PROFILBARU.COM

Ácido fosfórico
	Fórmula estrutural do ácido fosfórico, coas súas dimensións
	Nome IUPAC trihidroxidooxidofósforo; ácido fosfórico
	Outros nomes Ácido ortofosfórico;
Identificadores
Número CAS	7664-38-2, 16271-20-8 />16271-20-8 (hemihidrato)
PubChem	1004
ChemSpider	979
UNII	E4GA8884NN
Número CE	231-633-2
Número UN	1805
KEGG	D05467
ChEBI	CHEBI:26078
ChEMBL	CHEMBL1187
Número RTECS	TB6300000
Imaxes 3D Jmol	Image 1
	SMILES OP(=O)(O)O ;
	InChI InChI=1S/H3O4P/c1-5(2,3)4/h(H3,1,2,3,4); Key: NBIIXXVUZAFLBC-UHFFFAOYSA-N InChI=1/H3O4P/c1-5(2,3)4/h(H3,1,2,3,4); Key: NBIIXXVUZAFLBC-UHFFFAOYAI;
Propiedades
Fórmula molecular	H3O4P
Masa molar	98,00 g mol−1
Aspecto	sólido branco ou incoloro, líquido viscoso (>42 °C) ; delicuescente
Olor	inodoro
Densidade	1,885 g/mL (líquido); 1,685 g/mL (solución ao 85%); 2,030 g/mL (cristal a 25 °C)
Punto de fusión	4 235 °C; 7 655 °F; 4 508 K
Punto de ebulición	158 °C; 316 °F; 431 K
Solubilidade en auga	392,2 g/100 g (−16,3 °C); 369,4 g/100 mL (0,5 °C); 446 g/100 mL (14,95 °C); miscible (42,3 °C)
Solubilidade	soluble en etanol
Presión de vapor	0,03 mmHg (20 °C)
Acidez (pKa)	1 = 2,148; 2 = 7,198; 3 = 12,319
Índice de refracción (nD)	1.34203
Viscosidade	2,4–9,4 cP (85% aq. soln.); 147 cP (100%)
Estrutura
Estrutura cristalina	monoclínico
Termoquímica
Entalpía estándar; de formación ΔfHo298	-1288 kJ/mol
Entropía molar; estándar So298	158 J/mol·K
Perigosidade
MSDS	ICSC 1008
Pictogramas GHS
Palabra sinal GHS	Corrosivo
declaración de perigosidade GHS	H-phrases 290, 314
declaración de precaución GHS	P-phrases 280, 305+351+338, 310
EU Index	015-011-00-6
Clasificación da UE	C
Frases R	R34
Frases S	S1/2, S26, S45
NFPA 704	0 3 0
Punto de inflamabilidade	Non inflamable
LD50	1530 mg/kg (rata, oral)
Compostos relacionados
	; Se non se indica outra cousa, os datos están tomados en condicións estándar de 25 °C e 100 kPa.

O ácido fosfórico, tamén chamado ácido ortofosfórico, é un ácido inorgánico ou mineral coa fórmula H₃P O₄. As moléculas de ácido ortofosfórico poden combinarse consigo mesmas para formar diversos compostos que se denominan tamén de modo xeral ácidos fosfóricos. A nomenclatura da IUPAC para este composto é ácido ortofosfórico. O prefixo orto- utilízase para distinguir este ácido doutros ácidos fosfóricos relacionados, como os chamados ácidos polifosfóricos. O ácido ortofosfórico non é tóxico, e cando é puro, é sólido a temperaturas e presións moderadas.

A base conxugada do ácido fosfórico é o ión dihidróxeno fosfato, H₂PO₄⁻, que á súa vez ten a base conxugada hidróxeno fosfato, HPO₄²⁻, que ten a base conxugada fosfato, PO₄³⁻.

