Pourquoi le phosphate de baryum est-il soluble dans le dil HCl? [fermé]

De nombreux phosphates ne sont pas solubles dans leau à température et pression standard, à lexception du sodium, potassium, rubidium, césium, et les phosphates dammonium, qui sont tous solubles dans leau. En règle générale, les phosphates dhydrogène et de dihydrogène sont légèrement plus solubles que les phosphates correspondants ( Wikipedia ). Par exemple, sur la base de la Table de solubilité Wikipedia , la solubilité de $ \ ce {BaHPO4} $ est $ \ pu {0,013 g} $ dans $ \ pu {100 mL} $ à $ \ pu {20 ^ {\ circ} C} $ , et un rapport CDC.gov indique que:

La solubilité dans leau des composés du baryum augmente avec la diminution de $ \ mathrm {pH} $ .

Néanmoins, les études de solubilité des phosphates de strontium, de baryum et de magnésium ont été réalisées précédemment (Ref.1). Les phosphates alcalino-terreux dans leur ensemble ont également été examinés (Réf.2).

Ceci dit, regardons le comportement des phosphates avec $ \ mathrm {pH } $ . Les trois valeurs $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ pour lacide phosphorique sont 2,16, 7,21 et 12,32. Ainsi, le phosphate aqueux existe sous quatre formes ( Wikipedia ):

• In fortement conditions de base, lion phosphate ( $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $ ) prédomine.
• Dans des conditions faiblement basiques, lion phosphate dhydrogène ( $ \ ce {HPO4 ^ 2 -} $ ) est répandu.
• Dans des conditions faiblement acides, lion dihydrogénophosphate ( $ \ ce {H2PO4 -} $ ) est le plus courant.
• Dans des conditions fortement acides, le trihydrogénophosphate ( $ \ ce {H3PO4} $ ) est le formulaire principal.

Quand dilut e $ \ ce {HCl} $ (dites $ \ pu {3 M} $ et donc $ \ mathrm {pH} \ approx -0,48 $ ) est ajouté au solide $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ , les réactions suivantes se produiront avec les ions hydronium aqueux: $$ \ ce {Ba3 (PO4) 2 (s) + nH2O (l) < = > 3Ba ^ 2 + (aq) + 2PO4 ^ 3- (aq)} $$ $$ \ ce {PO4 ^ 3- (aq) + H3O + (aq) – > HPO4 ^ 2- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {HPO4 ^ 2- (aq) + H3O + (aq) – > H2PO4- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {H2PO4- (aq) + H3O + (aq) – > H3PO4 (aq) + H2O (l )} $$

Parce que, $ \ mathrm {pH} $ de la solution acide est inférieur à la $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ du $ \ ce {H3PO4} $ acide, $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ solide se dissoudrait lentement pour donner $ \ ce {H3PO4 (aq)} $ et $ \ ce {BaCl2 (aq)} $ dans la solution ( Le principe de Channel Le Chatelier).

Cependant, ce phénomène ne se produirait pas avec $ \ ce {BaSO4} $ solide car $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ de $ \ ce {H2SO4} $ correspond à $ – 3 $ , ce qui est bien inférieur au $ \ mathrm {pH} $ dexploitation. Par conséquent, puisque $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a2} = 1,99 $ pour $ \ ce {H2SO4} $ , il est possible de former $ \ ce {Ba (HSO4) 2} $ , mais sa solubilité est également dite faible ( $ \ approx \ pu {0.015 g} $ dans $ \ pu {100 mL} $ deau à $ \ pu {25 ^ {\ circ} C} $ ).

Références:

1. L. E. Holt, Jr., J. A Pierce, C. N Kajdi, «La solubilité des phosphates de strontium, de baryum et de magnésium et leur relation avec le problème de la calcification», 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, «Phosphates alcalino-terreux», Chem. Rév. 1961 , 61 (5) , 433–462 (DOI: 10.1021 / cr60213a001).

Commentaires

• Point mineur. Existe-t-il réellement $ \ ce {(NH4) 3PO4} $, ou le phosphate dammonium doit-il être un sel acide? Lion phosphate normal " doit être " suffisamment basique pour déplacer $ \ ce {NH3} $.
• @Oscar Lanzi: Honnêtement, je ne savais pas ce quest le $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ de $ \ ce {(NH4) 3PO4} $. Mais jai trouvé cette information pour $ \ ce {(NH4) H2PO4} $: Une solution de phosphate monoammonique stoichométrique est acide (pH 4,7 à 0,1% de concentration, 4,2 à 5%) .