Nuestro largo camino por la tabla periódica continúa hoy en la serie Conoce tus elementos. En cada episodio tratamos de explicar, al estilo de El Tamiz (antes simplista que incomprensible), las propiedades más importantes y curiosas de cada elemento químico, cuándo se descubrió, por qué se llama así, para qué se usa…

En el decimocuarto artículo de la serie hablamos, por supuesto, del elemento de catorce protones, el silicio, de modo que hoy nos toca estudiar el que tiene quince protones –y por lo tanto, salvo que esté ionizado, quince electrones–: el fósforo. Un elemento del que tienes alrededor de un kilo en tu cuerpo ahora mismo, a pesar de ser uno de los más peligrosos que existen en alguna de sus formas. Pero cada cosa a su tiempo.

Como seguro recordarás, si has leído la serie hasta ahora, la primera capa electrónica puede contener dos electrones, mientras que la segunda y la tercera pueden albergar ocho cada una. De este modo, los electrones del fósforo se encuentran distribuidos de la siguiente manera: dos en la primera capa, ocho en la segunda y cinco en la tercera.

Esto quiere decir, en términos de la tabla periódica, que el fósforo es un elemento del tercer período (tiene electrones hasta la tercera capa) y del grupo de los nitrogenoideos (pues el nitrógeno también tiene cinco electrones en la última capa). A veces se dice que es del quinto grupo, por esos cinco electrones. En cualquier caso, la cuestión es que el fósforo es un elemento extremadamente reactivo: puede ganar tres electrones (y tener ocho en la última capa, con lo que está completo), puede perder cinco electrones (con lo que no tiene ninguno en la tercera capa, la segunda completa) o puede incluso hacer cosas intermedias, como perder tres electrones (con lo que la última capa sigue incompleta, pero una subcapa está completa con dos electrones).

Es decir: el fósforo reacciona con casi cualquier cosa –en algunas ocasiones muy violentamente, como veremos luego–. Si se encuentra con elementos electronegativos (es decir, que necesitan más electrones para ser estables), como el oxígeno, el fósforo se une a ellos y les cede electrones. Si se encuentra con elementos electropositivos (necesitan librarse de algún electrón para ser estables), como el sodio, el fósforo se une a ellos y les quita electrones.

Como consecuencia de esto, es imposible encontrar fósforo puro en la naturaleza. Los seres humanos, desde luego, lo aislamos cuando nos resulta conveniente, pero es necesario hacerlo artificialmente a partir de sus compuestos. Afortunadamente, el fósforo (como casi todos los elementos de pequeño número atómico) es muy común en la Naturaleza: existe en muchísimas rocas, y es un componente esencial de los seres vivos, tanto estructuralmente como parte de nuestros cuerpos, como funcionalmente participando en numerosísimos procesos biológicos. Ahora mismo, querido lector, estás utilizando el fósforo de tu cuerpo para funcionar y leer este artículo, como veremos dentro de un momento – pero, mientras tanto, sigue usando el fósforo sin rubor.

Irónicamente, no hemos conocido la existencia del fósforo como elemento hasta relativamente tarde: como he dicho, aunque es abundante es imposible encontrarlo puro. En este caso no fue encontrado en la “fiebre” de búsqueda de nuevos elementos químicos de los siglos XVIII y XIX, sino antes, y por pura casualidad. El responsable fue un alquimista alemán, Hennig Brand, en 1669. Aquí tienes un cuadro un siglo posterior, en el que Joseph Wright retrata el momento del descubrimiento del fósforo por Brand (aunque el brillo está bastante exagerado, la verdad):

El alquimista en busca de la piedra filosofal (1771), de Joseph Wright.

Brand buscaba, como casi todos los alquimistas de la época, la fabulosa lapis philosophorum, la piedra filosofal con la que sería posible convertir metales básicos en oro. En uno de sus experimentos, el alquimista se encontraba tratando de extraer diversas sales de la orina. En una retorta, hizo hervir la orina hasta que todo el líquido se había evaporado y sólo quedaba un residuo en el fondo, que siguió calentando hasta que la retorta estaba al rojo vivo. En un momento determinado, el recipiente se llenó de un vapor que brillaba con un fulgor pálido y verdoso, mientras que un líquido blanco y también brillante se derramaba por las paredes de la retorta. Cuando Brand recogió el líquido y lo guardó en otro recipiente, la sustancia seguía emitiendo ese brillo fanstasmagórico.

