამიტომ ინახავენ წყალში. როგორც უკვე აღვნიშნეთ თეთრი ფოსფორი თერმოდინამიკურად არამდგრადია, ნორმალურ პირობებში აალდება 30 °C-ზე. იგი თანდათანობით გადადის წითელ ფოსფორში. ამის გამო იგი ყოველთვის შეიცავს წითელი ფოსფორის მინარევს და აქვს ყვითელი ფერი, რის გამოც მას ყვითელ ფოსფორსაც უწოდებენ. თეთრი ფოსფორს იყენებენ ფარმაცევტული პრეპარატების დასამზადებლად. თეთრი ფოსფორი შეიძლება მივიღოთ სხვადასხვა მეთოდით - ფოსფორიტის ან აპატიტის ქვიშასთან და კოქსთან გახურებით (1600 °C). ელემენტური ფოსფორი გამოიყოფა ორთქლის სახით, რომელიც კონდენსირდება ცივ წყალში. თეთრი ფოსფორის უჰაეროდ გახურებისას რამდენიმე დღე-ღამის განმავლობაში (დაახლოებით170°C მიიღება წითელი ფოსფორი). მას აქვს კრისტალური სტრუქტურა - ფოსფორის ყოველი ატომი დაკავშირებულია სამ სხვა ფოსფორის ატომთან. წითელი ფოსფორი არაქროლადია, არ იხსნება წყალში და გოგირდნახშირბადში. მომწამლავი არ არის, ჰაერზე არ იჟანგება და არ ანათებს. აალდება მხოლოდ მაღალ ტემპერატურაზე გახურებით (416 °C), ქროლდება და ორთქლის კონდენსაციის შემდეგ კვლავ თეთრ ფოსფორში გადადის. წითელმა ფოსფორმა გამოყენება ჰპოვა ასანთის წარმოებაში. ასანთის თავი შეიცავს ბერთოლეს მარილისა და გოგირდის ნარევს, ხოლო ასანთის ყუთის გვერდების ზედაპირი შეიცავს წითელ ფოსფორს. ბერთოლეს მარილთან სუსტი ხახუნის დროსაც კი წითელი ფოსფორი ფეთქებით ინთება. 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5 ამ რეაქციას ადგილი აქვს ყოველთვის, როცა ვანთებთ ასანთს. იისფერი ფოსფორი წარმოადგენს ფოსფორის თერმოდინამიკურ მდგრად ფორმას. იგი შეიძლება მივიღოთ წითელი ფოსფორის ხანგრძლივი გახურებით 550 °C ტემპერატურამდე. 1865 წელს, ჰითთროფმა აღმოაჩინა, რომ როცა ფოსფორს გადააკრისტალებენ გალღობილი ტყვიიდან, მიიღება წითელ/მეწამული ფორმა. ამის შემდეგ ეს ფორმა მოიხსენიება როგორც ”ჰითთროფის ფოსფორი” (ან იისფერი ან a-მეტალური ფოსფორი). შავი ფოსფორი ყველაზე ნაკლებრეაქციისუნარიანი ალოტროპია და თერმოდინამიკურად მდგრადია 550 °C ტემპერატურაზე ქვემოთ. იგი აგრეთვე ცნობილია როგორც b-მეტალური ფოსფორი და აქვს გრაფიტის მსგავსი სტრუქტურა. დიფოსფორის ალოტროპი - P2 სტაბილურია მხოლოდ მაღალ ტემპერატურაზე. დიმერი შეიცავს სამმაგ ბმას და წარმოადგენს N2-ის ანალოგს. დიფოსფორ ალოტროპი (P2) შეიძლება მივიღოთ მხოლოდ ექსტრემალურ პირობებში (მაგალითად, P4-დან 1100 K გახურებით). ცნობილია ფოსფორის ოცდასამი იზოტოპი (24P-დან 46P-მდე), თუმცა მხოლოდ 31P არის სტაბილური და კიდევაც არის გავრცელებული 100%-ით. 31P გამოიყენება ბიომოლეკულების (კერძოდ დნმ) მაგნიტური რეზონანსის შესასწავლად. ორი რადიოაქტიური იზოტოპი 32P (ნახევარდაშლის პერიოდი 14.262 დღე) და 33P (ნახევარდაშლის პერიოდი 35.24 დღე) გამოიყენება სხვადასხვა სამეცნიერო ექსპერიმენტებში. ჰიდრიდები: PH3, P2H4 ჰალოგენიდები: PBr5, PBr3, PCl3, PI3 ოქსიდები: P4O6, P4O10 სულფიდები: P4S3, P4S10 მაჟავები: H3PO2, H3PO4 ფოსფატები: (NH4)3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4, Fe3(PO4)2, Na3PO4, Ca(H2PO4)2, KH2PO4 ფოსფიდები: Ca3P2, GaP, Zn3P2 Cu3P ორგანოფოსფორ და ორგანოსულფატები: ზარინი (მომწამვლელი ნივთიერება), ტაბუნი (მომწამვლელი ნივთიერება), პარათიონი, ტრიფენილფოსფინი და სხვა. ქიმიური ბმების წარმოქმნა რადგანაც ფოსფორი პერიოდულ სისტემაში აზოტის ქვემოთ მდებარეობს, მათ გარე შრეზე ელექტრონების ერთნაირი განლაგება აქვთ. ფოსფინი - PH3 , წარმოადგენს ამიაკის (NH3) ანალოგს. მას აქვს პირამიდული სტრუქტურა, სადაც ცენტრში განთავსებულია ფოსფორის ატომი, რომელიც უკავშირდება წყალბადის სამ ატომს და ერთ ელექტრონულ წყვილს. ფოსფინში ფოსფორის ატომი აზოტის მსგავსად სამვალენტიანია, მაგრამ აზოტისაგან განსხვავებით იგი არ მიიღება ფოსფორისა და წყალბადის უშუალო შეერთებით. ფოსფინი მიიღება ფოსფიდების (მაგალითად, კალციუმის ფოსფიდის, Ca3P2) ჰიდროლიზით, ისევე როგორც ამიაკი მიიღება ნიტრიდების (Ca3N2) ჰიდროლიზით. ფოსფინი უფერო, არასასიამოვნო სუნის (ნივრის) მქონე, მომწამლავი ნაერთია. წყალში მცირედ ხსნადია, იგი ამიაკზე უფრო სუსტი ფუძე თვისების ნაერთია, ამიტომ ფოსფონიუმ მარილებს იგი მხოლოდ ძლიერ მჟავებთან (მაგალითად, HI) წარმოქმნის [PH4+I-] მსგავს მარილებს. ეს მარილები მაშინვე იშლებიან წყალში და არ იძლევიან (PH4+) იონებს. დიფოსფინი (P2H4 ანუ H2P-PH2 ) წარმოადგენს ჰიდრაზინის ანალოგს (N2H4). იგი უფერო სითხეა, ჰაერზე სპონტანურად აალდება და დისპროპორციონირებით გადადის ფოსფინში და კომპლექსურ ჰიდრიდებში. ფოსფორის ტრიჰალოგენიდები PF3(აირი), PCl3(სითხე), PBr3(სითხე) და PI3(მყარი) და პენტაჰალოგენიდები PCl5(მყარი) და PBr5(მყარი) საკმაოდ ცნობილი ნაერთებია.