Ácido fosfórico

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.
Ácido fosfórico
Identificadores
Número CAS 7664-38-2, 16271-20-8 />16271-20-8 (hemihidrato)
PubChem 1004
ChemSpider 979
UNII E4GA8884NN
Número CE 231-633-2
Número UN 1805
KEGG D05467
ChEBI CHEBI:26078
ChEMBL CHEMBL1187
Número RTECS TB6300000
Imaxes 3D Jmol Image 1
Propiedades
Fórmula molecular H3O4P
Masa molar 98,00 g mol−1
Aspecto sólido branco ou incoloro, líquido viscoso (>42 °C)
delicuescente
Olor inodoro
Densidade 1,885 g/mL (líquido)
1,685 g/mL (solución ao 85%)
2,030 g/mL (cristal a 25 °C)
Punto de fusión 4,235 °C; 7,655 °F; 4,508 K
Punto de ebulición 158 °C; 316 °F; 431 K
Solubilidade en auga 392,2 g/100 g (−16,3 °C)
369,4 g/100 mL (0,5 °C)
446 g/100 mL (14,95 °C)
miscible (42,3 °C)[1]
Solubilidade soluble en etanol
Presión de vapor 0,03 mmHg (20 °C)[2]
Acidez (pKa) 1 = 2,148
2 = 7,198
3 = 12,319
Índice de refracción (nD) 1.34203
Viscosidade 2,4–9,4 cP (85% aq. soln.)
147 cP (100%)
Estrutura
Estrutura cristalina monoclínico
Termoquímica
Entalpía estándar
de formación
ΔfHo298
-1288 kJ/mol[3]
Entropía molar
estándar
So298
158 J/mol·K[3]
Perigosidade
MSDS ICSC 1008
Pictogramas GHS Pictograma da corrosión no Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)

[4]

Palabra sinal GHS Corrosivo
declaración de perigosidade GHS H-phrases 290, 314[4]
declaración de precaución GHS P-phrases 280, 305+351+338, 310[4]
EU Index 015-011-00-6
Clasificación da UE Corrosivo C
Frases R R34
Frases S S1/2, S26, S45
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
Punto de inflamabilidade Non inflamable
LD50 1530 mg/kg (rata, oral)[5]
Compostos relacionados

Se non se indica outra cousa, os datos están tomados en condicións estándar de 25 °C e 100 kPa.

O ácido fosfórico, tamén chamado ácido ortofosfórico, é un ácido inorgánico ou mineral coa fórmula H3PO4. As moléculas de ácido ortofosfórico poden combinarse consigo mesmas para formar diversos compostos que se denominan tamén de modo xeral ácidos fosfóricos. A nomenclatura da IUPAC para este composto é ácido ortofosfórico. O prefixo orto- utilízase para distinguir este ácido doutros ácidos fosfóricos relacionados, como os chamados ácidos polifosfóricos. O ácido ortofosfórico non é tóxico, e cando é puro, é sólido a temperaturas e presións moderadas.

A base conxugada do ácido fosfórico é o ión dihidróxeno fosfato, H2PO4, que á súa vez ten a base conxugada hidróxeno fosfato, HPO42−, que ten a base conxugada fosfato, PO43−.

Ademais de ser un reactivo químico, o ácido fosfórico ten moitos usos, incluíndo o de inhibidor da oxidación (enferruxamento), aditivo alimentario (E338), gravador dental e ortopédico, electrólito, fundente, axente dispersante, mordente industrial, materia prima de fertilizantes, e compoñente de produtos de limpeza do fogar. Os ácidos fosfóricos e fosfatos son tamén moi importantes en bioloxía, onde o fosfato é un importante tampón e hai moitas moléculas esenciais derivadas del.

A fonte máis común para utilizar o ácido fosfórico é unha solución acuosa ao 85%; ditas solucións son incoloras, inodoras, e non volátiles. A solución ao 85% é bastante viscosa, como un xarope, pero pódese verter. Como é un ácido concentrado, a solución ao 85% pode ser corrosiva, aínda que non é tóxica cando se dilúe. Debido á alta porcentaxe de ácido fosfórico presente neste reactivo, polo menos parte do ácido fosfórico está condensado en ácidos polifosfóricos. Non obstante, para simplificar o etiquetado, a solución ao 85% etiquétase como H3PO4 como se fose na súa totalidade ácido ortofosfórico. Nas solucións acuosas diluídas o ácido fosfórico está na forma ortofosfórica.

