Muchos fosfatos no son solubles en agua a temperatura y presión estándar, excepto el sodio, potasio, rubidio, cesio, y fosfatos de amonio, que son todos solubles en agua. Como regla general, los fosfatos de hidrógeno y dihidrógeno son ligeramente más solubles que los fosfatos correspondientes ( Wikipedia ). Por ejemplo, según la Tabla de solubilidad de Wikipedia , la solubilidad de $ \ ce {BaHPO4} $ es $ \ pu {0.013 g} $ en $ \ pu {100 mL} $ en $ \ pu {20 ^ {\ circ} C} $ , y un Informe CDC.gov establece que:
La solubilidad en agua de los compuestos de bario aumenta al disminuir $ \ mathrm {pH} $ .
No obstante, los estudios de solubilidad de los fosfatos de estroncio, bario y magnesio se han realizado previamente (Ref.1). También se han revisado los fosfatos alcalinotérreos en su conjunto (Ref.2).
Dicho esto, veamos el comportamiento de los fosfatos con $ \ mathrm {pH } $ . Los tres valores de $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ para el ácido fosfórico son 2,16, 7,21 y 12,32. Por lo tanto, El fosfato acuoso existe en cuatro formas ( Wikipedia ):
- En fuerte condiciones básicas, predomina el ion fosfato ( $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $ ).
- En condiciones débilmente básicas, el ion fosfato de hidrógeno ( $ \ ce {HPO4 ^ 2 -} $ ) es frecuente.
- En condiciones débilmente ácidas, el ion fosfato dihidrógeno ( $ \ ce {H2PO4 -} $ ) es el más común.
- En condiciones muy ácidas, el fosfato de trihidrógeno ( $ \ ce {H3PO4} $ ) es el formulario principal.
Cuando dilut e $ \ ce {HCl} $ (digamos $ \ pu {3 M} $ y por lo tanto $ \ mathrm {pH} \ approx -0.48 $ ) se agrega a un $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ , las siguientes reacciones ocurrirán con iones de hidronio acuoso: $$ \ ce {Ba3 (PO4) 2 (s) + nH2O (l) < = > 3Ba ^ 2 + (aq) + 2PO4 ^ 3- (aq)} $$ $$ \ ce {PO4 ^ 3- (aq) + H3O + (aq) – > HPO4 ^ 2- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {HPO4 ^ 2- (aq) + H3O + (aq) – > H2PO4- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {H2PO4- (aq) + H3O + (aq) – > H3PO4 (aq) + H2O (l )} $$
Porque, $ \ mathrm {pH} $ de la solución ácida es menor que $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ de la $ \ ce {H3PO4} $ ácido, $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ sólido se disolvería lentamente para dar $ \ ce {H3PO4 (aq)} $ y $ \ ce {BaCl2 (aq)} $ en la solución ( El principio del canal Le Chatelier).
Sin embargo, este fenómeno no ocurriría con $ \ ce {BaSO4} $ sólido porque $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ de $ \ ce {H2SO4} $ es aproximadamente $ – 3 $ , que es mucho más bajo que el $ \ mathrm {pH} $ operativo. Por lo tanto, desde $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a2} = 1.99 $ para $ \ ce {H2SO4} $ , es posible formar $ \ ce {Ba (HSO4) 2} $ , pero se dice que su solubilidad también es baja ( $ \ approx \ pu {0.015 g} $ en $ \ pu {100 mL} $ de agua en $ \ pu {25 ^ {\ circ} C} $ ).
Referencias:
- L. E. Holt, Jr., J. A Pierce, C. N Kajdi, «La solubilidad de los fosfatos de estroncio, bario y magnesio y su relación con el problema de la calcificación», Journal of Colloid Science 1954 , 9 (5) , 409–426 ( https://doi.org/10.1016/0095-8522(54) 90029-X ).
- R. W. Mooney, M. A. Aia, «Fosfatos alcalinotérreos», Chem. Rev. 1961 , 61 (5) , 433–462 (DOI: 10.1021 / cr60213a001).
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