Википедија

Fosforna kiselina

fosforna kiselina (H3PO4), ortofosforna kiselina ili fosfor(V)-kiselina je mineralna (neorganska) kiselina čija je hemijska formula: H3PO4. Ona spada u red jačih kiselina, jača je od fosforaste koja takođe potiče od oksida fosfora. P2O5 je anhidrid fosforne kiseline. To je beo prah sličan snegu, i veoma hidroskopan.[17]

Fosforna kiselina
Structural formula of phosphoric acid, showing dimensions
Ball-and-stick model
Ball-and-stick model
Space-filling model
Space-filling model
Nazivi
IUPAC naziv
Fosforna kiselina
Drugi nazivi
Ortofosforna kiselina
Identifikacija
3D model (Jmol)
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.028.758
EC broj 231-633-2
E-brojevi E338 (antioksidansi, ...)
KEGG[1]
RTECS TB6300000
UNII
UN broj 1805
  • InChI=1S/H3O4P/c1-5(2,3)4/h(H3,1,2,3,4) DaY
    Ključ: NBIIXXVUZAFLBC-UHFFFAOYSA-N DaY
  • InChI=1/H3O4P/c1-5(2,3)4/h(H3,1,2,3,4)
    Ključ: NBIIXXVUZAFLBC-UHFFFAOYAI
  • OP(=O)(O)O
Svojstva
H
3PO
4
Molarna masa 97,99 g·mol−1
Agregatno stanje bezbojni sirup
Miris bezmirisan
Gustina 1,6845  g⋅cm−3 (25 °C, 85%),[4] 1,834  g⋅cm−3 (чврста материја)[5]
Tačka topljenja 40—42,4 °C (104,0—108,3 °F; 313,1—315,5 K)[7]
Tačka ključanja 212 °C (414 °F; 485 K)[13]
  • 392,2 g/100 g (−16,3 °C)
  • 369,4 g/100 mL (0,5 °C)
  • 446 g/100 mL (15 °C)[6]
  • 548 g/100 mL (20 °C)[7]
Rastvorljivost rastvoran u etanolu
log P −2,15[8]
Napon pare 0,03 mmHg (20 °C)[9]
Konjugovana baza dihidrogen fosfat
Magnetna susceptibilnost −43,8·10−6 cm3/mol[11]
Indeks refrakcije (nD)
  • 1,3420 (8,8% w/w aq. soln.)[12]
  • 1,4320 (85% vodeni rastvor) 25 °C
Viskoznost 2,4–9,4 cP (85% aq. soln.)
147 cP (100%)
Struktura
Kristalna rešetka/struktura monoklinična
Oblik molekula (orbitale i hibridizacija) tetraedralna
Termohemija[14]
Specifični toplotni kapacitet, C 145,0 J/mol⋅K
150,8 J/mol⋅K
−1271,7 kJ/mol
Opasnosti
Bezbednost prilikom rukovanja ICSC 1008
GHS piktogrami The corrosion pictogram in the Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS)[15]
GHS signalne reči Opasnost
H290, H314[15]
P280, P305+351+338, P310[15]
NFPA 704
NFPA 704 four-colored diamondKod zapaljivosti 0: Neće goreti (npr. voda)Health code 3: Short exposure could cause serious temporary or residual injury. E.g., chlorine gasKod reaktivnosti 0: Normalno stabilan, čak i pod stanjem izloženosti vatri; nije reaktivan s vodom (npr. tečni azot)Special hazards (white): no code
0
3
0
Tačka paljenja nezapaljiva
Smrtonosna doza ili koncentracija (LD, LC):
1530 mg/kg (pacov, oralno)[16]
Granice izloženosti zdravlja u SAD (NIOSH):
PEL (dozvoljeno)
 TWA 1 mg/m3[9]
REL (preporučeno)
 TWA 1 mg/m3 ST 3 mg/m3[9]
IDLH (trenutna opasnost)
 1000 mg/m3[9]
Srodna jedinjenja
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25°C [77°F], 100 kPa).
DaY verifikuj (šta je DaYNeN ?)
Reference infokutije