ფოსფორმა აგრეთვე შეიძლება წარმოქმნას შერეული ჰალოგენიდები. ფოსფორის ჰალოგენიდები შეიძლება მივიღოთ მარტივად - ფოსფორისა და ჰალოგენის შესაბამისი სტექიომეტრული რაოდენობით შერევის დროს. PF3 მიიღება PCl3 ურთიერთქმედებით AsF5 და შემდგომი ფრაქციული გამოხდით, რადგანაც ფოსფორისა და ფტორის პირდაპირი რეაქცია შეიძლება აფეთქებით დასრულდეს. პენტაჰალოგენიდები, PX5-ის სინთეზი ხდება ჭარბი ჰალოგენის მოქმედებით, როგორც პირდაპირ ელემენტარულ ფოსფორთან ასევე შესაბამის ტრიჰალოგენიდებთან. შერეული ფოსფორჰალოგენიდები არასტაბილურია და იშლებიან მარტივი ჰალოგენიდების წარმოქმნით. მაგალითად, 5PF3Br2 იშლება 3PF5 და 2PBr5. ფოსფორის (III) ოქსიდი, P4O6 (ტეტრაფოსფორ ჰექსოქსიდი) და ფოსფორის (V) ოქსიდი, P4O10 (ტეტრაფოსფორ დეკოქსიდი) წარმოადგენენ ფოსფორის ოქსიმჟავების ანჰიდრიდებს. ისინი ადვილად შედიან რეაქციაში წყალთან. P4O10 წარმოადგენს კარგ წყალწამრთმევ აგენტს, მას შეუძლია წყალი წაართვას აზოტმჟავას - HNO3. P4O6-ის სტრუქტურა მსგავსია P4, სადაც ყოველი P-P ბმა მყარდება ჟანგბადის საშუალებით. P4O10 აღნაგობა მსგავსია P4O6-ის აღნაგობისა, მხოლოდ ყოველი ფოსფორის ატომი დამატებით უშუალოდ ორმაგი ბმით უკავშირდება ჟანგბადის ატომს. ფოსფორის ოქსიმჟავები შეიცავენ მჟავურ პროტონებს, რომლებიც უკავშირდებიან ჟანგბადს და არამჟავურ წყალბადის ატომებს, რომლებიც პირდაპირ უკავშირდებიან ფოსფორის ატომს. ფოსფორი იძლევა ბევრ ოქსიმჟავას, მათგან მნიშვნელოვანია მხოლოდ ექვსი, რომელთაგან სამი, ჰიპოფოსფოროვანი მჟავა, ფოსფოროვანი მჟავა და ფოსფორმჟავა არიან განსაკუთრებით მნიშვნელოვანი. დაჟანგულობის ხარისხი ფორმულა დასახელება მჟავური პროტონი შენაერთები +1 H3PO2 ჰიპოფოსფოროვანი მჟავა 1 მჟავა, მარილები +3 H3PO3 (ორთო) ფოსფოროვანი მჟავა 2 მჟავა, მარილები +5 (HPO3)n მეტაფოსფორ მჟავა n მარილები (n=3,4) +5 H5P3O10 ტრიფოსფორ მჟავა 3 მარილები +5 H4P2O7 ჰიპოფოსფორ მჟავა 4 მჟავა, მარილები +5 H3PO4 ფოსფორ მჟავა 3 მჟავა, მარილები გავრცელება ფოსფორი თავისი რეაქციისუნარიანობის გამო თავისუფალი სახით ბუნებაში არ არის გავრცელებული. იგი გვხვდება სხვადასხვა მინერალების სახით. ფოსფორის ძირითადი საბადოა აპატიტი (არასუფთა ტრიკალციუმ ფოსფატ მინერალი), რომელიც წარმოადგენს ამ ელემენტის მნიშვნელოვან კომერციულ წყაროს. ფოსფორის რეზერვების 50% არის არაბეთში. დიდი მარაგია აგრეთვე ჩინეთში, რუსეთში, მაროკოში, ფლორიდაში და სხვა. აზოტთან შედარებით ფოსფორის ქიმიური აქტიურობა უფრო მაღალია. ფოსფორის ქიმიურ თვისებებს მეტწილად განსაზღვრავს მისი ალოტროპიული მოდიფიკაცია. თეთრი ფოსფორი ძალიან აქტიურია, მისი ქიმიური აქტიურობა მკვეთრად მცირდება წითელ და შავ ფოსფორში გადასვლის პროცესში. თეთრი ფოსფორი სიბნელეში ანათებს, ნათებას განაპირობებს ფოსფორის ორთქლის ჟანგვა, ოქსიდებამდე. ფოსფორი ადვილად იჟანგება ჟანგბადის საშუალებით: 4P + 5O2 → 2P2O5 (ჟანგბადის სიჭარბე) ნელი ჟანგვისას ან ჟანგბადის ნაკლებობის დროს მიიღება შემდეგი ოქსიდი 4P + 3O2 → 2P2O3 ურთიერთქმედებს ასევე ჰალოგენებთან, გოგირდთან, ზოგიერთ მეტალთან, სადაც ამჟღავნებს ჟანგვა – აღდგენით თვისებებს. მეტალებთან – დამჟანგველია და წარმოქმნის ფოსფიდებს: 2P + 3Ca → Ca3P2, 2P + 3Mg → Mg3P2. ფოსფიდები იშლება წყლითა და მჟავებით და წარმოქმნის ფოსფინებს. არამეტალებთან – აღმდგენელია. 2P + 3S → P2S3, 2P + 3Cl2 → 2PCl3. წყალბადთან არ ურთიერთქმედებს. წყალთან ურთიერთქმედება ურთიერთქმედებს წყალთან და ამ დროს განიცდის დისპროპორციონირებას: 8Р + 12Н2О = 5РН3 + 3Н3РО4 (ფოსფორმჟავა) ტუტესთან ურთიერთქმედება ტუტის ხსნარში დისპროპორციონირება უფრო მეტად მიმდინარეობას 4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2 ძლიერი დამჟანგველები ფოსფორს გარდაქმნიან ფოსფორმჟავაში: 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O. ჟანგვის რეაქცია ასევე მიმდინარეობს ასანთის ანთებისას, დამჟანგელის როლს ამ დროს ასრულებს ბერთოლეს მარილი: 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5 მნიშვნელოვანია მისი გამოყენება სასუქების წარმოებაში. ფოსფორიანი სასუქების წარმოების ძირითადი ნედლეულია ფოსფორიტები და აპატიტები. ადამიანისა და ცხოველებისათვის ფოსფორის წყაროდ მცენარეული საკვები ითვლება. მცენარე კი ფოსფორს ნიადაგიდან ითვისებს ხსნადი ფოსფატების სახით. მცენარეთა და ცხოველთა ლპობის შედეგად ფოსფორი კვლავ უბრუნდება ნიადაგს, სადაც ფოსფორბაქტერიები შეუთვისებელ ფოსფორს გარდაქმნიან არაორგანულ ნაერთებად - ფოსფატებად. ე.ი. ბუნებაში მიმდინარეობს ფოსფორის მიმოქცევა. მცენარეს ნიადაგიდან უფრო მეტი ფოსფორი გამოქვს ვიდრე უბრუნდება ბუნებრივად მიმდინარე პროცესების დროს. ამიტომ პერიოდულად საჭიროა ნიადაგში ფოსფორშემცველი სასუქების შეტანა. ყველაზე იაფია ფოსფორიტი, რომელიც შეიცავს წყალში უხსნად კალციუმის ფოსფატს - Ca3(PO4)2, რის გამოც იგი გამოიყენება მხოლოდ მჟავა ნიადაგებში (უხსნადი საშუალო მარილი გადადის მჟავა მარილში, რომელიც წყალში ხსნადია). ასევე ფართოდ გამოიყენება სუპერფოსფატი, რომელიც წარმოადგენს კალციუმის დიჰიდროფოსფატისა [Ca(H2PO4)2] და კალციუმის დიჰიდრატის CaSO4•2H2O ნარევს. იგი მიიღება