Structure, nomenclature, propriétés, utilisations de l'acide phosphorique (H3PO4)

Le acide phosphorique est un oxoacide du phosphore de formule chimique H₃PO₄. Il consiste en un acide minéral dans lequel trois protons acides sont liés à l’anion phosphate (PO₄^3-). Bien qu'il ne soit pas considéré comme un acide fort, son utilisation incorrecte peut présenter un risque pour la santé.

On peut le trouver dans deux états: solide sous forme de cristaux épais orthorhombiques ou liquide cristallin qui ressemble à du sirop. Sa présentation commerciale la plus courante a une concentration de 85% p / p et une densité de 1,685 g / cm³. Cette densité provient de la main de la concentration.

Les trois groupes OH sont responsables du don des hydrogènes acides. En raison de leur présence dans sa structure, il peut réagir avec différents hydroxydes à partir de plusieurs sels.

Dans le cas de l'hydroxyde de sodium, il peut en former trois: phosphate de sodium monobasique (NaH)₂PO₄), phosphate de sodium dibasique (Na₂HPO₄) et le phosphate de sodium tribasique (Na₃PO₄).

Cependant, selon la base utilisée pour sa neutralisation ou les cations qui en sont très proches, il peut former d'autres sels de phosphates. Parmi eux: le phosphate de calcium (Ca₃(PO₄)₂), phosphate de lithium (Li₃PO₄), phosphate ferrique (FePO₄), et d'autres. Chacun avec ses différents degrés de protonation de l'anion phosphate.

D'autre part, l'acide phosphorique peut "séquestrer" des cations divalents tels que Fe.²⁺Cu²⁺, Ca²⁺ et Mg²⁺. À haute température, il peut réagir avec la perte d'une molécule H₂Ou, formant des dimères, des trimères et des polymères d'acides phosphoriques.

Ce type de réaction rend ce composé capable d'établir un grand nombre de structures avec des squelettes de phosphore et d'oxygène, à partir desquels on peut également obtenir une large gamme de sels connus tels que les polyphosphates.

En ce qui concerne sa découverte, il a été synthétisé en 1694 par Robert Boyle, dissolvant P₂O₅ (pentoxyde de phosphore) dans l'eau. C'est l'un des acides minéraux avec une plus grande utilité, étant sa fonction d'engrais le plus important. Le phosphore, ainsi que le potassium et l'azote sont les trois principaux nutriments des plantes.

Index

• 1 structure chimique
  • 1.1 Acide diphosphorique (H4P2O7)
  • 1.2 Acides polyphosphoriques
  • 1.3 Acides polyphosphoriques cycliques
• 2 nomenclature
  • 2.1 Orto
  • 2.2 Piro
  • 2.3 But
• 3 propriétés
  • 3.1 Formule moléculaire
  • 3.2 Poids moléculaire
  • 3.3 Apparence physique
  • 3.4 Points d'ébullition et de fusion
  • 3.5 Solubilité dans l'eau
  • 3.6 Densité
  • 3.7 Densité de vapeur
  • 3.8 Allumage automatique
  • 3.9 viscosité
  • 3.10 Acidité
  • 3.11 Décomposition
  • 3.12 Corrosivité
  • 3.13 Polymérisation
• 4 utilisations
  • 4.1 Sels de phosphates et utilisations générales
  • 4.2 Industriel
  • 4.3 Dentistes
  • 4.4 Cosmétiques
• 5 Formation d'acide phosphorique
• 6 risques
• 7 références

Structure chimique

L'acide phosphorique est constitué d'une liaison P = O et de trois P-OH, ces derniers étant les porteurs des hydrogènes acides libérés dans un milieu de dissolution. Avec l'atome de phosphore au centre, les oxygènes dessinent une sorte de tétraèdre moléculaire.

De cette manière, l'acide phosphorique peut être visualisé sous la forme d'un tétraèdre. Dans cette perspective, les tétraèdres (par unités de H₃PO₄) interagir par des liaisons hydrogène; c'est-à-dire que ses sommets sont très proches.

Ces interactions intermoléculaires permettent à l’acide phosphorique de se cristalliser en deux solides: l’anhydre et l’hémihydrate (H₃PO₄· 1 / 2H₂O), à la fois avec des systèmes cristallins monocliniques. Sa forme anhydre peut également être décrite avec la formule: 3H₂O · P₂O₅, qui est égal à un pentoxyde de phosphore tri-hydraté.

