Ácido fosfórico

Ácido fosfórico
Nombre IUPAC
Trihidrogeno(tetraoxidofosfato) o trihidroxidooxidofosforo
General
Otros nombres	Ácido ortofosfórico Tetraoxofosfato (V) de hidrógeno
Fórmula estructural	PO(OH)3
Fórmula molecular	H3PO4
Identificadores
Número CAS	7664-38-2[1]​
Número RTECS	TB6300000
ChEBI	26078
ChEMBL	CHEMBL1187
ChemSpider	979
DrugBank	DB09394
PubChem	22486802 1004, 22486802
UNII	E4GA8884NN
KEGG	C00009 D05467, C00009
InChI InChI=InChI=1S/H3O4P/c1-5(2,3)4/h(H3,1,2,3,4) Key: NBIIXXVUZAFLBC-UHFFFAOYSA-N
Propiedades físicas
Densidad	1685 kg/m³; 1,685 g/cm³
Masa molar	98 g/mol
Punto de fusión	315 K (42 °C)
Punto de ebullición	431 K (158 °C)
Presión crítica	Q atm
Propiedades químicas
Acidez	2.12, 7.21, 12.67 pKa
Solubilidad en agua	Miscible
Peligrosidad
SGA
NFPA 704	0 2 0 COR
Valores en el SI y en condiciones estándar (25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

El ácido fosfórico (a veces llamado ácido ortofosfórico) es un ácido (más precisamente un compuesto ternario que pertenece a la categoría de los oxácidos) de fórmula H₃PO₄.[2]​ Es un ortofosfato cuyo código en el Sistema Internacional de Numeración es E-338. No se debe usar agua para eliminar este químico, puesto que esta produce su activación. Se suele encontrar en forma de solución acuosa al 85%, que es un líquido en forma de jarabe incoloro, inodoro y no volátil. Es un importante producto químico industrial, ya que es un componente de muchos fertilizantes.

El compuesto es un ácido. La eliminación de los tres iones H+
da lugar al ion fosfato PO3−
4. La eliminación de uno o dos protones da el ion dihidrógeno fosfato H
2PO−
4, y el ion hidrógeno fosfato HPO2−
4, respectivamente. El ácido fosfórico forma ésteres, llamados organofosfatos.[3]​

El nombre "ácido ortofosfórico" puede utilizarse para distinguir este ácido específico de otros "ácidos fosfóricos", como el ácido pirofosfórico. Sin embargo, el término "ácido fosfórico" a menudo significa este compuesto específico; y esa es la actual nomenclatura IUPAC.

Propiedades químicas

El anión asociado al ácido fosfórico se llama ion fosfato, muy importante en la biología, especialmente en los compuestos derivados de los azúcares fosforilados, como el ADN, el ARN y la adenosina trifosfato (ATP).

En su forma pura, este ácido es un sólido cristalino de color blanco, higroscópico y delicuescente. Con mayor frecuencia, el ácido fosfórico se almacena y distribuye en solución: en esta presentación, tiene un aspecto líquido transparente, ligeramente amarillento.

Se obtiene mediante el tratamiento de rocas de fosfato de calcio con ácido sulfúrico, filtrando posteriormente el líquido resultante para extraer el sulfato de calcio. Otro modo de obtención consiste en quemar vapores de fósforo y tratar el óxido resultante con vapor de agua.

El ácido fosfórico es un ácido triprótico. Esto significa que puede disociarse en agua hasta tres veces, liberando cada vez un protón al agua como se muestra en las siguientes reacciones:

${\displaystyle {\ce {H3PO4{_{(s)}}+H2O{_{(l)}}<=>H3O^{+}{_{(aq)}}+H2PO4^{-}{_{(aq)}}}}}$        ${\displaystyle Ka{_{1}}=7.25\times 10^{-3}\qquad pKa{_{1}}=2.14}$

${\displaystyle {\ce {H2PO4^{-}{_{(aq)}}+H2O{_{(l)}}<=>H3O^{+}{_{(aq)}}+HPO4^{-2}{_{(aq)}}}}}$        ${\displaystyle Ka{_{2}}=6.31\times 10^{-8}\qquad pKa{_{2}}=7.2}$

${\displaystyle {\ce {HPO4^{-2}{_{(aq)}}+H2O{_{(l)}}<=>H3O^{+}{_{(aq)}}+PO4^{-3}{_{(aq)}}}}}$        ${\displaystyle Ka{_{3}}=3.98\times 10^{-13}\qquad pKa{_{3}}=12.4}$