კალციუმის სულფატისა და გოგირდმჟავის ურთიერთქმედებით. იგი შედარებით იაფი სასუქია, მაგრამ ღარიბი, მკვებავი ელემენტების დაბალი შემცველობით (შეიცავს 20%-მდე P2O5) და გარდა ამისა შეიცავს ბალასტს (CaSO4), რომელიც უარყოფითად მოქმედებს ნიადაგის სტრუქტურაზე. კონცენტრირებული ფოსფორიანი სასუქია ორმაგი სუპერფოსფატი Ca(H2PO4)2 (48%-მდე P2O5), რომელიც მარტივი სუპერფოსფატისაგან განსხვავებით არ შეიცავს ბალასტს - CaSO4. ასევე მნიშვნელოვანი კომპლექსური სასუქებია ამოფოსი (ფოსფორთან ერთად შეიცავს აზოტსაც), ამოფოსკა, ნიტროამოფოსი და ნიტროამოფოსკა. ფოსფორი ფართოდ გამოიყენება ორგანოფოსფორ ნაერთების დასამზადებლად, სადაც შუალედურ პროდუქტად გამოყენებულია ფოსფორის ქლორიდი და ორი სულფიდი: ფოსფორპენტასულფიდი და ფოსფორსესქვისულფიდი. ორგანოფოსფორ ნაერთებს აქვთ მრავალმხრივი გამოყენება, როგორიცაა პლასტიფიკატორების, ცეცხლსაწინააღმდეგო მასალების, პესტიციდების, მაექსტრაგირებელი აგენტების და სხვათა წარმოებაში. ფოსფორი აგრეთვე მნიშვნელოვანი პროდუქტია ფოლადის წარმოებაში, ფოსფორ ბრონზეს და სხვა მრავალი მსგავსი პროდუქტების მისაღებად. ფოსფორი ემატება მეტალურ სპილენძს, რათა მიიღონ უჟანგბადო სპილენძი ან ფოსფორშემცველი სპილენძის (CuOFP) შენალღობი, რომელსაც უფრო მაღალი თერმული და ელექტრული გამტარობა აქვს, ვიდრე სუფთა სპილენძს. ფოსფორი გამოიყენება სპეციალური მინების დასამზადებლად, რომელსაც შემდგომ იყენებენ ნატრიუმის ნათურებში.ნატრიუმის ტრიფოსფატი, რომელიც მიიღება ფოსფორმჟავიდან, ზოგიერთ ქვეყანაში გამოიყენება გამრეცხ დეტერგენტებში. ფოსფორმჟავა, რომელიც მიიღება ელემენტარული ფოსფორიდან, გამოიყენება როგორც საკვების დანამატი. მჟავა ასევე წარმოადგენს საწყის პროდუქტს საკვები ფოსფატების მისაღებად, ასეთი ნაერთებია მონოკალციუმფოსფატი და ნატრიუმტრიფოსფატი. ისინი ასევე გამოიყენებიან კბილის პასტების წარმოებაში. ტრინატრიუმფოსფატი გამოიყენება მათეთრებელ აგენტებში წყლის დასარბილებლად და ორთქლის ქვაბების კოროზიისაგან პრევენციისათვის. თეთრი ფოსფორი გამოიყენება სამხედრო საქმეში, ფეთქებადი ბომბების დასამზადებლად. წითელი ფოსფორი გამოიყენება ასანთის წარმოებაში. 32P და 33P გამოიყენებიან, როგორც რადიოაქტიური იზოტოპები, ინდიკატორი ბიოქიმიურ ლაბორატორიაში. ↑ დოლიძე ვ., ციციშვილი ვ., „ოთხენოვანი ქიმიური ლექსიკონი“, თბ., 2004, გვ. 236 ↑ ა. მენაღარიშვილი, ქართული საბჭოთა ენციკლოპედია, ტ. 10, თბ., 1986. — გვ. 372-373.