Por que o Fosfato de Bário é solúvel em HCl dil? [fechado]

Muitos fosfatos não são solúveis em água em temperatura e pressão padrão, exceto para o sódio, potássio, rubídio, césio, e fosfatos de amônio, que são todos solúveis em água. Como regra, os fosfatos de hidrogênio e di-hidrogênio são ligeiramente mais solúveis do que os fosfatos correspondentes ( Wikipedia ). Por exemplo, com base na Tabela de solubilidade da Wikipedia , a solubilidade de $ \ ce {BaHPO4} $ é $ \ pu {0.013 g} $ em $ \ pu {100 mL} $ em $ \ pu {20 ^ {\ circ} C} $ , e um Relatório CDC.gov afirma que:

A solubilidade dos compostos de bário em água aumenta com a diminuição de $ \ mathrm {pH} $ .

No entanto, os estudos de solubilidade dos fosfatos de estrôncio, bário e magnésio foram feitos anteriormente (Ref.1). Os fosfatos alcalino-terrosos como um todo também foram revisados (Ref.2).

Dito isso, vamos examinar o comportamento dos fosfatos com $ \ mathrm {pH } $ . Os três valores de $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ para ácido fosfórico são 2,16, 7,21 e 12,32. Assim, o fosfato aquoso existe em quatro formas ( Wikipedia ):

• Em fortemente condições básicas, o íon fosfato ( $ \ ce {PO4 ^ 3 -} $ ) predomina.
• Em condições fracamente básicas, o íon hidrogenofosfato ( $ \ ce {HPO4 ^ 2 -} $ ) é predominante.
• Em condições fracamente ácidas, o íon di-hidrogenofosfato ( $ \ ce {H2PO4 -} $ ) é o mais comum.
• Em condições fortemente ácidas, o trihidrogênio fosfato ( $ \ ce {H3PO4} $ ) é a forma principal.

Quando diluído e $ \ ce {HCl} $ (digamos $ \ pu {3 M} $ e, portanto, $ \ mathrm {pH} \ approx -0,48 $ ) é adicionado ao $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ , as seguintes reações ocorrerão com íons de hidrônio aquoso: $$ \ ce {Ba3 (PO4) 2 (s) + nH2O (l) < = > 3Ba ^ 2 + (aq) + 2PO4 ^ 3- (aq)} $$ $$ \ ce {PO4 ^ 3- (aq) + H3O + (aq) – > HPO4 ^ 2- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {HPO4 ^ 2- (aq) + H3O + (aq) – > H2PO4- (aq) + H2O (l)} $$ $$ \ ce {H2PO4- (aq) + H3O + (aq) – > H3PO4 (aq) + H2O (l )} $$

Porque, $ \ mathrm {pH} $ da solução de ácido é inferior a $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ do $ \ ce {H3PO4} $ ácido, $ \ ce {Ba3 (PO4) 2} $ sólido se dissolvia lentamente para dar $ \ ce {H3PO4 (aq)} $ e $ \ ce {BaCl2 (aq)} $ na solução ( Princípio do Channel Le Chatelier).

No entanto, esse fenômeno não aconteceria com $ \ ce {BaSO4} $ sólido porque $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a1} $ de $ \ ce {H2SO4} $ é sobre $ – 3 $ , que é muito menor do que o $ \ mathrm {pH} $ operacional. Portanto, uma vez que $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a2} = 1,99 $ para $ \ ce {H2SO4} $ , é possível formar $ \ ce {Ba (HSO4) 2} $ , mas sua solubilidade também é considerada baixa ( $ \ approx \ pu {0.015 g} $ em $ \ pu {100 mL} $ de água em $ \ pu {25 ^ {\ circ} C} $ ).

Referências:

1. L. E. Holt, Jr., J. A Pierce, C. N Kajdi, “A solubilidade dos fosfatos de estrôncio, bário e magnésio e sua relação com o problema de calcificação”, 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).

Comentários

• Ponto menor. Existe realmente $ \ ce {(NH4) 3PO4} $, ou o fosfato de amônio deve ser um sal ácido? O íon fosfato normal " deve ser " fortemente básico o suficiente para deslocar $ \ ce {NH3} $.
• @Oscar Lanzi: Honestamente, eu não sabia o que era $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ de $ \ ce {(NH4) 3PO4} $. Mas eu encontrei esta informação para $ \ ce {(NH4) H2PO4} $: Uma solução de fosfato monoamônio esteicométrico é ácida (pH 4,7 a 0,1% de concentração, 4,2 a 5%) .