Ortofosforna kiselina je u IUPAC ime ovog jedinjenja. Prefiks orto- se upotrebljava zbog razlikovanja od ostalih srodnih kiselina na bazi fosfora, zvanih polifosforne kiseline. Ortofosforna kiselina je netoksična, a kada je čista, na sobnoj temperaturi i pritisku je čvrsta materija. Konjugovana baza fosforne kiseline je dihidrogen-fosfatni jon, H
2PO−
4, koji se pretvara u konjugovanu bazu fosfata, PO3−
4. Fosfati su hranljivi za sve oblike života. Pored toga što je hemijski reagens, fosforna kiselina ima široku upotrebu u: inhibiciji rđe, dodacima hrani, zaštiti stomatoloških i ortopedskih i industrijskih pomagala, elektrolita, protočnosti, raspršivanju agenasa, sirovinama za đubrivo i delovima kućnih proizvoda za čišćenje. Fosforne kiseline i fosfati su takođe važni u biologiji. Najčešći izvor fosforne kiseline je 85% vodeni rastvor, a takvi rastvori su bezbojni, bez mirisa i nestabilni. Oko 85% rastvora su sirupaste tečnosti, ali i je prečišćavanja i dalje moguće. Kao jaka kiselina, fosforna kiselina je korozivna. Zbog visokog procenta fosforne kiseline u ovom reagensu, bar neke od ortofosfornih kiselina se kondenziraju u polifosforne kiseline. Radi označavanja i jednostavnosti, 85% predstavlja H3PO4, kao da je sve ortofosforna kiselina. Razblaženi vodeni rastvori fosforne kiseline su u orto obliku.[18][19]

Pregled uredi

Fosforna kiselina je najvažnija od mnogih fosfornih kiselina koje sadrže kiseonik. Njen anhidrid je kristalna supstanca sa tačkom topljenja na 42,35 °C, a koncentrovani vodeni rastvor, koji se obično podešava na 85%, je sirupasta tečnost. Dobija se sagorevanjem belog fosfora (ili fosfornih para) i rastvaranjem nastalog fosfor(V) oksida u vodi.

Drugi način je reakcija prirodnog apatita i fosforita sa sumpornom kiselinom. Vodeni rastvor fosforne kiseline, koja ima aktivnost na nivou srednje jakih kiselina, je triprotonska kiselina, te se od nje izvode tri niza soli: normalni fosfati (PO43-), vodonik-fosfati (HPO42-) i divodonik-fosfati (H2PO4-). Svi vodonikovi fosfati su rastvorni u vodi, a oni bez vodonika su rastvorni samo sa alkalnim metalima. Nakon zagrejavanja na temperaturama koje su više od 200 °C, ortofosforna kiselina gubitkom vode prelazi u difosfornu (pirofosfornu) kiselinu, H4P2O7, čije soli su poznate kao difosfati ili pirofosfati. Na još višim temperaturama nastaje trifosforna kiselina i naredne višeg ranga, sve do polimerne linearno lančane polifosforne kiseline. Njene soli su polifosfati – ciklične metafosforne kiseline (HPO3)n, čije soli su metafosfati.

Fosforna kiselina se najviše upotrebljava za proizvodnju svih vrsta fosfata, u tehnologiji izrade čelika, proizvodnji sredstava za zaštitu metala od rđanja, te u farmaceutskoj industriji. Ovo je jedna od malobrojnih neškodljivih, odnosno neotrovnih kiselina, te se upotrebljava i kao sredstvo za zakiseljivanje mnogih bezalkoholnih pića.

Reakcije uredi

Molekuli ortofosforne kiseline mogu se međusobno objedinjavati u različita jedinjenja koji se odnose na fosforne kiseline, ali na mnogo opštiji način. Naziv fosforna kiselina se takođe može odnositi i na hemikalije ili reagense koji sadrže fosforne kiseline, kao što su pirofosforna ili trifosforna, ali je to obično ortofosforna kiselina.

