FOSFORSYRE (H3PO4): STRUKTUR, EGENSKABER, ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den phosphorsyre er en oxosyre af phosphor med kemiske formel H ₃ PO ₄. Den består af en mineralsyre, hvor tre sure protoner er bundet til fosfatanionen (PO ₄ ^3–). Selvom det ikke betragtes som en stærk syre, kan dens forkert anvendelse udgøre en sundhedsrisiko.

Det findes i to tilstande: som et fast stof i form af tykke orthorhombiske krystaller eller en krystallinsk væske med et sirupagtig udseende. Dens mest almindelige kommercielle præsentation har en koncentration på 85% vægt / vægt og en massefylde på 1,685 g / cm ³. Denne tæthed kommer fra koncentrationshånden.

Billedet ovenfor viser et enkelt molekyle fosforsyre. Af Leyo fra Wikimedia Commons

De tre OH-grupper er ansvarlige for donation af sure hydrogener. På grund af tilstedeværelsen af ​​dem i dens struktur, kan det reagere med forskellige hydroxider med oprindelse i forskellige salte.

I tilfælde af natriumhydroxid, kan den danne tre: monobasisk natriumphosphat (NaH ₂ PO ₄), dibasisk natriumphosphat (Na ₂ HPO ₄), og tribasisk natriumphosphat (Na ₃ PO ₄).

Afhængig af hvilken base der anvendes til dens neutralisering, eller hvilke kationer der er meget tæt på, kan det dog danne andre fosfatsalte. Blandt dem er: calciumphosphat (Ca ₃ (PO ₄) ₂), lithium phosphat (Li ₃ PO ₄), ferriphosphat (FePO ₄), og andre. Hver med sine forskellige grader af protonering af fosfatanionen.

På den anden side kan phosphorsyre "sekvestere" divalente kationer, såsom Fe2 ⁺, Cu2 ⁺, Ca2 ⁺ og Mg2 ⁺. Ved forhøjede temperaturer, kan reagere med sig selv med tabet af et H ₂ O molekyle, der danner dimerer, trimerer og polymerer af phosphorsyrer.

Denne reaktionstype gør denne forbindelse i stand til at etablere et stort antal strukturer med fosfor- og oxygenskeletter, hvorfra en lang række salte kendt som polyphosphater også kan opnås.

Med hensyn til dens opdagelse blev det syntetiseret i 1694 af Robert Boyle, opløse P ₂ O ₅ (phosphorpentoxid) i vand. Det er en af ​​de mest nyttige mineralsyrer, idet dens funktion som gødning er den vigtigste. Fosfor er sammen med kalium og nitrogen de tre vigtigste plantenæringsstoffer.

Kemisk struktur

Af Ingen maskinlæsbar forfatter leveret. H Padleckas antog (baseret på ophavsretskrav)., via Wikimedia Commons

Fosforsyre består af en P = O-binding og tre P-OH, hvor sidstnævnte er bærere af de sure hydrogener frigivet i et opløsningsmedium. Med fosforatomet i midten tegner oxygnerne en slags molekylær tetrahedron.

På denne måde kan phosphorsyre visualiseres som en tetrahedron. Fra dette perspektiv, nævnte tetraedre (ved H ₃ PO ₄ enheder) interagerer med hinanden via hydrogenbindinger; det vil sige, at deres vertikater er tæt tilnærmede.

Disse intermolekylære interaktioner tillade phosphorsyre at krystallisere i to faste stoffer: vandfri ene og hemihydratet (H ₃ PO ₄ · 1 / 2H ₂ O), begge med monokline krystalsystemer. Dets vandfri form kan også beskrives med formlen: 3H ₂ O · P ₂ O ₅, som er lig med en tri-hydreret phosphorpentoxid.

Tetrahedroner kan endda blive kovalent bundet, men for denne enhed må en eliminere et vandmolekyle gennem dehydrering. Dette sker, når H ₃ PO ₄ underkastes opvarmning, og som følge heraf genererer dannelsen af polyphosphorsyrer (PA).

