Fosfato

In una soluzione acquosa, lo ione fosfato è in equilibrio chimico con altre tre forme protonate. A seconda del pH della soluzione acquosa si avranno le seguenti condizioni:

• soluzione fortemente basica, predomina lo ione fosfato (PO3−4);
• soluzione debolmente basica, predomina lo ione idrogenofosfato (HPO2−4);
• soluzione debolmente acida, predomina lo ione diidrogenofosfato (H₂PO−4);
• soluzione fortemente acida, predomina la forma neutra acido fosforico (H₃PO₄).

Precisamente, considerando i seguenti equilibri:

H₃PO₄ ⇌ H⁺ + H₂PO−4

H₂PO₄⁻ ⇌ H⁺ + HPO2−4

HPO₄²⁻ ⇌ H⁺ + PO3−4

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

H₂PO−4 = 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 H₂PO−4 and HPO2−4 sono in quantità significative (62% H₂PO−4, 38% HPO2−4). Nel fluido extracellulare (pH = 7,4), questa proporzione è invertita (61% HPO2−4, 39% H₂PO−4).

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 H₂PO−4. HPO2−4 e PO3−4 sono praticamente assenti.

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 PO−3, sono presenti in molti composti.

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, Palestina 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]

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

In un sistema biologico, il fosforo è presente sotto forma di ione fosfato sia nei liquidi biologici come tale (nel plasma a seconda del pH c'è certo rapporto idrogenofosfato/diidrogeno fosfato), ma anche incorporato in varie molecole.

In particolare possiamo distinguere

• fosfato organico: è incorporato in molecole organiche come AMP, ADP e ATP (e quindi anche nelle catene di DNA e RNA), NADP e molte altre;
• fosfato inorganico: è il nome che diamo al fosfato incorporato nelle ossa.

^[7]

Svolgendo questi ruoli è chiaro che lo ione fosfato è fondamentale in ogni organismo vivente.

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.

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^[8]. Il saggio va eseguito in ambiente acidificato con acido nitrico:

PO3−4 + HNO₃ + (NH₄)₂MoO₄ —→ (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 + AgNO₃ → Ag₃PO₄↓

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

• Diidrogenofosfato di potassio
• Diidrogeno fosfato d'ammonio
• Idrogenofosfato di potassio
• Idrogenofosfato di magnesio
• Fosfatazione

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• (EN) phosphate, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.