Les tétraèdres peuvent même se lier de manière covalente, mais pour cela l'une de leurs unités doit éliminer une molécule d'eau par déshydratation. Cela se produit lorsque le H₃PO₄ il est chauffé, ce qui entraîne la formation d'acides polyphosphoriques (PA).

Acide diphosphorique (H₄P₂O₇)

Le plus simple de tous les PA est l'acide diphosphorique (H₄P₂O₇), également appelé acide pyrophosphorique. L'équation chimique de sa formation est la suivante:

2h₃PO₄ <=> H₄P₂O₇ + H₂O

La balance dépend de la quantité d'eau et de la température. Quelle est sa structure? Dans l'image de la section, les structures de l'acide orthophosphorique et de l'acide pyrophosphorique sont illustrées dans le coin supérieur gauche.

Deux unités sont liées par covalence en éliminant une molécule d'eau, formant un pont oxygène P-O-P entre elles. Maintenant, il y a trois hydrogènes acides, mais quatre (quatre groupes -OH). À cause de cela, le H₄P₂O₇ présente quatre constantes d'ionisation k_un.

Acides polyphosphoriques

La déshydratation peut continuer avec l'acide pyrophosphorique si le chauffage se poursuit. Parce que? Parce qu'à chaque extrémité de sa molécule, il y a un groupe OH qui peut être éliminé en tant que molécule d'eau, favorisant ainsi la croissance ultérieure du squelette P-O-P-O-P ...

Des exemples de ces acides sont les acides tripolyphosphorique et tétrapolyphosphorique (tous deux illustrés sur l'image). On peut observer comment le squelette P-O-P s'allonge dans une sorte de chaîne formée par les tétraèdres.

Ces composés peuvent être représentés par la formule HO (PO₂OH)_xH, où HO est l'extrémité gauche qui peut être déshydratée. PO₂OH est le squelette du phosphore avec les liaisons P = O et OH; et x sont les unités ou molécules d'acides phosphoriques nécessaires pour obtenir ladite chaîne.

Lorsque ces composés sont neutralisés avec une base complètement, les polyphosphates sont originaires. En fonction des cations qui les entourent, ils forment une grande variété de sels de polyphosphate.

En revanche, s'ils réagissent avec les alcools ROH, les hydrogènes dans leur squelette sont remplacés par les substituants R-alkyle. Ainsi, les esters de phosphate (ou de polyphosphate) apparaissent: RO (PO₂OU)_xR. Il suffit de remplacer le H par R dans toutes les structures de l'image de la section pour les obtenir.

Acides polyphosphoriques cycliques

Les chaînes P-O-P peuvent même être fermées par cycle ou cycle phosphorique. Le plus simple de ce type de composé est l'acide trimétaphosphorique (coin supérieur droit de l'image). Ainsi, les PA peuvent être linéaires, cycliques; ou si leurs structures présentent les deux types, ramifiées.

Nomenclature

La nomenclature de l'acide phosphorique est dictée par l'UICPA et la manière dont les sels ternaires des oxoacides sont nommés.

Parce que dans le H₃PO₄ l'atome de P a la valence +5, la valeur la plus élevée, son acide se voit attribuer le suffixe -ico au préfixe fosfor-.

Ortho

Cependant, l'acide phosphorique est aussi communément appelé acide orthophosphorique. Parce que? Parce que le mot "ortho" est grec et signifie "vrai"; ce qui serait traduit dans la "vraie forme" ou "plus hydraté" de la même chose.

Lorsque l'anhydride phosphorique est hydraté avec un excès d'eau (P₄O₁₀, le phosphore "cap" dans l'image ci-dessus) H est produit₃PO₄ (3h₂O · P₂O₅). Ainsi, le préfixe ortho est attribué aux acides formés avec une eau abondante.

Piro

Le préfixe pyro désigne tous les composés issus de l'application de chaleur, l'acide diphosphorique résultant de la déshydratation thermique de l'acide phosphorique. Il s’appelle donc acide pyrophosphorique (2H₂O · P₂O₅).