Ademais de ser un reactivo químico, o ácido fosfórico ten moitos usos, incluíndo o de inhibidor da oxidación (enferruxamento), aditivo alimentario (E338), gravador dental e ortopédico, electrólito, fundente, axente dispersante, mordente industrial, materia prima de fertilizantes, e compoñente de produtos de limpeza do fogar. Os ácidos fosfóricos e fosfatos son tamén moi importantes en bioloxía, onde o fosfato é un importante tampón e hai moitas moléculas esenciais derivadas del.

A fonte máis común para utilizar o ácido fosfórico é unha solución acuosa ao 85%; ditas solucións son incoloras, inodoras, e non volátiles. A solución ao 85% é bastante viscosa, como un xarope, pero pódese verter. Como é un ácido concentrado, a solución ao 85% pode ser corrosiva, aínda que non é tóxica cando se dilúe. Debido á alta porcentaxe de ácido fosfórico presente neste reactivo, polo menos parte do ácido fosfórico está condensado en ácidos polifosfóricos. Non obstante, para simplificar o etiquetado, a solución ao 85% etiquétase como H₃PO₄ como se fose na súa totalidade ácido ortofosfórico. Nas solucións acuosas diluídas o ácido fosfórico está na forma ortofosfórica.

Reaccións

O ácido fosfórico anhidro é un sólido branco de baixo punto de fusión que se obtén da deshidratación do ácido fosfórico ao 85% por quentamento no baleiro.^[6]

O ácido ortofosfórico é unha molécula moi polar. É miscible en auga. O estado de oxidación do fósforo (P) no ácido ortofosfórico e noutros ácidos fosfóricos é +5; o estado de oxidación de todos os átomos de oxíxeno (O) é −2 e o de todos os átomos de hidróxeno (H) é +1. É triprótico, o que significa que unha molécula de ácido ortofosfórico pode disociarse sucesivamente ata tres veces, liberando cada vez un H⁺, que normalente se combina con moléculas de auga, como se ve nas seguintes reaccións:

H₃PO₄_(s) + H₂O_(l) ⇌ H₃O⁺_(aq) + H₂PO₄⁻_(aq) K_a1= 7,25×10⁻³

H₂PO₄⁻_(aq)+ H₂O_(l) ⇌ H₃O⁺_(aq) + HPO₄²⁻_(aq) K_a2= 6,31×10⁻⁸

HPO₄²⁻_(aq)+ H₂O_(l) ⇌ H₃O⁺_(aq) + PO₄³⁻_(aq) K_a3= 4,80×10⁻¹³

O anión despois da primeira disociación é o H₂PO₄⁻ ou anión dihidróxeno fosfato. O anión que resulta da segunda disociación é o HPO₄²⁻ ou anión hidróxeno fosfato. O anión xerado na terceira disociación é o PO₄³⁻ ou anión fosfato ou ortofosfato. Para cada unha das reaccións de disociación mostradas arriba, hai unha constante de disociación de ácido distinta, chamadas K_a1, K_a2, e K_a3 medidas a 25 °C. Asociadas con estas tres constantes de disociación están os correspondentes valores de pK_a1=2,12, pK_a2=7,21, e pK_a3=12,67 a 25 °C. Aínda que os tres átomos de hidróxeno son equivalentes nunha molécula de ácido ortofosfórico, os sucesivos valores de K_a son distintos, xa que é enerxeticamente menos favorable perder outro H⁺ se un (ou máis) se perdeu antes e a molécula/ión está máis cargada negativamente.

Debido á disociación triprótica do ácido ortofosfórico, e ao feito de que as súas bases conxugadas (os fosfatos mencionados antes) cubran un amplo intervalo de pH, e a que as solucións de ácido fosfórico/fosfato non son, en xeral, tóxicas, as mesturas destes tipos de fosfatos úsanse con frecuencia como axentes tampón ou para facer solucións tampón, nas que o pH desexado depende das proporcións dos fosfatos na mestura. De xeito similar, tamén se usan para facer tampóns os sales aniónicos non tóxicos do ácido cítrico triprótico. Os fosfatos atópanse en todas partes en bioloxía, especialmente nos compostos derivados de azucres fosforilados como o ADN, ARN, e o adenosina trifosfato (ATP).

