Il quindicesimo elemento del Sistema Periodico è il fosforo (link alla lettura della scheda), tanto fondamentale per la vita quanto letale per essa. Fu anche il primo elemento a essere scoperto dalla scienza moderna, quando la chimica stava muovendo i suoi primi passi ancora sotto le sembianze dell’alchimia.
Fosforo letale
Il fosforo possiede cinque elettroni di valenza, tre dei quali negli orbitali 3p. Questo lo rende chimicamente analogo all’azoto, e infatti lo troviamo nel gruppo degli pnicogeni (“soffocanti”). Spostandoci verso i gas nobili assistiamo alla progressiva diminuzione del comportamento metallico. Era già successo nel secondo periodo, e il terzo non fa eccezione! Se l’alluminio era un metallo a tutto tondo e il silicio un metalloide, il fosforo è decisamente un non-metallo. Ha temperature di fusione ed ebollizione piuttosto basse e possiede due forme allotropiche.
Queste proprietà fisiche sono quindi molto diverse da quelle dell’azoto, che in condizioni standard è un gas biatomico. Ancora una volta siamo di fronte alla somiglianza diagonale (di cui abbiamo parlato nell’articolo dedicato al silicio). Il fosforo sembra decisamente più imparentato con il carbonio che con l’azoto!
Molti allotropi
La forma allotropica più semplice del fosforo è il fosforo bianco, in cui quattro atomi di fosforo formano un tetraedro. La differenza dal diamante è che il fosforo può fare solo tre legami, e quindi manca il quarto atomo centrale. In più i tetraedri sono solo blandamente connessi tra di loro. Si tratta di una sostanza micidiale: è estremamente tossico, è piroforico (cioè prende fuoco da solo a contatto con l’aria o gli alogeni) ed è in grado di bruciare anche sott’acqua. Ciò ha fatto sì che conoscesse svariati usi in ambito militare come sostanza incendiaria.
I legami tra i tetraedri del fosforo bianco sono però deboli, e gli atomi tendono a riarrangiarsi spontaneamente in brevi catene. Si forma così il fosforo rosso (la foto in scheda elemento). È meno reattivo ma è ancora piuttosto infiammabile, e infatti è l’ingrediente principale nella capocchia dei fiammiferi. La transizione dalla forma bianca a quella rossa è inevitabile, ed è favorita dalla temperatura, motivo per cui i campioni di fosforo bianco più vecchi tendono ad assumere una tinta via via più giallastra.
Il fosforo rosso però è solo una forma intermedia tra il fosforo bianco e l’altra forma allotropica, il fosforo nero. È molto più stabile, e al suo interno le catene si organizzano in piani come nella grafite. La fase intermedia tra il nero e il rosso è chiamata fosforo viola.
Aumentando la temperatura oltre gli 830 °C, ben oltre il punto di ebollizione, ecco che finalmente si ottiene fosforo gassoso, un gas biatomico come l’azoto. Al contrario di quest’ultimo, però, è un gas molto reattivo perché il legame triplo della molecola P2 è instabile.
Fosforo vitale
l’azoto blu, l’ossigeno rosso e il fosforo arancione.
L’idrogeno è stato omesso
Quando il fosforo si lega con l’ossigeno e con l’acqua forma il gruppo fosfato (PO43–), ed ecco che diventa uno dei mattoni fondamentali della vita. Lo troviamo in ogni genere di proteina, nel DNA, nell’RNA e soprattutto nell’ATP (adenosina trifosfato), la molecola che convoglia l’energia nelle reazioni chimiche metaboliche. A questa si affiancano altre due molecole con ruoli simili, il NADH e il NADP. Il fosfato di calcio rinforza le ossa, i fosfolipidi costituiscono la membrana delle cellule, l’apatite (fosfato di calcio) è lo smalto dei denti. Un adulto contiene circa 700 grammi di fosforo, e ogni giorno sintetizza circa 70 kg di ATP.
Il fosforo è fondamentale anche per le piante, per le quali è il secondo nutriente più importante dopo l’azoto. Non stupisce quindi che la gran parte dell’estrazione e della sintesi industriale dei fosfati sia per la produzione di fertilizzanti! La domanda sta crescendo molto rapidamente e attualmente se ne producono 230 milioni di tonnellate all’anno.
Questo è un problema: il fosforo è un elemento relativamente comune (un millesimo della crosta terrestre), ma è molto disperso nell’ambiente e sono noti pochissimi giacimenti di fosforite. L’85% si trova in Marocco, che detiene il controllo quasi completo della produzione mondiale di fosfati. Ai ritmi attuali di estrazione rischia di diventare una risorsa molto costosa per la fine del secolo, anche se le stime variano molto in base a cosa si considera economicamente sfruttabile. I rifiuti biologici (acque reflue, guano, letame) contengono fosforo, ma sono fonti meno redditizie.