Objectif

Le préfixe meta, qui est aussi un mot grec, signifie «après». Il est ajouté aux substances dont la formule a éliminé une molécule, en l'occurrence celle de l'eau:

H₃PO₄ => HPO₃ + H₂O

Notons que cette fois-ci, l'addition de deux unités phosphoriques ne se produit pas pour former l'acide diphosphorique, mais plutôt de l'acide métaphosphorique (dont il n'existe aucune preuve de son existence).

Il est également important de noter que cet acide peut être décrit comme H₂O · P₂O₅ (similaire à hémidrato, multipliant HPO₃ pour 2). Le préfixe méta est parfaitement adapté au PA cyclique, car si l'acide triphosphorique est déshydraté, mais n'ajoute pas d'autre unité H₃PO₄ pour devenir l'acide tétraphosphorique, il faut alors former un cycle.

Et c'est le cas avec d'autres acides polymétaphosphoriques, bien que l'UICPA recommande de les appeler composés cycliques de l'AP correspondant.

Propriétés

Formule Moléculaire

H₃PO₄

Poids moléculaire

97,994 g / mol

Aspect physique

Dans sa forme solide, il présente des cristaux orthorhombiques, hygroscopiques et transparents. Sous la forme liquide, il est cristallin de l'apparition d'un sirop visqueux.

Commercialement, il est obtenu en solution aqueuse à une concentration de 85% p / p. Dans toutes ces présentations, il manque d'odeur.

Points d'ébullition et de fusion

158º C (316º F à 760 mmHg).

108 ° F (42,2 ° C).

Solubilité dans l'eau

548 g / 100 g de H₂Ou à 20º C 369,4 g / 100 ml à 0,5 ° C; 446 g / 100m à 14,95º C.

Densité

1,892 g / cm³ (solide) 1,841 g / cm³ (Solution à 100%); 1,685 g / cm³ (Solution à 85%); 1,334 g / cm³ Solution à 50%) à 25 ° C

Densité de vapeur

Relatif à l'air 3,4 (air = 1).

Allumage automatique

Ce n'est pas inflammable.

La viscosité

3,86 mPoise (solution à 40% à 20 ° C).

L'acidité

pH: 1,5 (solution 0,1 N dans l'eau)

pKa: pKa1 = 2,148; pKa2 = 7 198 et pKa3 = 12 319. Par conséquent, son hydrogène le plus acide est le premier.

Décomposition

Lorsqu'il est chauffé, il libère des oxydes de phosphore. Si la température monte à 213 ° C ou plus, il devient l'acide pyrophosphorique (H₄P₂O₇).

Corrosivité

Corrosif pour les métaux ferreux et l'aluminium. Lors de la réaction avec ces métaux, l'hydrogène gazeux provient.

Polymérisation

Il polymérise violemment avec les composés azoïques, les époxydes et les composés polymérisables.

Utilise

Sels de phosphate et utilisations générales

-L'acide phosphorique sert de base à l'élaboration de phosphates, utilisés comme engrais, car le phosphore est un nutriment essentiel des plantes.

-Il a été utilisé dans le traitement de l'empoisonnement au plomb et d'autres conditions dans lesquelles des quantités significatives de phosphate sont nécessaires et la production d'une acidose légère.

-Il est utilisé pour contrôler le pH du tractus urinaire de vison et les dépenses afin d'éviter la formation de calculs rénaux.

-L'acide phosphorique est à l'origine des sels de Na₂HPO₄ et NaH₂PO₄ qui constituent un système tampon pour le pH avec un pKa de 6,8. Ce système de régulation du pH est présent chez l'homme et joue un rôle important dans la régulation du pH intracellulaire, ainsi que dans la gestion de la concentration d'hydrogène dans les tubules distaux et le collecteur des néphrons.

-Il est utilisé dans l'élimination de la couche moisie d'oxyde de fer qui s'accumule sur ce métal. L'acide phosphorique forme du phosphate de fer qui peut être facilement éliminé de la surface métallique. Il est également utilisé dans le polissage électrique de l'aluminium et est un liant de produits réfractaires tels que l'alumine et la magnésie.

Industriel

-L'acide phosphorique est destiné à servir d'agent catalytique dans la fabrication du nylon et de l'essence. Il est utilisé comme agent déshydratant dans la gravure lithographique, dans la fabrication de colorants destinés à l'industrie textile, dans le processus de coagulation du latex dans l'industrie du caoutchouc et dans la purification du peroxyde d'hydrogène.