Anhidridna fosforna kiselina je belo, nisko rastvorno čvrsto jedinjenje, kojim se preko dehidracije dobija 85% fosforna kiselina, putem zagrejavanja u vakuumu.[20]

Ortofospforna kiselina se nakon rastvaranja u vodi jonizuje i uglavnom daje H2PO4- i protone:

H3PO4(s) + H2O(l)   H3O+(aq) + H2PO4−(aq)       Ka1= 7,5×10−3
H2PO4−(aq) + H2O(l)   H3O+(aq) + HPO42−(aq)       Ka2= 6,2×10−8
HPO42−(aq) + H2O(l)   H3O+(aq) +  PO43−(aq)        Ka3= 2,2×10−13

Nakon prve disocijacije, anjoni H2PO4− postaju divodonik-fosfatni anjoni. Nakon druge disocijacije, to su HPO42−, vodonik-fosfatni anjoni. Anjoni nakon treće disocijacije su PO43−–fosfatni ili ortofosfatni anjoni. U svakoj od gore prikazanih reakcija disocijacije, postoji odvojena konstanta disocijacije, zvana Ka1, Ka2 i Ka3 data za 25 °C. Vezane sa ove tri konstante disocijacije su odgovarajuće vrednosti: pKa1=2,12, pKa2=7,21 i pKa3=12,67 na 25 °C.[21] Iako su sva tri vodonikova (H) atoma ekvivalentna u molekulu ortofosforne kiseline, sukcesivne vrednosti Ka se razlikuju jer je energetski nepovoljnije kada se izgubi drugi H+, ako je jedan (ili više) već izgubljen, molekul/jon je negativnije naelektrisan.[22][23][24]

Zbog triprotonske disocijacije ortofosforne kiseline, te činjenice da njene konjugovane baze (fosfati gore navedeni) pokrivaju širok -pH}- opseg, generalne netoksičnosti rastvora fosforne kiseline/fosfata, mešavine ove vrste fosfata se često koriste kao puferski agensi ili se od njih prave baferski rastvori, gde željeni pH zavisi od proporcije fosfata u smeši. Slično tome, netoksične anjonske soli triprotonsko organsko jedinjenje i limunska kiselina se takođe često koriste kod pravljenja bufera. Fosfati se nalaze ponajviše u biološkim materijalima, posebno u jedinjenjima izvedenim iz fosforiliziranih šećera, kao što su DNK, RNK i adenozin trifosfat (ATP).

Nakon zagrejavanja ortofosforne kiseline, kondenzacija fosfornih jedinica može biti izazvana kondenzacijom novonastale vode. Kada se ukloni jedan molekul vode za svaka dva molekula fosforne kiseline, rezultat je pirofosforna kiselina (H4P2O7). Kada se pređe preko proseka jednog molekula vode po fosfornoj jedinici, nastaje staklastokruta materija, koja ima empirijsku formulu HPO3, a zove se metafosforna kiselina.[25] Metafosforna kiselina je jednostruka bezvodna verzija ortofosforne kiseline, koja se ponekad koristi kao reagens za upijanje vode ili vlage. Dalja dehidracija je vrlo teška, a može se ostvariti samo putem izuzetno jakih isušivača (a ne samo grejanjem). Time se formira fosforni anhidrid (pentoksid), koji ima empirijsku formulu P2O5, iako stvarni molekul ima hemijsku formulu P4O10. Fosforna kiselina je čvrsta materija, koja vrlo snažno upija vlagu i koristi se kao isušivač.[22]

U prisustvu superkiselina (jačih od H
2SO
4), H
3PO
4, reaguje stvaranjem slabo karakterisanih proizvoda, hipotetički moguće korozivnih, kiselih soli[26] tetrahidroksilfosfonih jona, koji su izoelektronski sa ortosilicijumskom kiselinom. Pretpostavljena reakcija sa HSbF
6, na primer, predložena je kao:

H3PO4 + HSbF6 → [P(OH)4+] [SbF6]−.