Diphosphorsyre (H

Den mest simple af alle PAs er diphosphorsyre (H ₄ P ₂ O ₇), også kendt som pyrophosphorsyre. Den kemiske ligning af dens dannelse er som følger:

2H ₃ PO ₄ <=> H ₄ P ₂ O ₇ + H ₂ O

Balancen afhænger af mængden af ​​vand og temperaturen. Hvad er dens struktur? På billedet i sektionen er strukturer af orthophosphorsyre og pyrophosphorsyre illustreret i øverste venstre hjørne.

To enheder er kovalent forbundet, når et vandmolekyle elimineres, hvilket danner en P - O - P iltbro mellem dem. Nu er de ikke tre sure hydrogener, men fire (fire-OH-grupper). På grund af dette, H ₄ P ₂ O ₇ har fire ionisering konstanter k _a.

Polyfosforsyrer

Dehydrering kan fortsætte med pyrophosforsyre, hvis opvarmningen fortsætter. Hvorfor? Fordi i hver ende af dets molekyle er der en OH-gruppe, der kan fjernes som et vandmolekyle, hvilket således fremmer den efterfølgende vækst af P - O - P - O - P-skelet…

Eksempler på disse syrer er tripolyphosphorsyre og tetrapolyphosphorsyrer (begge illustreret på billedet). Det kan ses, hvordan P-O - P-rygraden forlænges i en slags kæde, der består af tetrahedra.

Disse forbindelser kan repræsenteres med formlen HO (PO ₂ OH) _x H, hvor HO er den venstre ende, der kan dehydreres. PO ₂ OH er phosphor rygrad med P = O og OH bindinger; og x er de phosphorsyreenheder eller molekyler, der er nødvendige for at opnå nævnte kæde.

Når disse forbindelser neutraliseres fuldstændigt med en base, dannes såkaldte polyphosphater. Afhængigt af hvilke kationer der omgiver dem, danner de en lang række polyfosfatsalte.

På den anden side, hvis de reagerer med ROH-alkoholer, erstattes hydrogener i deres rygrad med R-alkylsubstituenter. Således opstår phosphatestere (eller polyfosfater): RO (PO ₂ ELLER) _x R. Det er tilstrækkeligt at erstatte H i alle strukturer i billedet af sektionen for at opnå dem.

Cykliske polyfosforsyrer

P - O - P-kæderne kan endda lukke på en fosforring eller -cyklus. Den enkleste af denne type forbindelser er trimetaphosphorsyre (øverste højre hjørne af billedet). AP'er kan således være lineære, cykliske; eller hvis deres strukturer udviser begge typer, forgrenede.

nomenklatur

Kilde: commons.wikimedia.org

Nomenklaturen for fosforsyre er dikteret af IUPAC, og hvordan de ternære salte af oxosyrer benævnes.

Fordi i H ₃ PO ₄ P-atomet har valens +5, den højeste værdi, er dens syre tildelt suffikset -ico til præfikset phosphorescerende.

ortho

Imidlertid kaldes fosforsyre også almindeligt orthophosphorsyre. Hvorfor? Fordi ordet 'ortho' er græsk og betyder 'sandt'; som ville oversætte til den "sande form" eller "mere hydreret" af den.

Når vandfri fosfor hydratiseres med et overskud af vand (P ₄ O ₁₀, fosfor “hætten” i det øverste billede), produceres H ₃ PO ₄ (3H ₂ O · P ₂ O ₅). Præfikset ortho tildeles således de syrer, der er dannet med masser af vand.

Pyro

Præfikset pyro henviser til en hvilken som helst forbindelse, der stammer efter påføring af varme, da diphosphorsyre stammer fra den termiske dehydrering af fosforsyre. Derfor kaldes pyrophosphorsyre (2H ₂ O · P ₂ O ₅).

Mål

Præfikset meta, som også er et græsk ord, betyder 'efter'. Det føjes til de stoffer, hvis formel har elimineret et molekyle, i dette tilfælde, vandet:

H ₃ PO ₄ => HPO ₃ + H ₂ O

Bemærk, at denne gang tilsætning af to fosforenheder ikke forekommer til at danne difosforsyre, men i stedet opnås metafosforsyre (som der ikke er bevis for, at den eksisterer).