Sistema eutéctico

El diagrama de fases del sistema H
3PO
4·H₂O es complicado. Las soluciones de hasta el 62,5% de H
3PO
4 son eutécticas, mostrando una depresión del punto de congelación tan baja como -85 °C. Más allá de este punto de congelación aumenta, alcanzando los 21 °C con un 85% de H
3PO
4 (p/p) y un máximo local al 91,6% que corresponde al hemihidrato 2H₃PO₄-H₂O, congelándose a 29,32 °C.[4]​[5]​ Existe una segunda depresión eutéctica más pequeña a una concentración del 94,75% con un punto de congelación de 23,5 °C. A concentraciones mayores, el punto de congelación aumenta rápidamente.

El ácido fosfórico concentrado tiende a superenfriarse antes de que se produzca la cristalización, y puede ser relativamente resistente a la cristalización incluso cuando se almacena por debajo del punto de congelación.[6]​ Para muchos usos industriales, el 85% representa un límite superior práctico, ya que con concentraciones más altas se corre el riesgo de que toda la masa se congele cuando se transporta en camiones cisterna y tenga que fundirse, aunque aún puede producirse una cristalización parcial a temperaturas bajo cero.

Autocondensación

El ácido fosfórico se comercializa en soluciones acuosas de diversas concentraciones, que no suelen superar el 85%. Si se concentra más, sufre una lenta autocondensación, formando un equilibrio con ácido pirofosfórico:

${\displaystyle {\ce {2 H3PO4 <=> H2O + H4P2O7}}}$

Incluso a una concentración del 90% la cantidad de ácido pirofosfórico presente es despreciable, pero más allá del 95% comienza a aumentar, alcanzando el 15% en lo que de otro modo habría sido un 100% de ácido ortofosfórico.[7]​

A medida que aumenta la concentración se forman ácidos superiores, que culminan con la formación de ácidos polifosfóricos.[8]​ No es posible deshidratar completamente el ácido fosfórico a pentóxido de fósforo, sino que el ácido polifosfórico se vuelve cada vez más polimérico y viscoso. Debido a la autocondensación, el ácido ortofosfórico puro sólo puede obtenerse mediante un cuidadoso proceso de congelación/fusión fraccionada.[6]​

Propiedades físicas

• Densidad relativa (agua = 1): 1,68
• Solubilidad en agua: Muy elevada
• Presión de vapor a 20 °C: 4 Pa
• Densidad relativa de vapor (aire = 1): 3,4
• Masa Molar: 97,995182 [g/mol]

Usos

Diagrama de Lewis y geometría del ácido fosfórico.

No es un ácido fuerte ya que su menor pKa es 2,14. El ácido es muy útil en el laboratorio debido a su resistencia a la oxidación, a la reducción, a la evaporación (comparado con HCl) y a la carbonizacion (comparado con el ácido sulfúrico). Entre otras aplicaciones se utiliza como catalizador en la deshidratación de alquenos,[9]​ esterificación,[10]​ o reacción de Friedel-Craft.[11]​ El ácido fosfórico se emplea como ingrediente de bebidas no alcohólicas como por ejemplo de las gaseosas, así como (aditivo alimentario E-338), de un modo particular en las de tipo cola; como elemento acondicionador de la superficie del esmalte dental, pues al desmineralizar la superficie del mismo genera microtenciones en su estructura lo cual facilita la adhesión de los materiales de restauración dental ; como catalizador, para proteger aleaciones ferrosas, por formación de fosfatos de hierro insolubles, y para fabricar el tripolifosfato de sodio utilizado como ablandadores de agua, fertilizantes y detergentes. Muy utilizado en laboratorios químicos en la preparación de disoluciones tampón o reguladoras del pH.

La neutralización del ácido fosfórico con el amoniaco produce Fosfato Monoamónico (MAP), un fertilizante complejo altamente concentrado que contiene nitrógeno y fósforo aprovechable.[12]​

También se usa para aditivo al mezclar con aceite urea, brea, betún, piedrilla con arena para crear un asfalto para pavimento en suelos de carreteras y reparaciones de roturas en suelo con solo agregar agua para activar, derretir el asfalto y compactar mediante aplanadora.

Si se le añade fluoruro de sodio se obtiene monofluorofosfato de sodio (MFP), componente de algunas cremas dentales.