Ao quentar o ácido ortofosfórico, pode inducirse a condensación das unidades fosfóricas ao retirar a auga formada pola condensación. Cando se retira unha molécula de auga por cada dúas moléculas de ácido fosfórico, o resultado é o ácido pirofosfórico (H₄P₂O₇). Cando se retira como media unha molécula de auga por cada unidade de ácido fosfórico, a substancia resultante é un sólido de aspecto cristalino coa fórmula empírica HPO₃ que se denomina ácido metafosfórico.^[7] O ácido metafosfórico é unha versión anhidra por unha soa molécula de auga do ácido ortofosfórico e úsase ás veces como reactivo absorbente de humidade ou auga. Unha maior deshidratación é moi difícil de conseguir, e pode obterse só utilizando un desecante extremadamente forte (non abondaría só co quentamento). Produce anhídrido fosfórico (pentóxido de fósforo), que ten a fórmula empírica P₂O₅, aínda que unha molécula real ten a fórmula P₄O₁₀. O anhídrido fosfórico é sólido e é un absorbente de humidade moi potente que se utiliza como desecante.

Na presenza de superácidos (ácidos máis fortes que o H₂SO₄), o H₃PO₄ reacciona para formar produtos misteriosos, quizais corrosivos, sales ácidas do hipotético^[8] ión tetrahidroxilfosfonio, que é isoelectrónico co ácido ortosilícico. A reacción que se sospeita que se produce con, por exemplo, o HSbF₆, é:

H₃PO₄ + {HSbF₆} → [P(OH)₄⁺] [SbF₆]⁻

Solución acuosa

Para unha concentración de ácido total [A] = [H₃PO₄] + [H₂PO₄⁻] + [HPO₄²⁻] + [PO₄³⁻] ([A] é o número total de moles de H₃PO₄ puro que se utilizaron para preparar 1 litro de solución), a composición dunha solución acuosa de ácido fosfórico pode calcularse usando as ecuacións de equilibrio asociadas coas tres reaccións descritas antes xunto coa relación [H⁺] [OH⁻] = 10⁻¹⁴ e a ecuación de neutralidade eléctrica. As posibles concentracións de moléculas e ións de polifosfórico son desprezables. O sistema pode reducirse a unha ecuación de quinto grao para [H⁺] que pode resolverse numericamente, dando os seguintes valores:

[A] (mol/L)	pH	[H₃PO₄]/[A] (%)	[H₂PO₄⁻]/[A] (%)	[HPO₄²⁻]/[A] (%)	[PO₄³⁻]/[A] (%)
1	1,08	91,7	8,29	6,20×10⁻⁶	1,60×10⁻¹⁷
10⁻¹	1,62	76,1	23,9	6,20×10⁻⁵	5,55×10⁻¹⁶
10⁻²	2,25	43,1	56,9	6,20×10⁻⁴	2,33×10⁻¹⁴
10⁻³	3,05	10,6	89,3	6,20×10⁻³	1,48×10⁻¹²
10⁻⁴	4,01	1,30	98,6	6,19×10⁻²	1,34×10⁻¹⁰
10⁻⁵	5,00	0,133	99,3	0,612	1,30×10⁻⁸
10⁻⁶	5,97	1,34×10⁻²	94,5	5,50	1,11×10⁻⁶
10⁻⁷	6,74	1,80×10⁻³	74,5	25,5	3,02×10⁻⁵
10⁻¹⁰	7,00	8,24×10⁻⁴	61,7	38,3	8,18×10⁻⁵

Para concentracións de ácidos fortes, a solución está composta principalmente de H₃PO₄. Para [A] = 10⁻², o pH é próximo ao pK_a1, dando unha mestura equimolar de H₃PO₄ e H₂PO₄⁻. Para [A] por debaixo de 10⁻³, a solución está principalmente composta de H₂PO₄⁻, e o [HPO₄²⁻] faise non desprezable para disolucións moi diluídas. O [PO₄³⁻] é sempre desprezable. Como esta análise non ten en conta os coeficientes de acitividade dos ións, o pH e a molaridade dunha solución real de ácido fosfórico pode desviarse substancialmente dos valores arriba indicados.

