Phosphate
| Phosphate |
 Das Anion PO43− |
 Ein Kondensat: Diphosphat |
 Ein Ester: Phosphorsäureester |
Phosphate sind im engen Sinn die Salze und Ester der Orthophosphorsäure (H3PO4).[1] Im weiteren Sinn werden auch die Kondensate (Polymere) der Orthophosphorsäure und ihre Ester Phosphate genannt.[1] Die Ester werden unter Phosphorsäureester beschrieben. Phosphor liegt bei allen diesen Verbindungen in der Oxidationsstufe (V) vor. Sauerstoffverbindungen des Phosphors mit anderen Oxidationsstufen sind unter Phosphor aufgelistet.
Varianten
Primäre, sekundäre und tertiäre Phosphate
Die Salze der dreibasigen ortho-Phosphorsäure (H3PO4) lassen sich in primäre, sekundäre und tertiäre Phosphate einteilen. Bei einwertigen Kationen M′ gelten die Summenformeln entsprechend M′H2PO4, M′2H1PO4 und M′3PO4. Durch die teilweise Neutralisation der Phosphorsäure erhält man Hydrogen- oder Dihydrogenphosphate. Diese können sowohl mit Säuren als auch mit Basen reagieren. Wegen dieser Eigenschaft enthalten viele Pufferlösungen Hydrogenphosphate.
| primäre Phosphate (Dihydrogenphosphate) |
sekundäre Phosphate (Hydrogenphosphate) |
tertiäre Phosphate |
|---|---|---|
| Natriumdihydrogenphosphat, NaH2PO4 | Dinatriumhydrogenphosphat, Na2HPO4 | Natriumphosphat, Na3PO4 |
| Kaliumdihydrogenphosphat, KH2PO4 | Dikaliumhydrogenphosphat, K2HPO4 | Kaliumphosphat, K3PO4 |
| Calciumdihydrogenphosphat, Ca(H2PO4)2 | Calciumhydrogenphosphat, CaHPO4 | Calciumphosphat, Ca3(PO4)2 |
| Weitere Beispiele siehe Kategorie:Phosphat | ||
Kondensate
Phosphorsäure kann in einer Kondensationsreaktion (Wasserabspaltung) Diphosphorsäure (H4P2O7) bilden. Analog gibt es entsprechende Salze, die Diphosphate (Pyrophosphate) M'4P2O7. Bei einer fortgesetzten Reaktion bilden sich auch poly- oder cyclo-Phosphate. cyclo-Phosphate werden oft Metaphosphate genannt. Polyphosphate und Metaphosphate sind also Polymere der Salze der Phosphorsäure.
| di-, poly- und cyclo-Phosphate | ||
|---|---|---|
| Name | Reaktion | Struktur des Anions |
| di-Phosphat (auch: Pyrophosphat) |
$ \mathrm {2\ H_{3}PO_{4}\ \xrightarrow {\Delta } \ H_{4}P_{2}O_{7}\ +\ H_{2}O} $ |
|
| tri-Phosphat (allg.: poly-Phosphat) |
$ \mathrm {H_{4}P_{2}O_{7}\ +\ H_{3}PO_{4}\ \xrightarrow {\Delta } \ H_{5}P_{3}O_{10}\ +\ H_{2}O} $ | 
|
| meta-Phosphat (allg.: cyclo-Phosphat) |
$ \mathrm {H_{5}P_{3}O_{10}\ \xrightarrow {\Delta } \ H_{3}P_{3}O_{9}\ +\ H_{2}O} $ | 
|
Pentanatriumtriphosphat (Na5P3O10) und Metaphosphate wurden zur Wasserenthärtung in Waschmitteln verwendet. Als Lebensmittelzusatzstoffe finden z.B. Pentanatriumtriphosphat und Diphosphate Anwendung.