Uso en alimentación

El ácido fosfórico de uso alimentario (aditivo E338[13]​[14]​) se utiliza para acidificar alimentos y bebidas, como diversas colas y mermeladas, lo que les confiere un sabor ácido. El ácido fosfórico también sirve como conservante.[15]​ Los refrescos que contienen ácido fosfórico, entre los que se incluirían los de tipo cola, a veces se denominan refrescos fosfatados o fosfáticos. El ácido fosfórico de los refrescos puede causar erosión dental[16]​ y también puede contribuir a la formación de cálculos renales, sobre todo en personas que ya los han padecido.[17]​ También puede causar desmineralización ósea (hacer que los huesos pierdan calcio), conduciendo a enfermedades como la osteopenia y la osteoporosis.

Las especificaciones del ácido fosfórico de uso alimentario como aditivo E338 están publicadas por la Unión Europea.[18]​

Producción

El ácido fosfórico se produce industrialmente por una de estas dos vías: por vía húmeda y por vía seca.[19]​

Proceso húmedo

En el proceso húmedo, un mineral que contiene fosfato, como la hidroxiapatita cálcica y la fluorapatita, es digerido con ácido sulfúrico

${\displaystyle {\ce {Ca5(PO4)3OH{_{(s)}}+5H2SO4{_{(aq)}}->3H3PO4{_{(aq)}}+5CaSO4{_{(aq)}}+H2O{_{(l)}}}}}$

${\displaystyle {\ce {Ca5(PO4)3F{_{(s)}}+5H2SO4{_{(aq)}}->3H3PO4{_{(aq)}}+5CaSO4{_{(aq)}}+HF\uparrow {_{(g)}}}}}$

El sulfato de calcio (yeso) es un subproducto, que se elimina como fosfoyeso. El gas de fluoruro de hidrógeno (HF) se conduce a un lavador húmedo (de agua) que produce ácido fluorhídrico. En ambos casos, la solución de ácido fosfórico suele contener un 23-33% de P₂O₅ (32-46% de H₃PO₄). Puede concentrarse para producir ácido fosfórico de grado comercial o mercantil, que contiene aproximadamente 54-62% de P₂O₅ (75-85% de H₃PO₄). Una mayor eliminación de agua produce ácido superfosfórico con una concentración de P₂O₅ superior al 70% (correspondiente a casi el 100% de H₃PO₄). El ácido fosfórico de ambos procesos puede purificarse aún más eliminando compuestos de arsénico y otras impurezas potencialmente tóxicas.

Proceso en seco

Para producir ácido fosfórico de calidad alimentaria, el mineral de fosfato se reduce primero con coque en un horno de arco eléctrico, para obtener fósforo elemental. También se añade sílice, con lo que se produce escoria de silicato cálcico. El fósforo elemental se destila del horno y se quema con aire para producir pentóxido de fósforo de gran pureza, que se disuelve en agua para producir ácido fosfórico.[20]​

Seguridad

El ácido fosfórico no es un ácido fuerte. Sin embargo, en concentraciones moderadas las soluciones de ácido fosfórico son irritantes para la piel. El contacto con soluciones concentradas puede causar quemaduras graves en la piel y daños permanentes en los ojos.[21]​

Se ha demostrado una relación entre el consumo regular de cola a largo plazo y la osteoporosis en la mediana edad tardía en mujeres (pero no en hombres).[22]​