Preparación

O ácido fosfórico prodúcese industrialmente por dúas rutas xerais: o proceso térmico e o proceso húmido, o cal comprende dous submétodos. O proceso húmido domina no sector comercial. O proceso térmico é máis caro e produce un produto máis puro que se utiliza para aplicacións na industria alimentaria.

Proceso húmido

No proceso húmido o ácido fosfórico prepárase engadindo ácido sulfúrico a rochas de fosfato tricálcico, que se encontran na natureza como apatita. A reacción é:

Ca₅(PO₄)₃X + 5 H₂SO₄ + 10 H₂O → 3 H₃PO₄ + 5 CaSO₄·2 H₂O + HX

onde X pode ser OH, F, Cl e Br

A solución inicial de ácido fosfórico pode conter un 23–33% de P₂O₅ (32–46% de H₃PO₄), pero pode ser concentrado pola evaporación da auga para producir ácido fosfórico de grao comercial, que contén un 54–62% de P₂O₅ (75–85% de H₃PO₄). Unha maior evaporación da auga rende ácido superfosfórico cunha concentración de P₂O₅ por riba do 70% (que corresponde a case o 100% H₃PO₄; porén, a esas concentracións empezan a formarse o ácido pirofosfórico e o polifosfórico, facendo que o líquido se faga moi viscoso).^[9]^[10]

A dixestión do mineral de fosfato utilizando ácido sulfúrico rende sulfato cálcico (xeso) insoluble, que é filtrado e retirado como fosfoxeso. O ácido obtido no proceso húmido pode ser purificado aínda máis retirando o flúor para producir ácido fosfórico de grao animal, ou por extracción de solvente e retirada de arsénico para prodcir ácido fosfórico de grao alimentario.

O proceso nitrofosfato é similar ao proceso húmido excepto en que usa ácido nítrico en lugar de ácido sulfúrico. A vantaxe desta ruta é que o coproduto, nitrato de calcio é tamén un fertilizante para plantas. Porén, este método raramente se emprega.

Proceso térmico

Un ácido fosfórico moi puro obtense queimando fósforo elemental para producir pentóxido de fósforo, que é seguidamente disolvido en ácido fosfórico diluído. Esta ruta produce un ácido fosfórico moi puro, xa que moitas das impurezas contidas na rocha fosfatada foron eliminadas durante a extracción do fósforo da rocha nun forno. O resultado final é ácido fosfórico de grao alimentario; porén, para certas aplicacións, pode ser necesario un procesamento adicional para retirar o arsénico.

O fósforo elemental prodúcese nun forno eléctrico. A unha temperatura alta, unha mestura de mineral de fosfato, sílice e material carbonáceo (coque, carbón etc...) produce silicato de calcio, gas fósforo e monóxido de carbono (CO). Os gases emitidos de P e o CO desta reacción son arrefriados baixo auga para illar o fósforo sólido. Alternativamente, os gases de P e CO poden ser queimados con aire para producir pentóxido de fósforo e dióxido de carbono.

Rutas de laboratorio

Un proceso para demostración consiste na oxidación de fósforo vermello por medio de ácido nítrico.^[11]

¹/_n P_n + 5 HNO₃ → H₂O + H₃PO₄ + 5 NO₂

Usos

O ácido fosfórico e os seus derivados son moi comúns e teñen moitas aplicacións. O uso dominante de ácido fosfórico é para producir fertilizantes, o que consome aproximadamente o 90% da produción.^[12]