-L'acide est utilisé comme additif dans les boissons gazeuses, contribuant ainsi à sa saveur. Dilué est appliqué dans le processus de raffinage du sucre. Il agit également comme un système tampon dans la préparation du jambon, de la gélatine et des antibiotiques.

-Il intervient dans l'élaboration de détergents, dans la catalyse acide de la production d'acétylène.

-Il est utilisé comme acidulant dans les aliments équilibrés pour l'industrie du bétail et les animaux de compagnie. L'industrie pharmaceutique l'utilise dans la fabrication de médicaments antiémétiques. Il est également utilisé dans un mélange pour fabriquer de l'asphalte afin de paver le sol et de réparer les fissures.

L'acide phosphorique agit comme catalyseur dans la réaction d'hydratation des alcènes pour produire de l'alcool, principalement de l'éthanol. En outre, il est utilisé dans la détermination du carbone organique dans les sols.

Dentaire

Il est utilisé par les dentistes pour nettoyer et conditionner la surface de la dent avant la pose des supports dentaires. Il trouve également une utilisation dans le blanchiment des dents et l'élimination des plaques dentaires. En outre, il est utilisé dans la fabrication d'adhésifs pour prothèses dentaires.

Les cosmétiques

L'acide phosphorique est utilisé pour ajuster le pH dans la préparation des produits cosmétiques et pour les soins de la peau. Il est utilisé comme agent oxydant chimique pour la production de charbon actif.

Formation d'acide phosphorique

- L'acide phosphorique est préparé à partir de phosphate de type apatite par digestion avec de l'acide sulfurique concentré:

Ca₃(PO₄)₂ + 3 H₂SO₄ + 6 h₂O => 2 H₃PO₄ + 3 (CaSO₄.2H₂O)

L'acide phosphorique obtenu dans cette réaction est de faible pureté, de sorte qu'il subit un processus de purification qui comprend des techniques de précipitation, d'extraction par solvant, de cristallisation et d'échange d'ions.

- L'acide phosphorique peut être produit en dissolvant du pentoxyde de phosphore dans de l'eau bouillante.

-Il peut également être obtenu en chauffant du phosphore avec un mélange d'air et de vapeur d'eau:

P₄ (l) + 5 O₂ (g) => P₄O₁₀ (s)

P₄O₁₀ (s) + H₂O (g) => 4H₃PO₄ (l)

Les risques

-Parce que sa pression de vapeur est basse à température ambiante, il est peu probable que ses vapeurs puissent être inhalées, à moins que l'acide ne soit pulvérisé. Si c'est le cas, les symptômes de l'inhalation comprennent: toux, mal de gorge, essoufflement et respiration laborieuse.

-La littérature cite le cas d'un marin qui a été exposé aux vapeurs d'acide phosphorique pendant une longue période. Il souffrait d'une faiblesse générale, d'une toux sèche, de douleurs thoraciques et de problèmes respiratoires. Après un an d'exposition, un dysfonctionnement des voies aériennes réactives a été observé.

-Le contact cutané avec l'acide phosphorique peut provoquer des rougeurs, des douleurs, des cloques et des brûlures cutanées.

-Le contact de l'acide avec les yeux, en fonction de sa concentration et de la durée du contact, peut entraîner des lésions tissulaires corrosives ou de graves brûlures avec des lésions oculaires permanentes.

-L'ingestion d'acide provoque des brûlures dans la bouche et la gorge, une sensation de brûlure au-delà du sternum, des douleurs abdominales, des vomissements, un choc et un collapsus.

Références

1. Société royale de chimie. (2015). Acide phosphorique. Tiré de: chemspider.com
2. Centre canadien d'hygiène et de sécurité au travail. (1999). Acide phosphorique - Effets sur la santé. Tiré de: ccsso.ca
3. Acidos.Info. (2018). Acide phosphorique "Variété d'utilisations de ce composé chimique" Extrait de: acidos.info
4. James P.Smith, Walter E. Brown et James R. Lehr. (1955). Structure de l'acide phosphorique cristallin. J. Am. Chem. Soc. 77, 10, 2728-2730
5. Wikipedia. (2018). Acides phosphoriques et phosphates. Tiré de: en.wikipedia.org
6. La science est amusante Apprenez-en plus sur l'acide phosphorique. [PDF] Tiré de: scifun.chem.wisc.edu