Fosfato

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Struttura dello ione fosfato.

Il fosfato è un anione di formula PO43−, 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 HPO42−, coniugato a sua volta nello ione diidrogenofosfato H2PO4.

La maggior parte dei fosfati è solubile in acqua.

Forme[modifica | modifica sorgente]

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

  • fortemente basico, predomina lo ione fosfato (PO43−)
  • debolmente basico, predomina lo ione idrogenofosfato (HPO42−).
  • debolmente acido, predomina lo ione diidrogenofosfato (H2PO4)
  • fortemente acido, lo ione si trasforma in acido fosforico (H3PO4)

Precisamente, considerando i seguenti equilibri:

H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4
H2PO4 ⇌ H+ + HPO42−
HPO42− ⇌ H+ + PO43−

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

H2PO4 = 7,5 × 10-3 
HPO42− = 6,5 × 10-8 
PO43− = 2,14 × 10-13 

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

\frac{[\mbox{H}_2\mbox{PO}_4^-]}{[\mbox{H}_3\mbox{PO}_4]}\simeq 7.5\times10^{10}  \mbox{ , }\frac{[\mbox{HPO}_4^{2-}]}{[\mbox{H}_2\mbox{PO}_4^-]}\simeq 6.2\times10^5 \mbox{ , } \frac{[\mbox{PO}_4^{3-}]}{[\mbox{HPO}_4^{2-}]}\simeq 2.14

cioè solo gli ioni PO43− e HPO42− sono in quantità significativa.

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

 \frac{[\mbox{H}_2\mbox{PO}_4^-]}{[\mbox{H}_3\mbox{PO}_4]}\simeq 7.5\times10^4 \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\times10^{-6}

quindi solo H2PO4 and HPO42− sono in quantità significative (62% H2PO4, 38% HPO42−). Nel fluido extracellulare (pH = 7,4), questa proporzione è invertita (61% HPO42−, 39% H2PO4).

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

\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\times10^{-7} \mbox{ , } \frac{[\mbox{PO}_4^{3-}]}{[\mbox{HPO}_4^{2-}]}\simeq 2.14\times10^{-12}

cioè H3PO4 è dominante rispetto a H2PO4. HPO42− e PO43− sono praticamente assenti.

anione fosfato idrogenofosfato diidrogenofosfato acido fosforico
stato ione ione acido ione acido acido
formula PO43− HPO42− H2PO4 H3PO4
struttura Lo ione cloruro Lo ione ipoclorito Lo ione clorito Lo ione clorato

I fosfati possono assumere forme policheriche, tra cui ci sono il difosfato (P2O74−) e il trifosfato (P3O105−). Gli ioni metafosfato, di formula chimica PO3, sono presenti in molti composti.

Presenza sulla Terra[modifica | modifica sorgente]

La concentrazione di ione fosfato nelle acque marine. Dove la concentrazione è eccessiva, si riscontrano dei processi di eutrofizzazione

Riserve[modifica | modifica sorgente]

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 Nord America è situato nella Bone Valley, regione centrale della Florida. 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, Marocco 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[1]

Ruolo biologico[modifica | modifica sorgente]

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

P2O74− + H2O → 2HPO42−

Sono presenti 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[modifica | modifica sorgente]

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[modifica | modifica sorgente]

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:

PO43− + MgCl2 + NH4OH + NH4ClNH4MgPO4

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[2]. Il saggio va eseguito in ambiente acidificato con acido nitrico:

PO43− + 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:

PO43− + AgNO3Ag3PO4

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

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ (EN) Uranium 2007: Resources, Production and Demand - Pag 27
  2. ^ (IT) Ricerca anioni, Sito dell'ITIS di Ravenna.

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]

Collegamenti esterni[modifica | modifica sorgente]

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