砷酸
IUPAC名
识别
CAS号
7778-39-4 Y
ChemSpider
229
SMILES
InChI
1/AsH3O4/c2-1(3,4)5/h(H3,2,3,4,5)
InChIKey
DJHGAFSJWGLOIV-UHFFFAOYAY
ChEBI
18231
RTECS
CG0700000
KEGG
C01478
性质
化学式
H3 AsO4
摩尔质量
141.94 g/mol g·mol⁻¹
外观
白色半透明潮解 晶体
密度
2.5 g/cm3
熔点
35.5 °C（309 K）
沸点
≥ 100 °C 分解
溶解性 （水 ）
16.7 g/100 mL
溶解性
溶于乙醇
pK a
2.19, 6.94, 11.5
结构
分子构型
四面体
危险性
警示术语
R：R23/25 R45 R50/53
安全术语
S：S53 S45 S60 S61
欧盟分类
T+ C N
NFPA 704
闪点
不可燃
相关物质
其他阴离子
磷酸
其他阳离子
砷酸钠
相关化学品
亚砷酸 五氧化二砷
若非注明，所有数据均出自标准状态（25 ℃，100 kPa） 下。
砷酸 为砷 (V)的含氧酸 ，分子式H3 AsO4 。三元中强酸，酸性及其他性质均类似磷酸 。
由五氧化二砷 溶于水而得。
A
s
2
O
5
+
3
H
2
O
⇌ ⇌ -->
2
H
3
A
s
O
4
{\displaystyle \mathrm {As_{2}O_{5}+3\ H_{2}O\rightleftharpoons 2\ H_{3}AsO_{4}} }
反应也可向左进行，如加入五氧化二磷 作吸水剂时，又可从砷酸产生五氧化二砷。
砷酸也可由砷 或三氧化二砷 被浓硝酸 氧化而得。該反應會生成副產物三氧化二氮 。反应后於29.5°C以下浓缩，可析出砷酸半水合物细小板状结晶。於29.5℃以上，则析出三砷酸（H5 As3 O10 ）。[ 1] [ 2]
A
s
+
5
H
N
O
3
⟶ ⟶ -->
5
N
O
2
+
H
2
O
+
H
3
A
s
O
4
{\displaystyle \mathrm {As+5\ HNO_{3}\longrightarrow 5\ NO_{2}+H_{2}O+H_{3}AsO_{4}} }
A
s
2
O
3
+
2
H
N
O
3
+
3
H
2
O
⟶ ⟶ -->
{\displaystyle \mathrm {As_{2}O_{3}+2\ HNO_{3}+3\ H_{2}O\longrightarrow } }
N
2
O
3
+
2
H
3
A
s
O
4
⋅ ⋅ -->
1
2
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {N_{2}O_{3}+2\ H_{3}AsO_{4}\cdot {\tfrac {1}{2}}H_{2}O} }
反應結束後，若將所得液體冷卻，可得到以無色結晶形式析出的砷酸的半水合物H3 AsO4 ·½H2 O。如果進一步降低溫度的話，還可以獲得砷酸的二水合物H3 AsO4 ·2H2 O[ 2]
砷酸二水合物（H3 AsO4 · 2H2 O）只可通过在−30°C下结晶数天得到。[ 3]
五氧化二砷 可緩慢與水反應生成砷酸。元砷酸或焦砷酸與冷水反應同樣可以生成砷酸。另外，溼潤的砷單質可與臭氧反應生成砷酸
2 As + 3 H2 O + 5 O3 → 2 H3 AsO4 + 5 O2
砷酸固体在空气中很快吸潮，产生水合物 H3 AsO4 · ½H2 O 或 H3 AsO4 · 2H2 O （於 −30 °C）。平稳加热时，脱水产生三砷酸（H5 As3 O10 ）。加热至100°C时，分解为 As2 O5 · 1.66H2 O。在500°C时全部失水。[ 1]
3
H
3
A
s
O
4
⟶ ⟶ -->
Δ Δ -->
H
5
A
s
3
O
10
+
2
H
2
O
{\displaystyle {\rm {3H_{3}AsO_{4}\ {\overset {\mathit {\rm {\Delta }}}{\longrightarrow }}\ H_{5}As_{3}O_{10}+2H_{2}O}}}
饱和水溶液浓度约 80 %。
毒性虽不及亚砷酸 ，但仍较高。LD50 （兔）为6 mg/1 kg。[ 4] 医药用外毒物 。
無水物結晶溶于水时微吸熱。（忽略电离）[ 5]
H3 AsO4 (s)
⇄ ⇄ -->
{\displaystyle \rightleftarrows \ }
3 AsO4 (aq), ΔH °= 3.8 kJ mol-1 砷酸水溶液的氧化性不强，但比同族的磷酸强。这与其他第4周期元素的含氧酸相似，如硒酸 、高溴酸 ，其氧化性均强于对应的硫酸 与高氯酸 。[ 6]
H3 AsO4 (aq) + 2 H+ (aq) + 2 e- = H3 AsO3 (aq) + H2 O(l), E °= 0.575 V 例如砷酸可将碘离子氧化为碘：
H3 AsO4 + 2 H+ + 2 I− → H3 AsO3 + I2 + H2 O 此外还有焦砷酸（H4 As2 O7 ）与多砷酸（Hn+2 Asn O3n+1 、(HAsO3 )n ）。这两者及其酸根离子在水溶液中都是不稳定的，遇水很快分解为砷酸。焦砷酸与多砷酸盐在固态可以是稳定的。
砷酸分子在水溶液中分三步解离，第一步为微强，0.1mol dm-3 水溶液的電離度 約0.25。第二步与第三步解离很弱，在酸性溶液中可以忽视。
H3 AsO4 (aq) + H2 O(l)
⇄ ⇄ -->
{\displaystyle \rightleftarrows \ }
3 O+ (aq) + H2 AsO4 - (aq), pK a1 = 2.24
H2 AsO4 - (aq) + H2 O(l)