Gewinnung
Phosphate werden aus Mineralen wie zum Beispiel Apatit, Ca5[(PO4)3(OH,F,Cl)], gewonnen. Die Hauptvorkommen liegen im nördlichen Afrika (Marokko, Westsahara), Jordanien, Vereinigte Staaten (Florida), Russland (Kola-Halbinsel), Südafrika und China. Früher fanden sich die Phosphatvorkommen mit der höchsten Konzentration (Nauruit, welches aus Guano entstand) auf der Pazifikinsel Nauru. Die ursprünglichen Vorkommen sind seit 2003 erschöpft. 2004 wurden neue Vorkommen auf Nauru erschlossen. Saudi-Arabien beabsichtigt (2005), in den nächsten Jahren die Ausbeutung seines Phosphatvorkommens voranzutreiben.
Die Ressourcen von Phosphaten sind begrenzt, und die meisten sind belastet mit Cadmium und/oder radioaktiven Schwermetallen. Manche Phosphatlagerstätten dienten bislang als Quelle für Uran. Man geht davon aus, dass die zur Düngerproduktion nutzbaren Phosphatlagerstätten früher erschöpft sein werden als die weltweiten Erdölvorkommen. Der Cadmiumgehalt der Phosphatlagerstätten ist sehr unterschiedlich. Viele Industrieländer haben bereits einen Grenzwert für Cadmium in Düngemitteln eingeführt. So ist weltweit nur noch eine Lagerstätte bekannt, die den Grenzwert der EU unterschreitet (Kola). In Entwicklungsländern dagegen wird Düngung mit billigeren cadmiumverunreinigten Phosphatdüngern durchgeführt.
Die früher in den Industrieländern praktizierte Nutzung von Thomasmehl (einem Nebenprodukt der Eisenerz-Verhüttung) ist auf Grund der hohen Chrombelastung aus Gesundheitsgründen ausgeschlossen. Eine weitere Möglichkeit ist die im Klärschlamm vorhandenen gefällten oder biologisch angereicherten Phosphate zu nutzen oder zurückzugewinnen. In Deutschland und anderen Ländern wird schadstoffbelasteter Klärschlamm grundsätzlich verbrannt, da er neben den interessanten Phosphaten auch zahlreiche Schwermetalle und endokrine Disruptoren enthält. Die Phosphatgewinnung kann somit aus den Verbrennungsrückständen erfolgen.[2]
Eigenschaften
Anionen und pH-Werte
In wässriger Lösung existieren Phosphat-Anionen in vier Formen. Unter stark basischen Bedingungen liegt das Phosphat-Anion hauptsächlich als (PO43−) vor, während unter schwach basischen Bedingungen das Hydrogenphosphat-Anion (HPO42−) dominiert. Unter schwach sauren Bedingungen liegt hauptsächlich das Dihydrogenphosphat-Anion (H2PO4−) vor. In stark saurer wässriger Lösung, ist Phosphorsäure (H3PO4) die Hauptform.
Es liegen also drei pH-abhängige Gleichgewichtsreaktionen vor:
| Gleichgewichtsreaktionen | Gleichgewichtskonstante bei 25 °C | |
|---|---|---|
| (1) | $ \mathrm {H_{3}PO_{4}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{2}PO_{4}^{-}+H_{3}O^{+}} $ | $ K_{a1}=\mathrm {\frac {[H_{2}PO_{4}^{-}][H_{3}O^{+}]}{[H_{3}PO_{4}]}} \simeq 7{,}5\times 10^{-3} $ |
| (2) | $ \mathrm {H_{2}PO_{4}^{-}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ HPO_{4}^{2-}+H_{3}O^{+}} $ | $ K_{a2}=\mathrm {\frac {[HPO_{4}^{2-}][H_{3}O^{+}]}{[H_{2}PO_{4}^{-}]}} \simeq 6{,}2\times 10^{-8} $ |
| (3) | $ \mathrm {HPO_{4}^{2-}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ PO_{4}^{3-}+H_{3}O^{+}} $ | $ K_{a3}=\mathrm {\frac {[PO_{4}^{3-}][H_{3}O^{+}]}{[HPO_{4}^{2-}]}} \simeq 2{,}14\times 10^{-13} $ |
 | ||
Unter stark alkalischen Bedingungen, wie z. B. bei pH = 13 liegt im Wesentlichen PO43− und HPO42− vor. Ist die Lösung neutral (pH = 7.0) liegen H2PO4− (62 %) und HPO42− (38 %) vor. Bei pH = 7.4 dreht sich das Verhältnis der beiden Komponenten etwa um: 39 % H2PO4− und 61 % HPO42−. Unter stark sauren Bedingungen (pH=1) ist H3PO4 dominierend im Vergleich zu H2PO4−. HPO42− und PO43− sind praktisch abwesend.