Aplicación	Demanda (2006) en miles de toneladas	Principais derivados de fosfato
Xabóns e deterxentes	1836	STPP
Industria alimentaria	309	STPP (Na₅P₃O₁₀), SHMP, TSP, SAPP, SAlP (NaA, MCP, DSP (Na₂HPO₄), H₃PO₄
Tratamento de augas	164	SHMP, STPP, TSPP, MSP (NaH₂PO₄), DSP
Pasta de dentes	68	DCP (CaHPO₄), IMP, SMFP
Outras aplicacións	287	STPP (Na₃P₃O₉), TCP, APP, DAP, fosfato de zinc (Zn₃(PO₄)₂), fosfato de alminio (AlPO₄, H₃PO₄)

Aditivo alimentario

O ácido fosfórico de grao almentario (aditivo E338^[13]) utilízase para acidificar alimentos e bebidas como bebidas de cola. Proporciona un sabor agre ou acedo. Varios sales de ácido fosfórico, como o fosfato monocálcico utilízanse como axentes levedantes de alimentos.

Eliminación do óxido

O ácido fosfórico pode utilizarse para eliminar o óxido (ferruxe) aplicándoo directamente sobre o ferro enferruxado, ferramentas de aceiro, ou outras superficies. O ácido fosfórico cambia o óxido de ferro(III) de cor marrón-vermello, Fe₂O₃ (ferruxe) a fosfato férrico, FePO₄. A ecuación desta reacción é:

2 H₃PO₄ + Fe₂O₃ → 2 FePO₄ + 3 H₂O

O ácido fosfórico líquido pode utilizarse para mergullar nel as pezas tratradas, pero o máis común é que o ácido fosfórico para eliminar óxido se fabrique como un xel. En forma de xel mesto, pode aplicarse en superficies en pendente, verticais ou mesmo sobre superficies inferiores de teitos. Diferentes formulacións de xeles de ácidos fosfóricos véndense como "eliminadores de óxido". Pode ser necesario aplicar moitas veces o ácido fosfórico para eliminar todo o óxido. O óxido pode tamén ser eliminado por recubrimento por conversión de fosfato (fosfatado). Este proceso pode deixar unha cobertura de fosfato negra que proporciona unha moderada resistencia á corrosión (dita protección tamén a pode proporcionar o proceso de recubrimento por conversión electroquímica chamado pavonado (bluing) ou a parkerización superficialmente similares).

En medicina

O ácido fosfórico utilízase en odontoloxía e ortodoncia como solución de gravado, para limpar e raspar as superficies das pezas dentais nas que se van colocar os empastes e outros aparellos dentais. O ácido fosfórico é tamén un ingrediente de medicamentos contra as náuseas que se venden sen receita que tamén conteñen altos niveis de azucres (glicosa e frutosa). Este ácido úsase tamén en moitos branqueadores dentais para eliminar a placa que pode haber nos dentes antes da aplicación.

Outras aplicacións

Entre outras aplicacións, o ácido fosfórico utilízase como:

Solución para o anodizado.
Como un estándar externo para a resonancia magnética nuclear para o fósforo-31.
Como axente tamponante en bioloxía e química. Por exemplo, no tampón para a cromatografía líquida de alto rendemento.
Como un axente oxidante químico para a produción de carbón activado, como se usa no proceso Wentworth.^[14]
Como un electrólito en células de combustible de ácido fosfórico.
Con auga destilada (2 ou 3 gotas por galón) como electrólito en xeradores de oxihidróxeno.
Como catalizador na hidratación de alquenos para producir alcohois, predominantemente etanol.
Como un electrólito no electropulido de cobre para a eliminación de restos de material nos bordos de pezas e planarización de placas de circuítos.
Como un fundene para afeccionados ás miniaturas de trens eléctricos como axuda para soldar.
No procesamento de compostos semicondutores, o ácido fosfórico é un axente de gravado húmido común: por exemplo, en combinación con peróxido de hidróxeno e auga utilízase para gravar InGaAs selectivo ao InP.^[15]
Quentado na microfabricación de gravado de nitruro de silicio (Si₃N₄). É moi selectivo no gravado de Si₃N₄ en vez de SiO₂, dióxido de silicio.^[16]
Como limpador para trades de construción para eliminar depósitos minerais, incrustacións, e marcas de augas duras.
Como quelante nalgúns limpadores do fogar.
Para controlar o pH en solucións hidropónicas para rebaixar o pH das solucións nutrientes. Aínda que poden usarse outros tipos de ácidos, o fósforo é un nutriente usado polas plantas, especialmente durante a floración, o que fai que o ácido fosfórico sexa especialmente interesante.
Como axustador do pH en cosméticos e produtos para o coidado da pel.^[17]
Como un axente dispersante en deterxentes e tratamento do coiro.
Como un aditivo para estabilizar solucións acuosas ácidas dentro dun intervalo especificado de pH.
Como un axente desinfectante en produtos lácteos, alimentos, e industrias de destilación e cervexería.^[18]