Te puedes imaginar la sensación que debió de causarle al bueno de Hennig el encontrar algo así. Llamó a la sustancia que había encontrado fósforo, del griego phosphoros, “portador de luz”, el nombre del planeta Venus, por su capacidad de brillar de esa forma tan extraña. Mantuvo su descubrimiento secreto, como solían hacer los químicos de la época, aunque con el tiempo el secreto (afortunadamente) salió a la luz y el nuevo elemento se hizo público.

Aunque Brand no tenía idea de cómo ni por qué había obtenido el fósforo de ese modo, hoy en día sabemos lo que ocurrió, y el origen del extraño brillo que da su nombre al elemento. Entre las muchas sales disueltas en la orina existen diversos fosfatos, como el fosfato de sodio (Na3PO4), además de muchos compuestos del carbono. Al calentar los residuos a una temperatura muy alta, el oxígeno del fosfato se une al carbono para formar monóxido de carbono (CO), liberando el fósforo puro, que escapa en forma de gas. Este gas reacciona con oxígeno para formar compuestos inestables, como el dióxido de fósforo (P2O2), que cuando se descomponen liberan energía en forma de luz.

Sin embargo, este fenómeno no fue explicado correctamente hasta 1974, unos tres siglos después de que el fantasmagórico brillo fuera observado por Brand. De hecho, cuando se observaron otras sustancias que brillaban en la oscuridad con un brillo parecido, al fenómeno se le dio el nombre de fosforescencia, pero luego se descubrió que en el caso del fósforo la razón era bien distinta (las reacciones que acabo de mencionar), con lo que en este elemento el fenómeno no es una fosforescencia sino una quimioluminiscencia.

En cualquier caso, hoy en día sabemos también que ese líquido blanco luminiscente que recogía Hennig Brand era fósforo blanco. La cuestión es que el fósforo se comporta de una manera parecida al carbono: en su forma pura, los átomos pueden asociarse unos a otros de distintas maneras, con propiedades muy distintas. Igual que el diamante o el grafito son alótropos (o formas alotrópicas) del carbono, el fósforo tiene sus propios alótropos, y el fósforo blanco es uno de ellos, y uno de los más importantes – y peligrosos.

Fósforo blanco. Crédito: Wikipedia/GPL.

El fósforo blanco consta de moléculas formadas por cuatro átomos de fósforo, colocados en los vértices de un tetraedro regular, como hacen los átomos de carbono en el diamante, pero con una diferencia fundamental: los átomos de carbono necesitan compartir cuatro electrones, con lo que se unen a cuatro átomos (tres en su tetraedro y un cuarto de otro tetraedro). Sin embargo, el fósforo sólo necesita tres electrones, con lo que se une a tres átomos (los tres de su tetraedro). Como consecuencia, los tetraedros del fósforo blanco no se unen unos a otros para formar un cristal, sino que son moléculas sueltas.

Molécula de fósforo blanco (P4).

El resultado es una sustancia pastosa o líquida, dependiendo de la temperatura, de color blanquecino amarillento y muy inestable. Para empezar, como he dicho antes, en contacto con oxígeno forma compuestos inestables que le dan un tenue brillo blanco-verdoso. Pero lo que convierte a este compuesto en algo muy peligroso es que, espontáneamente, se convierte en otro alótropo del fósforo, el que llamamos fósforo rojo. Por esa razón el fósforo blanco casi nunca está solo, siempre suele haber algo de fósforo rojo con él, de modo que no es totalmente blanco.

Esta conversión en fósforo rojo se acelera con la temperatura y la luz, y puede ser muy rápida y, por lo tanto, violenta: es una reacción exotérmica, es decir, desprende calor al producirse. ¿Qué sucede cuando una reacción desprende calor y, al mismo tiempo, es más rápida cuanto mayor es la temperatura? Te lo puedes imaginar.

Bomba de fósforo blanco de prueba sobre el USS Alabama (1921).

En la Primera y la Segunda Guerras Mundiales se fabricaron multitud de bombas incendiarias con fósforo blanco: no sólo arde espontáneamente a partir de 30ºC y se alimenta de calor a sí mismo para reaccionar más rápido. Además, es insoluble en agua: esto quiere decir que si hay fósforo blanco sobre tu piel y saltas a un río, la reacción se ralentiza mucho y no te quemas…pero en cuanto sales del agua, el fósforo no se ha disuelto y sigue pegado a tu piel, y vuelve a arder espontáneamente. De acuerdo con testigos de la época, algunas personas afectadas por estas bombas se suicidaban para acabar con su tormento.

