Perché il fosfato di bario è solubile in HCl diluito? [chiuso]

Molti fosfati non sono solubili in acqua a temperatura e pressione standard, ad eccezione di sodio, potassio, rubidio, cesio, e fosfati di ammonio, che sono tutti solubili in acqua. Di regola, i fosfati di idrogeno e diidrogeno sono leggermente più solubili dei fosfati corrispondenti ( Wikipedia ). Ad esempio, in base alla Wikipedia Solubility Table , la solubilità di $ \ ce {BaHPO4} $ è $ \ pu {0,013 g} $ in $ \ pu {100 mL} $ presso $ \ pu {20 ^ {\ circ} C} $ e un CDC.gov Report afferma che:

La solubilità in acqua dei composti di bario aumenta con la diminuzione di $ \ mathrm {pH} $ .

Tuttavia, gli studi di solubilità dei fosfati di stronzio, bario e magnesio sono stati condotti in precedenza (Rif.1). Anche i fosfati alcalino terrosi nel loro insieme sono stati esaminati (Rif.2).

Detto questo, esaminiamo il comportamento dei fosfati con $ \ mathrm {pH } $ . I tre valori $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ per lacido fosforico sono 2,16, 7,21 e 12,32. Pertanto, il fosfato acquoso esiste in quattro forme ( Wikipedia ):

• In forte condizioni di base, predomina lo ione fosfato ( $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $ ).
• In condizioni debolmente basiche, lo ione idrogeno fosfato ( $ \ ce {HPO4 ^ 2 -} $ ) è prevalente.
• In condizioni debolmente acide, lo ione diidrogeno fosfato ( $ \ ce {H2PO4 -} $ ) è il più comune.
• In condizioni fortemente acide, il fosfato di triidrogeno ( $ \ ce {H3PO4} $ ) è il modulo principale.

Quando dilut e $ \ ce {HCl} $ (ad esempio $ \ pu {3 M} $ e quindi $ \ mathrm {pH} \ approx -0,48 $ ) viene aggiunto al solido $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ , si verificheranno le seguenti reazioni con ioni idronio acquosi: $$ \ ce {Ba3 (PO4) 2 (s) + nH2O (l) < = > 3Ba ^ 2 + (aq) + 2PO4 ^ 3- (aq)} $$ $$ \ ce {PO4 ^ 3- (aq) + H3O + (aq) – > HPO4 ^ 2- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {HPO4 ^ 2- (aq) + H3O + (aq) – > H2PO4- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {H2PO4- (aq) + H3O + (aq) – > H3PO4 (aq) + H2O (l )} $$

Perché $ \ mathrm {pH} $ della soluzione acida è inferiore a $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ di $ \ ce {H3PO4} $ acido, $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ solido si dissolverebbe lentamente per dare $ \ ce {H3PO4 (aq)} $ e $ \ ce {BaCl2 (aq)} $ nella soluzione ( Principio di Channel Le Chatelier).

Tuttavia, questo fenomeno non si verificherebbe con $ \ ce {BaSO4} $ solido perché $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ di $ \ ce {H2SO4} $ è circa $ – 3 $ , che è molto inferiore al $ \ mathrm {pH} $ operativo. Pertanto, poiché $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a2} = 1.99 $ per $ \ ce {H2SO4} $ , è possibile formare $ \ ce {Ba (HSO4) 2} $ , ma si dice che anche la sua solubilità sia bassa ( $ \ approx \ pu {0.015 g} $ in $ \ pu {100 mL} $ di acqua a $ \ pu {25 ^ {\ circ} C} $ ).

Riferimenti:

1. L. E. Holt, Jr., J. A Pierce, C.N Kajdi, “La solubilità dei fosfati di stronzio, bario e magnesio e la loro relazione con il problema della calcificazione”, 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).

Commenti

• Punto minore. Esiste effettivamente $ \ ce {(NH4) 3PO4} $ o il fosfato di ammonio deve essere un sale acido? Il normale ione fosfato " dovrebbe essere " abbastanza basico da sostituire $ \ ce {NH3} $.
• @Oscar Lanzi: Onestamente, non sapevo cosa sia $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ di $ \ ce {(NH4) 3PO4} $. Ma ho trovato queste informazioni per $ \ ce {(NH4) H2PO4} $: Una soluzione di fosfato monoammonico stoicometrico è acida (pH 4,7 alla concentrazione dello 0,1%, 4,2 al 5%) .