Fosfato


Disambiguazione – Se stai cercando il gruppo funzionale, vedi Fosfato organico.
Ione fosfato
Nome IUPAC
Fosfato[1][2]
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolarePO3−4
Massa molecolare (u)94.9714 g mol−1
Numero CAS14265-44-2
PubChem1061
SMILES
[O-]P([O-])([O-])=O
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
attenzione
Frasi H---
Consigli P---

Il fosfato è un anione di formula PO3−4, talvolta indicato anche col nome desueto ortofosfato.

In questo ione il fosforo assume stato di ossidazione +5. Consiste in un atomo di fosforo centrale circondato da quattro atomi di ossigeno, formanti un tetraedro. È la base coniugata dello ione idrogenofosfato HPO2−4, coniugato a sua volta nello ione diidrogeno fosfato H2PO4.

I fosfati di metalli alcalini e di ammonio sono solubili in acqua, gli altri sono per lo più poco solubili o praticamente insolubili in acqua.[3]

Indice

Forme


In una soluzione acquosa, lo ione fosfato persiste in quattro forme, a seconda dell'ambiente in cui si trova:

Precisamente, considerando i seguenti equilibri:

H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4
H2PO4 ⇌ H+ + HPO2−4
HPO42− ⇌ H+ + PO3−4

le corrispondenti costanti a 25 °C (in mol/L) sono:

H2PO4 = 7,5×10−3
HPO2−4 = 6,5×10−8
PO3−4 = 2,14×10−13

Per una soluzione fortemente basica (pH = 13), si nota che

\({\displaystyle {\frac {[{\mbox{H}}_{2}{\mbox{PO}}_{4}^{-}]}{[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{PO}}_{4}]}}\simeq 7,5\times 10^{10}{\mbox{ , }}{\frac {[{\mbox{HPO}}_{4}^{2-}]}{[{\mbox{H}}_{2}{\mbox{PO}}_{4}^{-}]}}\simeq 6,2\times 10^{5}{\mbox{ , }}{\frac {[{\mbox{PO}}_{4}^{3-}]}{[{\mbox{HPO}}_{4}^{2-}]}}\simeq 2,14}\)

cioè solo gli ioni PO3−4 e HPO2−4 sono in quantità significativa.

Per soluzioni neutre (pH = 7), si nota che

\({\displaystyle {\frac {[{\mbox{H}}_{2}{\mbox{PO}}_{4}^{-}]}{[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{PO}}_{4}]}}\simeq 7,5\times 10^{4}{\mbox{ , }}{\frac {[{\mbox{HPO}}_{4}^{2-}]}{[{\mbox{H}}_{2}{\mbox{PO}}_{4}^{-}]}}\simeq 0,62{\mbox{ , }}{\frac {[{\mbox{PO}}_{4}^{3-}]}{[{\mbox{HPO}}_{4}^{2-}]}}\simeq 2,14\times 10^{-6}}\)

quindi solo H2PO4 and HPO2−4 sono in quantità significative (62% H2PO4, 38% HPO2−4). Nel fluido extracellulare (pH = 7,4), questa proporzione è invertita (61% HPO2−4, 39% H2PO4).

In una soluzione fortemente acida (pH = 1), si nota che

\({\displaystyle {\frac {[{\mbox{H}}_{2}{\mbox{PO}}_{4}^{-}]}{[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{PO}}_{4}]}}\simeq 0,075{\mbox{ , }}{\frac {[{\mbox{HPO}}_{4}^{2-}]}{[{\mbox{H}}_{2}{\mbox{PO}}_{4}^{-}]}}\simeq 6,2\times 10^{-7}{\mbox{ , }}{\frac {[{\mbox{PO}}_{4}^{3-}]}{[{\mbox{HPO}}_{4}^{2-}]}}\simeq 2,14\times 10^{-12}}\)

cioè H3PO4 è dominante rispetto a H2PO4. HPO2−4 e PO3−4 sono praticamente assenti.

anione fosfato idrogenofosfato diidrogenofosfato acido fosforico
stato ione ione acido ione acido acido
formula PO3−4 HPO2−4 H2PO4 H3PO4
struttura

I fosfati possono assumere forme policheriche, tra cui ci sono il difosfato (P2O4−7) e il trifosfato (P3O5−10). Gli ioni metafosfato, di formula chimica PO3, sono presenti in molti composti.