Reaccións[editar | editar a fonte]

O ácido fosfórico anhidro é un sólido branco de baixo punto de fusión que se obtén da deshidratación do ácido fosfórico ao 85% por quentamento no baleiro.[6]

O ácido ortofosfórico é unha molécula moi polar. É miscible en auga. O estado de oxidación do fósforo (P) no ácido ortofosfórico e noutros ácidos fosfóricos é +5; o estado de oxidación de todos os átomos de oxíxeno (O) é −2 e o de todos os átomos de hidróxeno (H) é +1. É triprótico, o que significa que unha molécula de ácido ortofosfórico pode disociarse sucesivamente ata tres veces, liberando cada vez un H+, que normalente se combina con moléculas de auga, como se ve nas seguintes reaccións:

H3PO4(s)   + H2O(l) is in equilibrium with H3O+(aq) + H2PO4(aq)       Ka1= 7,25×10−3
H2PO4(aq)+ H2O(l) is in equilibrium with H3O+(aq) + HPO42−(aq)       Ka2= 6,31×10−8
HPO42−(aq)+ H2O(l) is in equilibrium with H3O+(aq) +  PO43−(aq)        Ka3= 4,80×10−13

O anión despois da primeira disociación é o H2PO4 ou anión dihidróxeno fosfato. O anión que resulta da segunda disociación é o HPO42− ou anión hidróxeno fosfato. O anión xerado na terceira disociación é o PO43− ou anión fosfato ou ortofosfato. Para cada unha das reaccións de disociación mostradas arriba, hai unha constante de disociación de ácido distinta, chamadas Ka1, Ka2, e Ka3 medidas a 25 °C. Asociadas con estas tres constantes de disociación están os correspondentes valores de pKa1=2,12, pKa2=7,21, e pKa3=12,67 a 25 °C. Aínda que os tres átomos de hidróxeno son equivalentes nunha molécula de ácido ortofosfórico, os sucesivos valores de Ka son distintos, xa que é enerxeticamente menos favorable perder outro H+ se un (ou máis) se perdeu antes e a molécula/ión está máis cargada negativamente.

Debido á disociación triprótica do ácido ortofosfórico, e ao feito de que as súas bases conxugadas (os fosfatos mencionados antes) cubran un amplo intervalo de pH, e a que as solucións de ácido fosfórico/fosfato non son, en xeral, tóxicas, as mesturas destes tipos de fosfatos úsanse con frecuencia como axentes tampón ou para facer solucións tampón, nas que o pH desexado depende das proporcións dos fosfatos na mestura. De xeito similar, tamén se usan para facer tampóns os sales aniónicos non tóxicos do ácido cítrico triprótico. Os fosfatos atópanse en todas partes en bioloxía, especialmente nos compostos derivados de azucres fosforilados como o ADN, ARN, e o adenosina trifosfato (ATP).

Ao quentar o ácido ortofosfórico, pode inducirse a condensación das unidades fosfóricas ao retirar a auga formada pola condensación. Cando se retira unha molécula de auga por cada dúas moléculas de ácido fosfórico, o resultado é o ácido pirofosfórico (H4P2O7). Cando se retira como media unha molécula de auga por cada unidade de ácido fosfórico, a substancia resultante é un sólido de aspecto cristalino coa fórmula empírica HPO3 que se denomina ácido metafosfórico.[7] O ácido metafosfórico é unha versión anhidra por unha soa molécula de auga do ácido ortofosfórico e úsase ás veces como reactivo absorbente de humidade ou auga. Unha maior deshidratación é moi difícil de conseguir, e pode obterse só utilizando un desecante extremadamente forte (non abondaría só co quentamento). Produce anhídrido fosfórico (pentóxido de fósforo), que ten a fórmula empírica P2O5, aínda que unha molécula real ten a fórmula P4O10. O anhídrido fosfórico é sólido e é un absorbente de humidade moi potente que se utiliza como desecante.