Vodeni rastvor uredi

Za datu ukupnu koncentraciju kiseline [A] = [H3PO4] + [H2PO4−] + [HPO42−] + [PO43−] ([A] – je ukupni broj molova čiste H3PO4 koja se uzima za dobijanje 1 L rastvora. Sastav vodenog rastvora fosforne kiseline može se izračunati primenom ravnotežne jednačine udružene sa odnosima tri gore opisane reakcije [H+] [OH−] = 10−14 i neutralnosti jednačina. Moguća koncentracija polifosfornih molekulskih jona je zanemarena. Sistem se može ograničiti do jednačine petog stepena [H+] koja se brojno rešava na sledeći način:

[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

Za jake koncentracije kiseline, rastvor se uglavnom pravi od H3PO4. Za [A] = 10−2, pH je blizak pKa1, dajući ekvimolarnu mešavinu H3PO4 i H2PO4−. Za [A] ispod 10−3, rastvor se uglavnom sastoji od H2PO4− sa [HPO42−] kada nastaju razređene rastvorine koje nisu zanemarljive. [PO43−] je uvek zanemarljiv. Budući da ova analiza ne uzima u obzir koeficijent jonske aktivnosti, pH i molaritet, spravljanje fosforne kiseline može značajno odstupiti od navedenih vrednosti.

Reference uredi

  1. ^ Joanne Wixon; Douglas Kell (2000). „Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG”. Yeast. 17 (1): 48—55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H. 
  2. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  uredi
  3. ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1. 
  4. ^ Christensen, J. H.; Reed, R. B. (1955). „Design and Analysis Data—Density of Aqueous Solutions of Phosphoric Acid Measurements at 25 °C.”. Ind. Eng. Chem. 47 (6): 1277—1280. doi:10.1021/ie50546a061. 
  5. ^ „CAMEO Chemicals Datasheet - Phosphoric Acid”. 
  6. ^ Seidell, Atherton; Linke, William F. (1952). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds. Van Nostrand. Pristupljeno 2. 6. 2014. 
  7. ^ a b Haynes, p. 4.80
  8. ^ „phosphoric acid_msds”. 
  9. ^ a b v g NIOSH Džepni vodič hemijskih hazarda. „#0506”. Nacionalni institut za bezbednost i zdravlje na radu (NIOSH). 
  10. ^ Haynes, str. 5.92
  11. ^ Haynes, str. 4.134
  12. ^ Edwards, O. W.; Dunn, R. L.; Hatfield, J. D. (1964). „Refractive Index of Phosphoric Acid Solutions at 25 C.”. J. Chem. Eng. Data. 9 (4): 508—509. doi:10.1021/je60023a010. 
  13. ^ http://www.chemspider.com/Chemical-Structure.979.html
  14. ^ Haynes, str. 5.13
  15. ^ a b v Sigma-Aldrich Co. Retrieved on 9 May 2014.
  16. ^ „Phosphoric acid”. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  17. ^ Lide David R., ur. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th izd.). Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 978-0-8493-0487-3. 
  18. ^ Atkins P.; de Paula J. (2006). Physical chemistry, 8th Ed. San Francisco: W. H. Freeman. ISBN 0-7167-8759-8. 
  19. ^ Whitten K.W.; Gailey K. D.; Davis R. E. (1992). General chemistry, 4th Ed. Philadelphia: Saunders College Publishing. ISBN 0-03-072373-6. 
  20. ^ Klement, R. (1963) "Orthophosphoric Acid" in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd ed., G. Brauer (ed.), Academic Press, NY. Vol. 1. p. 543.
  21. ^ Weast, Robert C., ur. (1983). CRC Handbook of Chemistry and Physics (64th izd.). Boca Raton, Florida: CRC Press. str. D-169. ISBN 0-8493-0464-4. 
  22. ^ a b Petrucci R. H.; Harwood W. S.; Herring F. G. (2002). General Chemistry, 8th Ed. New York: Prentice-Hall. ISBN 0-13-014329-4. 
  23. ^ Laidler K. J. (1978). Physical chemistry with biological applications. Benjamin/Cummings. Menlo Park. ISBN 0-8053-5680-0. 
  24. ^ Weast R. C. (1990). CRC Handbook of chemistry and physics. Boca Raton: Chemical Rubber Publishing Company. ISBN 0-8493-0470-9. 
  25. ^ phosphoric acid. The Columbia Encyclopedia, Sixth Edition.
  26. ^ 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. 

Literatura uredi

Spoljašnje veze uredi

 
Fosforna kiselina na Vikimedijinoj ostavi.
Preuzeto iz „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Фосфорна_киселина&oldid=27553173”