Presenza sulla Terra


Riserve

I fosfati sono essenzialmente una risorsa non rinnovabile, ed ai tassi attuali di consumo le riserve dureranno ancora 300 anni[4]

I fosfati si trovano in vari minerali, diversamente dal fosforo elementare e dai fosfuri (qualche raro minerale fosfuro è stato rinvenuto su meteoriti).

In mineralogia e geologia, fosfato si riferisce ad una roccia contenente ioni fosfati.

Il più grande deposito di fosfati del mondo si trova in Marocco, a Khouribga, conosciuta come la capitale mondiale dei fosfati.

Il più grande deposito di fosfati del Nord America è situato nella Bone Valley, regione centrale della Florida, mentre depositi più piccoli sono presenti in Montana, Tennessee e Georgia. Il piccolo Stato di Nauru è famoso per aver avuto depositi di fosfati di prima qualità, che però sono stati utilizzati eccessivamente. Fosfati rocciosi si possono trovare anche in Egitto, Israele e in Giordania, con annesse industrie di estrazione.

Depositi di fosfati possono contenere quantità significative di uranio. Secondo il Red Book del 2007, le riserve mondiali di uranio da fosfati assommano a circa 7 milioni di tonnellate al 1993, concentrati per oltre l'85% in Marocco, stime meno conservative arrivano a riportare fino a 22 milioni di tonnellate, considerando anche depositi marini ed organici di fosfati[5]

Produzione

I tre principali paesi produttori di fosfato (Cina, Marocco e Stati Uniti) rappresentano circa il 70% della produzione mondiale.

Produzione e riserve mondiali per Stato del fosfato naturale nel 2015
(USGS, 2016)[6]
Stato Produzione
(milioni kg)
% sul totale mondiale
(%)
Riserva mondiale
(milioni kg)
Algeria 1 200 0,54 2 200 000
Arabia Saudita 3 300 1,48 956 000
Australia 2 600 1,17 1 030 000
Brasile 6 700 3,00 315 000
Cina 100 000 44,83 3 700 000
Egitto 5 500 2,47 1 250 000
Giordania 7 500 3,36 1 300 000
India 1 100 0,49 65 000
Iraq 200 0,09 430 000
Israele 3 300 1,48 130 000
Kazakistan 1 600 0,72 260 000
Marocco 30 000 13,45 50 000 000
Messico 1 700 0,76 30 000
Perù 4 000 1,79 820 000
Russia 12 500 5,60 1 300 000
Senegal 1 000 0,45 50 000
Siria 750 0,34 1 800 000
Stati Uniti 27 600 12,37 1 100 000
Sudafrica 2 200 0,99 1 500 000
Togo 1 000 0,45 30 000
Tunisia 4 000 1,79 100 000
Vietnam 2 700 1,21 30 000
Altri Stati 2 600 1,17 380 000
Totale 223 000 100 69 000 000

Ruolo biologico

In un sistema biologico, il fosforo è presente sotto forma di ione fosfato libero in soluzione, chiamato anche fosfato inorganico, per distinguerlo dal gruppo fosfato. Viene prodotto dall'idrolisi dello ione difosfato:

P2O4−7 + H2O → 2HPO2−4

È presente anche nelle famose molecole di AMP, ADP e ATP, e anche nelle catene di DNA e RNA. In questo casi lo ione fosfato viene indicato con la sigla Pi. Svolgendo questo ruolo fondamentale, lo ione fosfato è fondamentale in ogni organismo vivente.