L’altra faccia della medaglia è che attualmente i fertilizzanti a base di fosforo costano così poco che sono usati troppo e male, con grande dispersione nell’ambiente. La pioggia li dilava facilmente e si accumulano nei corpi d’acqua con scarso ricambio. Questo può causare la proliferazione esplosiva delle alghe, nota come eutrofizzazione, per la quale sono famosi il mare Adriatico e il lago Erie.
Il portatore di luce
La scoperta del fosforo si pone a cavallo tra alchimia e chimica, sul finire del diciassettesimo secolo. All’epoca gli alchimisti erano gente schiva e gelosa dei propri segreti, cultori di un sapere esoterico. Uno di questi era Henning Brand, un alchimista di Amburgo alla ricerca della favoleggiata pietra filosofale in grado di trasmutare i metalli in oro. Nella sua idea la risposta era da qualche parte nella distillazione dei sali, e in particolare dell’urina umana.
La sua tecnica consisteva nel bollire litri e litri di urina marcia fino a che non rimanevano un sale bianco, un solido nero e un olio scarlatto. L’olio andava mescolato con il solido, il tutto veniva nuovamente riscaldato e i vapori prodotti erano fatti passare in un condensatore ad acqua fredda. Brand era convinto così di ottenere dell’oro! Con somma meraviglia ottenne invece, nel 1669, un solido ceroso bianco che emetteva una debole luce al buio: lo chiamò phos-phoros, portatore di luce, come il pianeta Venere quando visibile al mattino. Non sapeva di aver appena ottenuto fosforo bianco, peraltro in modo orrendamente inefficiente, ed è incredibile che non si sia fatto molto male.
Brand vendette la sua ricetta segreta per 200 talleri a Johann Daniel Kraft, che prese a girar le corti d’Europa tenendo dimostrazioni della prodigiosa sostanza. Il segreto però a un certo punto sfuggì, e già nel 1678 Johann Kunckel fu in grado di riprodurre l’esperimento, seguito a stretto giro dall’inglese Robert Boyle nel 1680. Entrambi si accorsero che far marcire l’urina era totalmente inutile, e che la gran parte del fosforo era contenuto nel sale bianco scartato da Brand. Tutt’oggi il fosforo è prodotto con un metodo molto simile, che la sostanza di partenza sia l’urina, il guano o le fosforiti.
Quasi trecento anni più tardi, nella notte tra il 27 e il 28 luglio 1943, Amburgo fu devastata da un feroce bombardamento alleato, l’Operazione Gomorra, che causò una “tempesta di fuoco” di tale portata da incenerire 21 km2 della città. Le fiamme superarono i 400 metri di altezza e l’aria venne risucchiata dalle campagne a oltre 240 km/h. La conflagrazione consumò 16.000 edifici e 40.000 persone nel giro di tre ore, in una delle azioni più sanguinose della Seconda Guerra Mondiale. Solo i bombardamenti di Tokyo, Hiroshima e Nagasaki furono peggiori! In una spaventosa ironia della sorte, gli alleati distrussero Amburgo con bombe incendiarie al fosforo bianco.
Fosforo dalle supernovae
l’unico stabile su lunghi periodi
Il fosforo è un elemento dispari, e ormai si è capita l’antifona. È il 19esimo elemento per abbondanza nel Sistema Solare, molto meno dei suoi due vicini dal numero pari, e possiede un singolo isotopo stabile, 31P (fosforo-31) con 16 neutroni. È un prodotto secondario delle reazioni di nucleosintesi che avvengono nelle giganti rosse, ma la gran parte viene sintetizzata durante le esplosioni di supernova. Grazie al suo numero di nucleoni dispari, 31, può essere usato nella risonanza magnetica nucleare per studiarne la distribuzione nel corpo umano.
Tra i suoi isotopi radioattivi meritano menzione il 32P (fosforo-32, 17 neutroni) e il 33P (fosforo-33, 18 neutroni), entrambi emettitori di radiazione beta. Il primo viene usato per il “radiolabeling” (la marcatura radioattiva) di frammenti di DNA o RNA (“probes”, o sonde), costruiti in modo da attaccarsi alla sequenza che si intende tracciare. Il secondo trova impiego invece nel sequenziamento del DNA, grazie alla sua energia di decadimento minore (0,25 MeV invece di 1,71 MeV).
