Elementární fosfor vytváří řadu alotropických modifikací, nejběžnější je bílý a červený fosfor.^[1] Známe celkem dvanáct alotropických modifikací, jak krystalických, tak i amorfních.^[2]

Bílý fosfor je tvořen tetraedrickými molekulami P₄, díky silnému pnutí uvnitř molekuly je velmi reaktivní. Vytváří dvě krystalové modifikace, α forma je definována jako standardní stav fosforu, ale je termodynamicky nestabilní.^[2] Hexagonální forma β vzniká ochlazením α modifikace na -76,9 °C.

Bílý fosfor je nerozpustný ve vodě, ale dobře se rozpouští v sirouhlíku, PCl₃, POCl₃ a kapalném SO₂. Na vzduchu je samozápalný a je toxický. Při oxidaci dochází ke vzniku P₄O₁₀, který má tvar adamantanu a vzniká vložením atomů kyslíku do všech šesti vazeb P-P, zbylé čtyři kyslíky jsou vázány jako terminální.

Průmyslově se vyrábí žíháním fosforitu v přítomnosti uhlíku a křemenného písku. Elementární fosfor se uvolňuje jako plyn a je jímán do kyseliny fosforečné. Děj lze popsat následující chemickou rovnicí:

2 Ca₃(PO₄)₂ + 6 SiO₂ + 10 C → 6 CaSiO₃ + 10 CO + P₄

Vzhledem k jeho vlastnostem, především toxicitě a samozápalnosti, se využívá v chemických zbraních.

Červený fosfor je amorfní látka načervenalé barvy. Vzniká zahříváním bílého fosforu na teplotu 270 až 300 °C v inertní atmosféře nebo působením slunečního světla na bílý fosfor.^[1] Je tvořen amorfní sítí, dalším zahříváním může dojít ke krystalizaci. Na rozdíl od bílého fosforu je na vzduchu stabilní až do teploty 240 °C. Tvoří několik amorfních i krystalických forem.^[2] Je špatně rozpustný ve vodě a běžných organických rozpouštědlech. Na rozdíl od bílého fosforu není rozpustný v sirouhlíku.

Červený fosfor se používá jako velice účinný zpomalovač hoření, především v polymerech (polyamidech, epoxidových pryskyřicích nebo polyurethanech).^[3] Potlačování hoření je založeno na tvorbě polyfosforečných kyselin. Ty společně s organickým materiálem tvoří při hoření saze, které brání rozšiřování plamenů.

V chemii se občas používá jako redukční činidlo. Například v přítomnosti stopového množství jódu jako katalyzátoru je schopen redukovat chlorsulfáty na thioly.

Používá se v zápalkách, kde je zapálí v kontaktu s chlorečnanem draselným.

Fialový fosfor, označovaný jako Hittorfův fosfor,^[4][2] byl poprvé připraven v roce 1865 zahříváním červeného fosforu v zatavené trubici na teplotu 530 °C. Lze jej připravit i krystalizaci z taveniny olova.^[1]

Je tvořen provázanými řetězci, které jsou uspořádány do vrstev. Řetězce ve vrstvě jsou kolmé vůči řetězcům z okolních vrstev, vrstvy jsou navzájem propojeny vazbami P-P.^[2]

Je nerozpustný v běžných rozpouštědlech a na vzduchu hoří až při teplotách nad 300 °C. Kyselinou dusičnou jej lze oxidovat na kyselinu fosforečnou. Zahříváním v inertní atmosféře dochází k sublimaci a páry kondenzují za vzniku bílého fosforu. Sublimací ve vakuu a prudkým ochlazením par získáme fialový fosfor.^[5]

Termodynamicky nejstabilnější formou fosforu je černý fosfor. Lze jej připravit zahříváním bílého fosforu na 200 °C za tlaku 1,2 GPa. Černý fosfor je polovodivý, jeho elektrické vlastnosti jsou silně závislé na nečistotách ve struktuře.^[1]

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Allotropes of phosphorus na anglické Wikipedii.

• Obrázky, zvuky či videa k tématu alotropické modifikace fosforu na Wikimedia Commons