⇄ ⇄ -->
{\displaystyle \rightleftarrows \ }
3 O+ (aq) + HAsO4 2- (aq), pK a2 = 6.96
HAsO4 2- (aq) + H2 O(l)
⇄ ⇄ -->
{\displaystyle \rightleftarrows \ }
3 O+ (aq) + AsO4 3- (aq), pK a3 = 11.50 与解离相关的標準焓 、吉布斯能 、与熵 变值列在下面。[ 5]
Δ Δ -->
H
∘ ∘ -->
{\displaystyle {\Delta }H^{\circ }}
Δ Δ -->
G
∘ ∘ -->
{\displaystyle {\Delta }G^{\circ }}
Δ Δ -->
S
∘ ∘ -->
{\displaystyle {\Delta }S^{\circ }}
第一解離
-7.07 kJ mol-1
12.84 kJ mol-1
-66.9 J mol- K-1
第二解離
3.22 kJ mol-1
38.57 kJ mol-1
-118.7 J mol-1 K-1
第三解離
18.20 kJ mol-1
66.19 kJ mol-1
-161.1 J mol-1 K-1
砷酸根离子 砷酸电离可产生三种阴离子：正砷酸根离子（AsO4 3- ）、一氢砷酸根离子（HAsO4 2- ）与二氢砷酸根离子（H2 AsO4 - ）。三种阴离子的盐类均已获得。正砷酸根离子为正四面体结构，类似磷酸根离子；As-O键长169pm。酸液中有微弱的氧化性。
各种砷酸盐可通过用不同计量的碱中和砷酸获得。可溶金属盐与砷酸钠或砷酸氢钠发生复分解，亦可得不可溶的砷酸盐沉淀。
焦砷酸（H4 As2 O7 ）与焦磷酸 不同，不可通过砷酸加热脱水制得，只能由砷酸氢盐失水得到。
2
N
a
2
H
A
s
O
4
⟶ ⟶ -->
Δ Δ -->
N
a
4
A
s
2
O
7
+
H
2
O
{\displaystyle {\rm {2Na_{2}HAsO_{4}\ {\overset {\mathit {\rm {\Delta }}}{\longrightarrow }}\ Na_{4}As_{2}O_{7}+H_{2}O}}}
2
C
a
H
A
s
O
4
⟶ ⟶ -->
Δ Δ -->
C
a
2
A
s
2
O
7
+
H
2
O
{\displaystyle {\rm {2CaHAsO_{4}\ {\overset {\mathit {\rm {\Delta }}}{\longrightarrow }}\ Ca_{2}As_{2}O_{7}+H_{2}O}}}
砷酸钠（Na3 AsO4 ）水溶液呈碱性（pH～12）、砷酸一氢钠（Na2 HAsO4 ）水溶液呈弱碱性（pH～9）、砷酸二氢钠（NaH2 AsO4 ）水溶液则呈弱酸性（pH～4.4）。
砷酸钙（Ca3 (AsO4 )2 ）用作殺虫剂 。砷酸钠可作除草剂 ，对作物应用效果显著。[ 1]
正砷酸盐中，碱金属盐、铵盐可溶于水，碱土金属盐等其他盐类则难溶。
砷酸钙 (Ca3 (AsO4 )2 )砷酸钠 (Na3 AsO4 )
钴华 砷酸盐矿物可由含砷的硫化矿物经氧化生成，也可由磷酸盐矿物中的磷酸根被砷酸根替换而得。砷酸盐矿物例子如下：
水砷锌矿 ，Adamite (Zn2 (AsO4 )(OH))橄榄铜矿 ，Olivenite (Cu2 (AsO4 )(OH))钴华 ，Erythrite (Co3 (AsO4 )2 ・8H2 O)镍華 ，Annaberigite (Ni3 (AsO4 )2 ・8H2 O)臭葱石 ，Scorodite (FeAsO4 ・2H2 O)绿铅矿 ，Mimetite (Pb5 Cl(AsO4 )3 )
砷酸可用作木材防腐劑 半致死量 爲6 mg/kg（0.006 g/kg）[ 7]
^ 1.0 1.1 1.2 化学大辞典編集委員会 『化学大辞典』 共立出版、1993年
^ 2.0 2.1 G. Brauer (编). Arsenic Acid. Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 1 2nd. New York: Academic Press. 1963: 601. ^ G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 601.
^ Merck Index 13th
^ 5.0 5.1 D.D. Wagman, W.H. Evans, V.B. Parker, R.H. Schumm, I. Halow, S.M. Bailey, K.L. Churney, R.I. Nuttal, K.L. Churney and R.I. Nuttal, The NBS tables of chemical thermodynamics properties, J. Phys. Chem. Ref. Data 11 Suppl. 2 (1982)
^ FA コットン, G. ウィルキンソン著, 中原 勝儼訳 『コットン・ウィルキンソン無機化学』 培風館、1987年，原書：F. ALBERT COTTON and GEOFFREY WILKINSON, Cotton and Wilkinson ADVANCED INORGANIC CHEMISTRY A COMPREHENSIVE TEXT Fourth Edition, INTERSCIENCE, 1980.
^ Joachimoglu, G. Biochemische Zeitschrift. 1915, 70 : 144.
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