Na presenza de superácidos (ácidos máis fortes que o H2SO4), o H3PO4 reacciona para formar produtos misteriosos, quizais corrosivos, sales ácidas do hipotético[8] ión tetrahidroxilfosfonio, que é isoelectrónico co ácido ortosilícico. A reacción que se sospeita que se produce con, por exemplo, o HSbF6, é:

H3PO4 + {HSbF6} → [P(OH)4+] [SbF6]

Solución acuosa[editar | editar a fonte]

Para unha concentración de ácido total [A] = [H3PO4] + [H2PO4] + [HPO42−] + [PO43−] ([A] é o número total de moles de H3PO4 puro que se utilizaron para preparar 1 litro de solución), a composición dunha solución acuosa de ácido fosfórico pode calcularse usando as ecuacións de equilibrio asociadas coas tres reaccións descritas antes xunto coa relación [H+] [OH] = 10−14 e a ecuación de neutralidade eléctrica. As posibles concentracións de moléculas e ións de polifosfórico son desprezables. O sistema pode reducirse a unha ecuación de quinto grao para [H+] que pode resolverse numericamente, dando os seguintes valores:

[A] (mol/L) pH [H3PO4]/[A] (%) [H2PO4]/[A] (%) [HPO42−]/[A] (%) [PO43−]/[A] (%)
1 1,08 91,7 8,29 6,20×10−6 1,60×10−17
10−1 1,62 76,1 23,9 6,20×10−5 5,55×10−16
10−2 2,25 43,1 56,9 6,20×10−4 2,33×10−14
10−3 3,05 10,6 89,3 6,20×10−3 1,48×10−12
10−4 4,01 1,30 98,6 6,19×10−2 1,34×10−10
10−5 5,00 0,133 99,3 0,612 1,30×10−8
10−6 5,97 1,34×10−2 94,5 5,50 1,11×10−6
10−7 6,74 1,80×10−3 74,5 25,5 3,02×10−5
10−10 7,00 8,24×10−4 61,7 38,3 8,18×10−5

Para concentracións de ácidos fortes, a solución está composta principalmente de H3PO4. Para [A] = 10−2, o pH é próximo ao pKa1, dando unha mestura equimolar de H3PO4 e H2PO4. Para [A] por debaixo de 10−3, a solución está principalmente composta de H2PO4, e o [HPO42−] faise non desprezable para disolucións moi diluídas. O [PO43−] é sempre desprezable. Como esta análise non ten en conta os coeficientes de acitividade dos ións, o pH e a molaridade dunha solución real de ácido fosfórico pode desviarse substancialmente dos valores arriba indicados.

Preparación[editar | editar a fonte]

O ácido fosfórico prodúcese industrialmente por dúas rutas xerais: o proceso térmico e o proceso húmido, o cal comprende dous submétodos. O proceso húmido domina no sector comercial. O proceso térmico é máis caro e produce un produto máis puro que se utiliza para aplicacións na industria alimentaria.

Proceso húmido[editar | editar a fonte]

No proceso húmido o ácido fosfórico prepárase engadindo ácido sulfúrico a rochas de fosfato tricálcico, que se encontran na natureza como apatita. A reacción é:

Ca5(PO4)3X + 5 H2SO4 + 10 H2O → 3 H3PO4 + 5 CaSO4·2 H2O + HX
onde X pode ser OH, F, Cl e Br

A solución inicial de ácido fosfórico pode conter un 23–33% de P2O5 (32–46% de H3PO4), pero pode ser concentrado pola evaporación da auga para producir ácido fosfórico de grao comercial, que contén un 54–62% de P2O5 (75–85% de H3PO4). Unha maior evaporación da auga rende ácido superfosfórico cunha concentración de P2O5 por riba do 70% (que corresponde a case o 100% H3PO4; porén, a esas concentracións empezan a formarse o ácido pirofosfórico e o polifosfórico, facendo que o líquido se faga moi viscoso).[9][10]

A dixestión do mineral de fosfato utilizando ácido sulfúrico rende sulfato cálcico (xeso) insoluble, que é filtrado e retirado como fosfoxeso. O ácido obtido no proceso húmido pode ser purificado aínda máis retirando o flúor para producir ácido fosfórico de grao animal, ou por extracción de solvente e retirada de arsénico para prodcir ácido fosfórico de grao alimentario.

O proceso nitrofosfato é similar ao proceso húmido excepto en que usa ácido nítrico en lugar de ácido sulfúrico. A vantaxe desta ruta é que o coproduto, nitrato de calcio é tamén un fertilizante para plantas. Porén, este método raramente se emprega.

Proceso térmico[editar | editar a fonte]

Un ácido fosfórico moi puro obtense queimando fósforo elemental para producir pentóxido de fósforo, que é seguidamente disolvido en ácido fosfórico diluído. Esta ruta produce un ácido fosfórico moi puro, xa que moitas das impurezas contidas na rocha fosfatada foron eliminadas durante a extracción do fósforo da rocha nun forno. O resultado final é ácido fosfórico de grao alimentario; porén, para certas aplicacións, pode ser necesario un procesamento adicional para retirar o arsénico.

