Warum ist Bariumphosphat in verdünnter HCl löslich? [geschlossen]

Viele Phosphate sind bei Standardtemperatur und -druck nicht wasserlöslich, mit Ausnahme von Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium, und Ammoniumphosphate, die alle wasserlöslich sind. In der Regel sind die Wasserstoff- und Dihydrogenphosphate etwas löslicher als die entsprechenden Phosphate ( Wikipedia ). Basierend auf Wikipedia-Löslichkeitstabelle beträgt die Löslichkeit von $ \ ce {BaHPO4} $ $ \ pu {0,013 g} $ in $ \ pu {100 ml} $ bei $ \ pu {20 ^ {\ circ} C} $ und ein CDC.gov-Bericht geben Folgendes an:

Die Wasserlöslichkeit von Bariumverbindungen nimmt mit abnehmendem $ \ mathrm {pH} $ zu.

Dennoch wurden die Löslichkeitsstudien der Phosphate von Strontium, Barium und Magnesium bereits zuvor durchgeführt (Lit. 1). Erdalkaliphosphate als Ganzes wurden ebenfalls überprüft (Ref.2).

Betrachten wir jedoch das Phosphatverhalten mit $ \ mathrm {pH } $ . Die drei $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ -Werte für Phosphorsäure sind 2,16, 7,21 und 12,32. wässriges Phosphat existiert in vier Formen ( Wikipedia ):

• In stark Grundbedingungen überwiegt das Phosphation ( $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $ ).
• Unter schwach basischen Bedingungen ist das Hydrogenphosphation ( $ \ ce {HPO4 ^ 2 -} $ ) ist weit verbreitet.
• Unter schwach sauren Bedingungen ist das Dihydrogenphosphation ( $ \ ce {H2PO4 -} $ ) ist am häufigsten.
• Bei stark sauren Bedingungen ist Trihydrogenphosphat ( $ \ ce {H3PO4} $ ) ist die Hauptform.

Beim Verdünnen e $ \ ce {HCl} $ (sagen Sie $ \ pu {3 M} $ und damit $ \ mathrm {pH} \ ca. -0,48 $ ) wird zu solid $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ treten folgende Reaktionen mit wässrigen Hydroniumionen auf: $$ \ ce {Ba3 (PO4) 2 (s) + nH2O (l) < = > 3Ba ^ 2 + (aq) + 2PO4 ^ 3- (aq)} $$ $$ \ ce {PO4 ^ 3- (aq) + H3O + (aq) – > HPO4 ^ 2- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {HPO4 ^ 2- (aq) + H3O + (aq) – > H2PO4- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {H2PO4- (aq) + H3O + (aq) – > H3PO4 (aq) + H2O (l )} $$

Weil $ \ mathrm {pH} $ der Säurelösung niedriger ist als die $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ der $ \ ce {H3PO4} $ Säure, $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ Feststoff würde sich langsam auflösen und $ \ ce {H3PO4 (aq)} $ und $ \ ce {BaCl2 (aq)} $ in der Lösung ( Das Prinzip von Channel Le Chatelier).

Dieses Phänomen würde jedoch nicht mit $ \ ce {BaSO4} $ fest auftreten, weil $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ von $ \ ce {H2SO4} $ handelt von $ – 3 $ , was viel niedriger ist als der operative $ \ mathrm {pH} $ . Da $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a2} = 1,99 $ für $ \ ce {H2SO4} $ ist es möglich, $ \ ce {Ba (HSO4) 2} $ zu bilden, aber auch seine Löslichkeit soll gering sein ( $ \ approx \ pu {0.015 g} $ in $ \ pu {100 ml} $ Wasser bei $ \ pu {25 ^ {\ circ} C} $ ).

Referenzen:

1. L. E. Holt, Jr., J. A. Pierce, C. N. Kajdi, „Die Löslichkeit der Phosphate von Strontium, Barium und Magnesium und ihre Beziehung zum Problem der Verkalkung“, Journal of Colloid Science > 1954 , 9 (5) , 409–426 ( https://doi.org/10.1016/0095-8522(54) 90029-X ).
2. R. W. Mooney, M.A. Aia, „Alkaline Earth Phosphates“, Chem. Rev. 1961 , 61 (5) , 433–462 (DOI: 10.1021 / cr60213a001).

Kommentare

• Kleiner Punkt. Gibt es tatsächlich $ \ ce {(NH4) 3PO4} $ oder muss Ammoniumphosphat ein saures Salz sein? Das normale Phosphation " sollte " stark genug sein, um $ \ ce {NH3} $ zu verdrängen.
• @Oscar Lanzi: Ehrlich gesagt wusste ich nicht, was der $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ von $ \ ce {(NH4) 3PO4} $ ist. Aber ich fand diese Informationen für $ \ ce {(NH4) H2PO4} $: Eine Lösung von stöchometrischem Monoammoniumphosphat ist sauer (pH 4,7 bei 0,1% Konzentration, 4,2 bei 5%).