Det er også vigtigt at bemærke, at denne syre kan beskrives som H ₂ O · P ₂ O ₅ (svarende til hemidrate, multiplicere HPO ₃ med 2). Metaforfixet kommer perfekt på linje med cykliske PA'er, da hvis triphosforsyre dehydrerer, men ikke tilføjer en anden H ₃ PO4- _enhed til at blive tetraphosforsyre, skal den danne en ring.

Og det er det samme med andre polymetaphosphorsyrer, selvom IUPAC anbefaler at kalde dem cykliske forbindelser med de tilsvarende PA'er.

Ejendomme

Molekylformel

H ₃ PO ₄

Molekylær vægt

97,994 g / mol

Fysisk fremtoning

I sin faste form præsenterer det orthorhombiske, hygroskopiske og gennemsigtige krystaller. I flydende form er det krystallinsk med udseendet af en viskøs sirup.

Det er kommercielt tilgængeligt i vandig opløsning med en koncentration på 85% vægt / vægt. I alle disse præsentationer har den ingen lugt.

Kogepunkt og smeltepunkter

158 ° C (316 ° F ved 760 mmHg).

42,2 ° C (108 ° F).

Vandopløselighed

548 g / 100 g H ₂ O ved 20 ° C; 369,4 g / 100 ml ved 0,5 ° C; 446 g / 100 m ved 14,95 ° C

Massefylde

1,892 g / cm ³ (fast stof); 1,841 g / cm ³ (100% opløsning); 1,685 g / cm ³ (85% opløsning); 1,334 g / cm ³ 50% opløsning) ved 25 ° C.

Dampdensitet

I forhold til luft 3,4 (luft = 1).

Selvantændelse

Det er ikke brandfarligt.

Viskositet

3,86 mPoise (40% opløsning ved 20 ° C).

Syreindhold

pH: 1,5 (0,1 N opløsning i vand)

pKa: pKa1 = 2.148; pKa2 = 7.198 og pKa3 = 12.319. Derfor er dit mest sure brint først.

nedbrydning

Ved opvarmning frigiver det fosforoxider. Hvis temperaturen stiger til 213 ° C eller mere, bliver den pyrophosforsyre (H ₄ P ₂ O ₇).

ætsende virkning

Ætsende overfor jernholdige metaller og aluminium. Reaktion med disse metaller giver anledning til brændstofgas.

polymerisation

Polymeriserer voldsomt med azoforbindelser, epoxider og polymeriserbare forbindelser.

Applikationer

Phosfatsalte og generelle anvendelser

-Fosforsyre tjener som grundlag for fremstilling af fosfater, der bruges som gødning, fordi fosfor er et vigtigt næringsstof i planter.

-Det er blevet brugt til behandling af blyforgiftning og andre tilstande, hvori der kræves betydelige mængder fosfat og produktion af mild acidose.

-Det bruges til at kontrollere pH-værdien i urinkanalen hos minke og udgifter for at undgå dannelse af nyresten.

-Phosphorsyre giver anledning til Na ₂ HPO ₄ og NaH ₂ PO ₄ salte, der udgør en pH puffersystem med en pKa på 6,8. Dette pH-regulerende system er til stede hos mennesker og er vigtigt i reguleringen af ​​intracellulær pH ​​såvel som i styringen af ​​brintkoncentrationen i distale og opsamlingsrør i nefronerne.

-Det bruges til fjernelse af det mugne lag af jernoxid, der ophobes på dette metal. Fosforsyre danner jernfosfat, der let kan fjernes fra metaloverfladen. Det bruges også til elektrisk polering af aluminium og er et bindemiddel til ildfaste produkter, såsom aluminiumoxid og magnesia.

Industriel

-Fosforsyre anvendes som et katalytisk middel til fremstilling af nylon og benzin. Det bruges som et dehydratiseringsmiddel i litografisk indgravering, til fremstilling af farvestoffer til brug i tekstilindustrien, i latexkoagulationsprocessen i gummiindustrien og til oprensning af hydrogenperoxid.