Notas

↑ Seidell, Atherton; Linke, William F. (1952). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds. Van Nostrand. Consultado o 2014-06-02.
↑ "NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards #0506". National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
↑ ^3,0 ^3,1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles 6th Ed. Houghton Mifflin Company. p. A22. ISBN 0-618-94690-X.
↑ ^4,0 ^4,1 ^4,2 Sigma-Aldrich Co. Retrieved on 2014-05-09.
↑ "Phosphoric acid". Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
↑ Klement, R. (1963) "Orthophosphoric Acid" in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd ed., G. Brauer (ed.), Academic Press, NY. Vol. 1. p. 543.
↑ phosphoric acid. The Columbia Encyclopedia, Sixth Edition.
↑ Gevrey, S.; Luna, A.; Haldys, V.; Tortajada, J.; Morizur, J. P. (1998). "Experimental and theoretical studies of the gas-phase protonation of orthophosphoric acid". The Journal of Chemical Physics 108 (6): 2458. Bibcode:1998JChPh.108.2458G. doi:10.1063/1.475628.
↑ Thomas, W P and Lawton, W S "Stable ammonium polyphosphate liquid fertilizer from merchant grade phosphoric acid" Modelo:US Patent, Issue date: January 26, 1988
↑ "Super Phosphoric Acid 0-68-0 Material Safety Data Sheet" (PDF). J.R. Simplot Company. May 2009. Arquivado dende o orixinal (PDF) o 16 de xullo de 2011. Consultado o 4 May 2010.
↑ Arthur Sutcliffe (1930) Practical Chemistry for Advanced Students (1949 Ed.), John Murray – London.
↑ Klaus Schrödter, Gerhard Bettermann, Thomas Staffel, Friedrich Wahl, Thomas Klein, Thomas Hofmann "Phosphoric Acid and Phosphates" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2008, Wiley-VCH, Weinheim. doi 10.1002/14356007.a19_465.pub3
↑ "Current EU approved additives and their E Numbers". Foods Standards Agency. 14 March 2012. Consultado o 22 July 2012.
↑ Toles, C.; Rimmer, S.; Hower, J. C. (1996). "Production of activated carbons from a washington lignite using phosphoric acid activation". Carbon 34 (11): 1419. doi:10.1016/S0008-6223(96)00093-0.
↑ Wet chemical etching. umd.edu
↑ Wolf, S.; R.N. Tauber (1986). Silicon processing for the VLSI era: Volume 1 – Process technology. p. 534. ISBN 0-9616721-6-1.
↑ "Ingredient dictionary: P". Cosmetic ingredient dictionary. Paula's Choice. Arquivado dende o orixinal o 18 de xaneiro de 2008. Consultado o 16 November 2007. Arquivado 18 de xaneiro de 2008 en Wayback Machine.
↑ "STAR SAN" (PDF). Five Star Chemicals. Arquivado dende o orixinal (PDF) o 08 de febreiro de 2016. Consultado o 17 August 2015. Arquivado 08 de febreiro de 2016 en Wayback Machine.