Véase también

• ácido
• Tampón químico
• Tampón fosfato salino

Referencias

1. Número CAS
2. Ácido fosfórico, también llamado ácido ortofosfórico
3. Westheimer, F.H. (6 de junio de 1987). «Por qué la naturaleza eligió los fosfatos». Science 235 (4793): 1173-1178 (véase pp. 1175-1176). Bibcode:1987Sci...235.1173W. PMID 2434996. 
4. Ross, William H.; Jones, Russell M. (Agosto 1925). «Las curvas de solubilidad y punto de congelación del ácido ortofosfórico hidratado y anhidro». Journal of the American Chemical Society 47 (8): 2165-2170. 
5. «Boletín de información técnica sobre ácido fosfórico purificado H3PO4». PotashCorp. Consultado el 11 de febrero de 2023. 
6. Ross, Wm. H.; Jones, R. M.; Durgin, C. B. (Octubre 1925). «La Purificación del Ácido Fosfórico por Cristalización.». Industrial & Engineering Chemistry (en inglés) 17 (10): 1081-1083. ISSN 0019-7866. doi:10.1021/ie50190a031. 
7. Korte, Carsten; Conti, Fosca; Wackerl, Jürgen; Lehnert, Werner (2016), «Ácido fosfórico y sus interacciones con polímeros de tipo polibenzimidazol», Células de combustible de membrana electrolítica polimérica de alta temperatura (en inglés) (Cham: Springer International Publishing): 169-194, ISBN 978-3-319-17081-7, doi:10.1007/978-3-319-17082-4_8, consultado el 12 de febrero de 2023 .
8. Jameson, R. F. (1 de enero de 1959). «151. La composición de los ácidos fosfóricos "fuertes"». Journal of the Chemical Society (Resumed): 752-759. doi:10.1039/JR9590000752. 
9. «Phosphoric catalysis of alcohol dehydration». 
10. Hayashi, Hiroyuki; Yasukochi, Shotaro; Sakamoto, Tatsuhiro; Hatano, Manabu; Ishihara, Kazuaki (2 de abril de 2021). «Insight into the Mechanism of the Acylation of Alcohols with Acid Anhydrides Catalyzed by Phosphoric Acid Derivatives». The Journal of Organic Chemistry (en inglés) 86 (7): 5197-5212. ISSN 0022-3263. doi:10.1021/acs.joc.1c00102. Consultado el 22 de septiembre de 2022. 
11. Wu, Shaofeng; Dong, Jianyu; Zhou, Dan; Wang, Wan; Liu, Long; Zhou, Yongbo (20 de noviembre de 2020). «Phosphorous Acid-Catalyzed Alkylation of Phenols with Alkenes». The Journal of Organic Chemistry (en inglés) 85 (22): 14307-14314. ISSN 0022-3263. doi:10.1021/acs.joc.9b03028. Consultado el 22 de septiembre de 2022. 
12. «Copia archivada». Archivado desde el original el 18 de enero de 2012. Consultado el 27 de febrero de 2012. 
13. «Food Additive Database (European Union) Phosphoric acid» (en inglés). European Commission. Consultado el 8 de febrero de 2023. 
14. «Current EU approved additives and their E Numbers». Foods Standards Agency. 14 de marzo de 2012. Archivado desde el original el 21 de agosto de 2013. Consultado el 22 de julio de 2012. 
15. «Why is phosphoric acid used in some Coca‑Cola drinks?- Frequently Asked Questions - Coca-Cola GB». www.coca-cola.co.uk (en inglés británico). Archivado desde el original el 2 de agosto de 2021. Consultado el 31 de agosto de 2021. 
16. Moynihan, P. J. (23 de noviembre de 2002). «Dietary advice in dental practice». British Dental Journal 193 (10): 563-568. PMID 12481178. doi:10.1038/sj.bdj.4801628. 
17. Qaseem, Amir; Dallas, Paul; Forciea, Mary Ann; Starkey, Melissa; Denberg, Thomas D. (4 de noviembre de 2014). «Dietary and Pharmacologic Management to Prevent Recurrent Nephrolithiasis in Adults: A Clinical Practice Guideline From the American College of Physicians». Annals of Internal Medicine 161 (9): 659. doi:10.7326/M13-2908. 
18. «REGLAMENTO (UE) N o 231/2012 DE LA COMISIÓN de 9 de marzo de 2012 por el que se establecen especificaciones para los aditivos alimentarios que figuran en los anexos II y III del Reglamento (CE) n o 1333/2008 del Parlamento Europeo y del Consejo. Versión consolidada de 31.102022». Unión Europea. Consultado el 8 de febrero de 2023. 
19. Becker, Pierre (1988). Phosphates and phosphoric acid. New York: Marcel Dekker. ISBN 978-0824717124. 
20. Geeson, Michael B.; Cummins, Christopher C. (2020). «Let's Make White Phosphorus Obsolete». ACS Central Science 6 (6): 848-860. PMC 7318074. PMID 32607432. doi:10.1021/acscentsci.0c00332. 
21. «Ácido fosfórico, 85 wt.% SDS». Sigma-Aldrich. 5 de mayo de 2016. Archivado desde el original el 18 de enero de 2017. Consultado el 16 de enero de 2017. 
22. Tucker KL, Morita K, Qiao N, Hannan MT, Cupples LA, Kiel DP (1 de octubre de 2006). «Las colas, pero no otras bebidas carbonatadas, se asocian con una baja densidad mineral ósea en mujeres mayores: The Framingham Osteoporosis Study». American Journal of Clinical Nutrition 84 (4): 936-942. PMID 17023723. doi:10.1093/ajcn/84.4.936. 

Enlaces externos

• Wikimedia Commons alberga una categoría multimedia sobre Ácido fosfórico.
• National pollutant inventory – Phosphoric acid fact sheet
• NIOSH Pocket guide to chemical hazards

• Datos: Q184782
• Multimedia: Phosphoric acid / Q184782