-Syre anvendes som et tilsætningsstof i læskedrikke og bidrager således til dets smag. Fortyndet påføres i sukkerraffineringsprocessen. Det fungerer også som et puffersystem til fremstilling af skinke, gelatine og antibiotika.

-Det deltager i uddybningen af ​​detergenterne i syrekatalysen af ​​acetylenproduktionen.

-Det bruges som et surt middel i afbalanceret mad til husdyrindustrien og kæledyr. Den farmaceutiske industri anvender det til fremstilling af antiemetiske stoffer. Det bruges også i en blanding til at fremstille asfalt til at bane jorden og reparere revner.

-Fosforsyre fungerer som en katalysator i hydratiseringsreaktionen af ​​alkener til produktion af alkohol, hovedsageligt ethanol. Derudover bruges det til bestemmelse af organisk kulstof i jord.

Dental

Det bruges af tandlæger til at rengøre og konditionere tandoverfladen, inden der placeres tandbeslag. Det finder også anvendelse i tandblegning og fjernelse af tandplader. Derudover bruges det til fremstilling af klæbemidler til tandproteser.

Kosmetik

Fosforsyre bruges til at justere pH i kosmetiske produkter og hudplejeprodukter. Det bruges som et kemisk oxidationsmiddel til produktion af aktivt kul.

Dannelse af fosforsyre

-Fosforsyre fremstilles ud fra phosphatbergarter af apatit-typen ved fordøjelse med koncentreret svovlsyre:

Ca ₃ (PO ₄) ₂ + 3 H ₂ SO ₄ + 6 H ₂ O => 2 H ₃ PO ₄ + 3 (CaSO ₄.2H ₂ O)

Den opnåede phosphorsyre ved denne reaktion er af lav renhed, hvorfor den underkastes en oprensningsproces, der inkluderer udfældning, opløsningsmiddelekstraktion, krystallisation og ionbytterteknikker.

-Fosforsyre kan produceres ved at opløse fosforpentoxid i kogende vand.

-Det kan også fås ved opvarmning af fosfor med en blanding af luft og vanddamp:

P ₄ (l) + 5 O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (r)

P ₄ O ₁₀ (s) + H ₂ O (g) => 4H ₃ PO ₄ (l)

Risici

-Fordi dets damptryk er lavt ved stuetemperatur, er det usandsynligt, at dens dampe inhaleres, medmindre der sprøjtes syre. I så fald inkluderer symptomer på indånding: hoste, ondt i halsen, åndenød og anstrengt vejrtrækning.

-I litteraturen nævnes sagen om en sømand, der blev udsat for fosforsyredampe i en lang periode. Han led af generel svaghed, en tør hoste, brystsmerter og åndedrætsproblemer. Inden for et år efter eksponering blev der observeret reaktiv luftvejsdysfunktion.

-Madskillelig kontakt med fosforsyre kan forårsage rødme, smerter, blærer og forbrændinger i huden.

-Kontakt af syren med øjnene afhængigt af dens koncentration og varigheden af ​​kontakten kan give i dem, ætsende vævsskader eller alvorlige forbrændinger med permanent øjenskade.

- Indtagelse af syren forårsager forbrænding i munden og halsen, brændende fornemmelse ud over brystbenet, mavesmerter, opkast, chok og kollaps.

Referencer

1. Royal Society of Chemistry. (2015). Phosphorsyre. Taget fra: chemspider.com
2. Canadisk Center for Arbejdsmæssig Sikkerhed og Sundhed. (1999). Fosforsyre - sundhedseffekter. Taget fra: ccsso.ca
3. Acids.Info. (2018). Fosforsyre »Forskellige anvendelser af denne kemiske forbindelse. Taget fra: acidos.info
4. James P. Smith, Walter E. Brown og James R. Lehr. (1955). Struktur af krystallinsk fosforsyre. J. Am. Chem. Soc. 77, 10, 2728-2730
5. Wikipedia. (2018). Phosphorsyrer og phosphater. Taget fra: en.wikipedia.org
6. Videnskab er sjovt. Lær mere om fosforsyre.. Taget fra: scifun.chem.wisc.edu