Applicazioni


I fosfati sono comunemente utilizzati come detergenti sotto forma di fosfato di sodio, ma, per l'azione eutrofizzante, sono vietati in alcune aree.

In agricoltura, lo ione fosfato è uno dei tre principali nutrienti delle piante, e per questo è un componente di diversi fertilizzanti. I fosfati rocciosi sono ricavati dalle rocce sedimentarie, e, in passato, venivano solo polverizzati ed utilizzati senza nessun trattamento. Normalmente, adesso, vengono trattati chimicamente per avere superfosfati o fosfato di ammonio, che hanno una più alta concentrazione di ione fosfato e sono più solubili, quindi più assorbibili dalla piante.

L'uso eccessivo di fosfati, con il trasporto delle acque, può causare un serio inquinamento da fosfati, con conseguente eutrofizzazione delle alghe e deficit di ossigeno nelle acque. Questi fertilizzanti possono portare i pesci all'ipossia, con le stesse conseguenze dei detergenti sopra nominati.

Sali fosfati sono aggiunti occasionalmente all'acqua potabile pubblica per ridurre la quantità di piombo disciolta che precipita come sale insolubile.

L'industria del cibo usa i fosfati per diversi scopi. Ad esempio, nella produzione di carne, questi ioni solubilizzano le proteine. Nei prodotti da forno, come biscotti e cracker, i pirofosfati acidi reagiscono con delle basi (solitamente il bicarbonato di sodio) dando la lievitazione chimica, più veloce della naturale, ma con un gusto decisamente differente.

Ricerca dello ione fosfato


In chimica analitica esistono diversi saggi ad umido per determinare la presenza di ioni fosfato all'interno di una soluzione acquosa. Il test analitico più utilizzato è la ricerca ad umido per precipitazione del fosfato di ammonio e magnesio:

PO3−4 + MgCl2 + NH4OH + NH4Cl → NH4MgPO4

La miscela magnesica contenente MgCl2, NH4OH e NH4Cl rappresenta il reattivo del saggio. Il test è positivo in seguito a comparsa del precipitato di colore bianco.

Un altro metodo possibile, in genere utilizzato come test di conferma, è quello del molibdato d'ammonio[7]. Il saggio va eseguito in ambiente acidificato con acido nitrico:

PO3−4 + HNO3 + (NH4)2MoO4Δ(NH4)3PO4·12MoO3

La soluzione contenente il fosfato e il molibdato deve essere riscaldata a bagnomaria. Il test è positivo se compare il precipitato di colore giallo.

In presenza di ioni che possono interferire con i saggi è inoltre possibile eseguire il test del nitrato d'argento:

PO3−4 + AgNO3Ag3PO4

È importante mantenere un pH neutro. Il test è positivo se compare il precipitato di colore giallo.

Note


  1. ^ Phosphates – PubChem Public Chemical Database , in The PubChem Project, USA, National Center of Biotechnology Information.
  2. ^ Nomenclature of Inorganic Chemistry : IUPAC Recommendations 2005 (Red Book), Cambridge, The Royal Society of Chemistry, 2005, p. 315, ISBN 978-0-85404-438-2.
  3. ^ G. Gioia Lobbia e G. Novara, Anioni di elementi del quinto gruppo, in ANALISI QUALITATIVA E COMPLEMENTI DI CHIMICA, Firenze, 1988, p. 357.
  4. ^ Simon Lewis, Mark Maslin, Il pianeta umano. Come abbiamo creato l'Antropocene,pag.190, trad Simonetta Frediani, Einaudi, le Scienze, 19, 2020
  5. ^ (EN) Uranium 2007: Resources, Production and Demand - Pag 27
  6. ^ (EN) USGS Minerals Year Book - Phosphate Rock
  7. ^ (IT) Ricerca anioni , su itisravenna.dyndns.org, Sito dell'ITIS di Ravenna (archiviato dall'url originale il 23 febbraio 2014).

Voci correlate


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Collegamenti esterni


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Categorie: Anioni




Data: 12.05.2022 08:06:25 CEST

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