O fósforo elemental prodúcese nun forno eléctrico. A unha temperatura alta, unha mestura de mineral de fosfato, sílice e material carbonáceo (coque, carbón etc...) produce silicato de calcio, gas fósforo e monóxido de carbono (CO). Os gases emitidos de P e o CO desta reacción son arrefriados baixo auga para illar o fósforo sólido. Alternativamente, os gases de P e CO poden ser queimados con aire para producir pentóxido de fósforo e dióxido de carbono.

Rutas de laboratorio[editar | editar a fonte]

Un proceso para demostración consiste na oxidación de fósforo vermello por medio de ácido nítrico.[11]

1/n Pn + 5 HNO3 → H2O + H3PO4 + 5 NO2

Usos[editar | editar a fonte]

O ácido fosfórico e os seus derivados son moi comúns e teñen moitas aplicacións. O uso dominante de ácido fosfórico é para producir fertilizantes, o que consome aproximadamente o 90% da produción.[12]

Aplicación Demanda (2006) en miles de toneladas Principais derivados de fosfato
Xabóns e deterxentes 1836 STPP
Industria alimentaria 309 STPP (Na5P3O10), SHMP, TSP, SAPP, SAlP (NaA, MCP, DSP (Na2HPO4), H3PO4
Tratamento de augas 164 SHMP, STPP, TSPP, MSP (NaH2PO4), DSP
Pasta de dentes 68 DCP (CaHPO4), IMP, SMFP
Outras aplicacións 287 STPP (Na3P3O9), TCP, APP, DAP, fosfato de zinc (Zn3(PO4)2), fosfato de alminio (AlPO4, H3PO4)

Aditivo alimentario[editar | editar a fonte]

O ácido fosfórico de grao almentario (aditivo E338[13]) utilízase para acidificar alimentos e bebidas como bebidas de cola. Proporciona un sabor agre ou acedo. Varios sales de ácido fosfórico, como o fosfato monocálcico utilízanse como axentes levedantes de alimentos.

Eliminación do óxido[editar | editar a fonte]

O ácido fosfórico pode utilizarse para eliminar o óxido (ferruxe) aplicándoo directamente sobre o ferro enferruxado, ferramentas de aceiro, ou outras superficies. O ácido fosfórico cambia o óxido de ferro(III) de cor marrón-vermello, Fe2O3 (ferruxe) a fosfato férrico, FePO4. A ecuación desta reacción é:

2 H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O

O ácido fosfórico líquido pode utilizarse para mergullar nel as pezas tratradas, pero o máis común é que o ácido fosfórico para eliminar óxido se fabrique como un xel. En forma de xel mesto, pode aplicarse en superficies en pendente, verticais ou mesmo sobre superficies inferiores de teitos. Diferentes formulacións de xeles de ácidos fosfóricos véndense como "eliminadores de óxido". Pode ser necesario aplicar moitas veces o ácido fosfórico para eliminar todo o óxido. O óxido pode tamén ser eliminado por recubrimento por conversión de fosfato (fosfatado). Este proceso pode deixar unha cobertura de fosfato negra que proporciona unha moderada resistencia á corrosión (dita protección tamén a pode proporcionar o proceso de recubrimento por conversión electroquímica chamado pavonado (bluing) ou a parkerización superficialmente similares).

En medicina[editar | editar a fonte]

O ácido fosfórico utilízase en odontoloxía e ortodoncia como solución de gravado, para limpar e raspar as superficies das pezas dentais nas que se van colocar os empastes e outros aparellos dentais. O ácido fosfórico é tamén un ingrediente de medicamentos contra as náuseas que se venden sen receita que tamén conteñen altos niveis de azucres (glicosa e frutosa). Este ácido úsase tamén en moitos branqueadores dentais para eliminar a placa que pode haber nos dentes antes da aplicación.

