Waarom is bariumfosfaat oplosbaar in dil HCl? [gesloten]

Veel fosfaten zijn niet oplosbaar in water bij standaard temperatuur en druk, behalve natrium, kalium, rubidium, cesium, en ammoniumfosfaten, die allemaal in water oplosbaar zijn. In de regel zijn de waterstof- en diwaterstoffosfaten iets beter oplosbaar dan de overeenkomstige fosfaten ( Wikipedia ). Op basis van Wikipedia Oplosbaarheidstabel is de oplosbaarheid van $ \ ce {BaHPO4} $ bijvoorbeeld $ \ pu {0,013 g} $ in $ \ pu {100 ml} $ om $ \ pu {20 ^ {\ circ} C} $ , en een CDC.gov-rapport stelt dat:

De wateroplosbaarheid van bariumverbindingen neemt toe met afnemende $ \ mathrm {pH} $ .

Desalniettemin zijn de oplosbaarheidsstudies van de fosfaten van strontium, barium en magnesium eerder gedaan (Ref.1). Alkalische aardfosfaten als geheel zijn ook beoordeeld (Ref. 2).

Dat gezegd hebbende, laten we eens kijken naar het gedrag van fosfaten met $ \ mathrm {pH } $ . De drie $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ waarden voor fosforzuur zijn 2,16, 7,21 en 12,32. Dus waterig fosfaat bestaat in vier vormen ( Wikipedia ):

• In sterk basisomstandigheden, overheerst het fosfaation ( $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $ ).
• In zwak basische omstandigheden, het waterstoffosfaation ( $ \ ce {HPO4 ^ 2 -} $ ) komt veel voor.
• In zwak zure omstandigheden wordt het diwaterstoffosfaation ( $ \ ce {H2PO4 -} $ ) komt het meest voor.
• In sterk zure omstandigheden wordt triwaterstoffosfaat ( $ \ ce {H3PO4} $ ) is de hoofdvorm.

Bij verdunning e $ \ ce {HCl} $ (zeg $ \ pu {3 M} $ en dus $ \ mathrm {pH} \ approx -0,48 $ ) wordt toegevoegd aan solid $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ , zullen de volgende reacties optreden met waterige hydroniumionen: $$ \ ce {Ba3 (PO4) 2 (s) + nH2O (l) < = > 3Ba ^ 2 + (aq) + 2PO4 ^ 3- (aq)} $$ $$ \ ce {PO4 ^ 3- (aq) + H3O + (aq) – > HPO4 ^ 2- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {HPO4 ^ 2- (aq) + H3O + (aq) – > H2PO4- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {H2PO4- (aq) + H3O + (aq) – > H3PO4 (aq) + H2O (l )} $$

Omdat $ \ mathrm {pH} $ van de zuuroplossing lager is dan de $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ van de $ \ ce {H3PO4} $ zuur, $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ vaste stof zou langzaam oplossen om $ \ ce {H3PO4 (aq)} $ en $ \ ce {BaCl2 (aq)} $ in de oplossing ( Channel Le Chatelier “s principe).

Dit fenomeen zou echter niet gebeuren met $ \ ce {BaSO4} $ solide omdat $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ van $ \ ce {H2SO4} $ gaat over $ – 3 $ , wat veel lager is dan de operationele $ \ mathrm {pH} $ . Daarom, aangezien $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a2} = 1,99 $ voor $ \ ce {H2SO4} $ , het is mogelijk om $ \ ce {Ba (HSO4) 2} $ te vormen, maar de oplosbaarheid zou ook laag zijn ( $ \ approx \ pu {0.015 g} $ in $ \ pu {100 ml} $ water bij $ \ pu {25 ^ {\ circ} C} $ ).

Referenties:

1. L. E. Holt, Jr., J. A Pierce, C. N Kajdi, “De oplosbaarheid van de fosfaten van strontium, barium en magnesium en hun relatie tot het probleem van calcificatie”, 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).

Reacties

• Klein punt. Is er eigenlijk $ \ ce {(NH4) 3PO4} $, of moet ammoniumfosfaat een zuur zout zijn? Het normale fosfaation " zou " sterk basisch genoeg moeten zijn om $ \ ce {NH3} $ te verplaatsen.
• @Oscar Lanzi: Eerlijk gezegd, ik wist niet wat de $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ van $ \ ce {(NH4) 3PO4} $ is. Maar ik vond deze informatie voor $ \ ce {(NH4) H2PO4} $: Een oplossing van stoichometrisch monoammoniumfosfaat is zuur (pH 4,7 bij een concentratie van 0,1%, 4,2 bij 5%) .