¿La moraleja? Nunca subestimes la imaginación humana cuando se dedica a discurrir maneras horribles de matarnos unos a otros. Por si te lo estás preguntando, sí, aún seguimos utilizando bombas de fósforo blanco hoy en día – no he querido publicar imágenes de víctimas de este tipo de bombas porque son demasiado terribles, pero puedes encontrarlas fácilmente en la red. ¿La segunda moraleja? Nunca subestimes la testarudez humana cuando se dedica a perpetuar el horror. Lo siento si sueno pesimista cuando salen estas cosas en los artículos (tal vez recuerdes lo de las bombas de Hiroshima y Nagasaki, o el gas mostaza). No lo puedo evitar.

Aparte de estos usos tan horribles, muy pronto se descubrieron otros más pacíficos para una sustancia que ardía tan fácilmente: por ejemplo, las cerillas. Al principio, el fósforo se obtenía de una manera similar a la de Brand, pero luego se extrajo de huesos triturados y disueltos con ácidos, para producir mayores cantidades (hoy en día se extrae de rocas que contienen fosfatos, no de los seres vivos, pero esto te da una idea de su abundancia en nuestro cuerpo). Sin embargo, las cerillas primitivas tenían varios problemas: el fósforo blanco, aparte de su carácter autoinflamable, tenía otros peligros. Por ejemplo, los vapores son tóxicos a largo plazo, y los trabajadores de las fábricas de cerillas entre 1840 y 1910 sufrieron las consecuencias: una necrosis de los huesos de la mandíbula (debido a la deposición de fósforo en el hueso), además de daños cerebrales.

Fósforo rojo.

Debido a esto, empezó a utilizarse el segundo alótropo fundamental del fósforo, que ya he mencionado: el fósforo rojo. Para producirlo no hace falta más que calentar el fósforo blanco (con precauciones, por supuesto), y el resultado es un sólido amorfo de color rojo, que no arde hasta los 240ºC y no es, ni de lejos, tan peligroso. Éste es el fósforo de nuestras cerillas actuales, por supuesto, y la manera en la que suele almacenarse el fósforo. El fósforo blanco suele guardarse sumergido completamente en agua, por si las moscas.

Sin embargo, además de para cerillas, el fósforo tiene una cantidad ingente de usos, industriales y de otra índole: se emplea (en forma de fosfatos) en multitud de fertilizantes. La porcelana contiene fosfato de calcio (Ca3(PO4)2). El fósforo blanco sigue teniendo aplicaciones militares: desgraciadamente, se sigue utilizando como componente de las bombas incendiarias, y además en las balas trazadoras (las que brillan en vuelo). El fósforo se emplea también para dopar semiconductores; en detergentes y pesticidas, en la producción de diversos plásticos…

Balas trazadoras disparadas por un M-16.

Además, la importancia del fósforo en sus formas naturales es capital: en general, se encuentra en forma de fosfatos (iones PO43-), y está por todas partes. Para que te hagas una idea, un ser humano promedio tiene algo menos de 1 kg de fósforo en su cuerpo. En gran parte, éste se encuentra en los huesos como Ca3(PO4)2, pero tiene un papel esencial en muchas otras partes de nuestro cuerpo: forma parte del ADN y del ARN, así como de todas las membranas celulares (en forma de fosfolípidos).

El fósforo también es una parte esencial de la “moneda energética” de nuestro organismo, una molécula que probablemente has estudiado en el colegio, el adenosín trifosfato o trifosfato de adenosina, más conocido por sus siglas en inglés, ATP. Esta molécula almacena una gran cantidad de energía en los enlaces de sus tres grupos fosfato, de modo que es una especie de “depósito de energía química” que nuestras células emplean como si fuera una moneda de cambio energética en multitud de procesos, entre ellos el ciclo de Krebs (es decir, la respiración celular) o la síntesis de ácidos nucleicos. Vamos que, para empezar, sin fósforo nuestras células no podrían respirar. Con eso te lo digo todo.

Trifosfato de adenosina, ATP.

Con lo que este elemento lo tiene todo: alquímico y misterioso, terrible y letal, cotidiano y esencial para la vida. No lo olvides la próxima vez que enciendas una cerilla. En el próximo artículo de la serie, el elemento de dieciséis protones y otra sustancia fundamental en la alquimia: el azufre.

Para saber más:

• Fósforo
• Phosphorus (en inglés, pero más completo)