Outras aplicacións[editar | editar a fonte]

Entre outras aplicacións, o ácido fosfórico utilízase como:

  • Solución para o anodizado.
  • Como un estándar externo para a resonancia magnética nuclear para o fósforo-31.
  • Como axnte tamponante en bioloxía e química. Por exemplo, no tampón para a cromatografía líquida de alto rendemento.
  • Como un axente oxidante químico para a produción de carbón activado, como se usa no proceso Wentworth.[14]
  • Como un electrólito en células de combustible de ácido fosfórico.
  • Con auga destilada (2 ou 3 gotas por galón) como electrólito en xeradores de oxihidróxeno.
  • Como catalizador na hidratación de alquenos para producir alcohois, predominantemente etanol.
  • Como un electrólito no electropulido de cobre para a eliminación de restos de material nos bordos de pezas e planarización de placas de circuítos.
  • Como un fundene para afeccionados ás miniaturas de trens eléctricos como axuda para soldar.
  • No procesamento de compostos semicondutores, o ácido fosfórico é un axente de gravado húmido común: por exemplo, en combinación con peróxido de hidróxeno e auga utilízase para gravar InGaAs selectivo ao InP.[15]
  • Quentado na microfabricación de gravado de nitruro de silicio (Si3N4). É moi selectivo no gravado de Si3N4 en vez de SiO2, dióxido de silicio.[16]
  • Como limpador para trades de construción para eliminar depósitos minerais, incrustacións, e marcas de augas duras.
  • Como quelante nalgúns limpadores do fogar.
  • Para controlar o pH en solucións hidropónicas para rebaixar o pH das solucións nutrientes. Aínda que poden usarse outros tipos de ácidos, o fósforo é un nutriente usado polas plantas, especialmente durante a floración, o que fai que o ácido fosfórico sexa especialmente interesante.
  • Como axustador do pH en cosméticos e produtos para o coidado da pel.[17]
  • Como un axente dispersante en deterxentes e tratamento do coiro.
  • Como un aditivo para estabilizar solucións acuosas ácidas dentro dun intervalo especificado de pH.
  • Como un axente desinfectante en produtos lácteos, alimentos, e industrias de destilación e cervexería.[18]

Notas[editar | editar a fonte]

  1. Seidell, Atherton; Linke, William F. (1952). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds. Van Nostrand. Consultado o 2014-06-02. 
  2. "NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards #0506". National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  3. 3,0 3,1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. p. A22. ISBN 0-618-94690-X. 
  4. 4,0 4,1 4,2 Sigma-Aldrich Co., Phosphoric acid. Consultado o 2014-05-09.
  5. "Phosphoric acid". Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  6. Klement, R. (1963) "Orthophosphoric Acid" in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd ed., G. Brauer (ed.), Academic Press, NY. Vol. 1. p. 543.
  7. phosphoric acid. The Columbia Encyclopedia, Sixth Edition.
  8. Gevrey, S.; Luna, A.; Haldys, V.; Tortajada, J.; Morizur, J. P. (1998). "Experimental and theoretical studies of the gas-phase protonation of orthophosphoric acid". The Journal of Chemical Physics 108 (6): 2458. Bibcode:1998JChPh.108.2458G. doi:10.1063/1.475628. 
  9. Thomas, W P and Lawton, W S "Stable ammonium polyphosphate liquid fertilizer from merchant grade phosphoric acid" Modelo:US Patent, Issue date: January 26, 1988
  10. "Super Phosphoric Acid 0-68-0 Material Safety Data Sheet" (PDF). J.R. Simplot Company. May 2009. Consultado o 4 May 2010. 
  11. Arthur Sutcliffe (1930) Practical Chemistry for Advanced Students (1949 Ed.), John Murray – London.
  12. Klaus Schrödter, Gerhard Bettermann, Thomas Staffel, Friedrich Wahl, Thomas Klein, Thomas Hofmann "Phosphoric Acid and Phosphates" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2008, Wiley-VCH, Weinheim. doi 10.1002/14356007.a19_465.pub3
  13. "Current EU approved additives and their E Numbers". Foods Standards Agency. 14 March 2012. Consultado o 22 July 2012. 
  14. Toles, C.; Rimmer, S.; Hower, J. C. (1996). "Production of activated carbons from a washington lignite using phosphoric acid activation". Carbon 34 (11): 1419. doi:10.1016/S0008-6223(96)00093-0. 
  15. Wet chemical etching. umd.edu
  16. Wolf, S.; R.N. Tauber (1986). Silicon processing for the VLSI era: Volume 1 – Process technology. p. 534. ISBN 0-9616721-6-1. 
  17. "Ingredient dictionary: P". Cosmetic ingredient dictionary. Paula's Choice. Consultado o 16 November 2007. 
  18. "STAR SAN" (PDF). Five Star Chemicals. Consultado o 17 August 2015. 

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Outros artigos[editar | editar a fonte]

Ligazóns externas[editar | editar a fonte]