Allgemeines
Mit Ausnahme der Alkali- und Ammonium-Verbindungen sind die meisten Phosphate schlecht wasserlöslich.
Phosphate können Verbindungen mit Schwermetallen eingehen. Diese Eigenschaft macht die Verwendung von Phosphaten problematisch, da die Phosphate aus dem Klärschlamm Schwermetalle mobilisieren können.
Zum überwiegenden Teil enthalten Lagerstätten von Phosphatverbindungen auch Schwermetalle, wie z.B. Cadmium und Uran.
Bedeutung für die Ernährung
In der menschlichen Ernährung spielt Phosphat eine wesentliche Rolle im Energiestoffwechsel und im Knochenaufbau. Es verbindet sich mit Calcium zum festen Calciumapatit. Der Phosphatspiegel ist wichtig im Zusammenhang mit dem Calciumstoffwechsel (siehe hierzu Hyperphosphatämie). Die Bedeutung von Phosphat für das Auftreten von Hyperaktivität bei Kindern gilt als widerlegt.
Verwendung
Dünger
Die Hauptmenge der Phosphate kommt als Dünger zum Einsatz (siehe Superphosphat, Doppelsuperphosphat). Die Eignung von Phosphaten für die Düngung wurde durch Zufall entdeckt: bei der Eisen- und Stahlerzeugung nach dem Thomas-Verfahren fiel als Nebenprodukt das phosphatreiche Thomasmehl an, das sich als hervorragender Dünger entpuppte.
Durch Erosion von landwirtschaftlichen Flächen gelangen Phosphate an Tonminerale gebunden in Flüsse und Seen. Dort können sie zur Eutrophierung beitragen.
Waschmittelzusatz
Zur Enthärtung von Wasser kann Pentanatriumtriphosphat verwendet werden. Auf den Einsatz von Phosphaten in Waschmitteln wird in Teilen Europas inzwischen verzichtet, da sie zu einer Überdüngung und schließlich zum Umkippen von Gewässern geführt haben. Als Ersatz wird hierzu Zeolith A eingesetzt. In Maschinengeschirrspülmitteln werden allerdings immer noch Tripolyphosphate als Enthärter verwendet.[3]
Lebensmittelzusatzstoff
Natriumphosphat (E 339), Kaliumphosphat (E 340), Calciumphosphat (E 341) und die Salze der ortho-Phosphorsäure Diphosphat (E 450), Triphosphat (E 451) und Polyphosphat (E 452) sind als Lebensmittelzusatzstoffe zugelassen und werden als Konservierungsmittel, Säuerungsmittel, als Säureregulator und Emulgator eingesetzt. Phosphat wird für nichtalkoholische, aromatisierte Getränke (Colagetränke; in diesen auch als Phosphorsäure (E 338)), sterilisierte und ultrahocherhitze Milch, eingedickte Milch, Milch- und Magermilchpulver und als technischer Hilfsstoff (verhindert das Zusammenklumpen von rieselfähigen Lebensmitteln) verwendet. Phosphate spielen auch bei der Lebensmittelherstellung (vor allem in der Fleischindustrie) eine sehr große Rolle und sind Komponenten des Schmelzsalzes für Schmelzkäse.
Sonstige Verwendungen
Futtermittel, Korrosionsschutzmittel (siehe Phosphatierung); Flammschutzmittel; Puffersubstanz für neutralen pH-Bereich (s. o.).
32P, ein radioaktives Isotop des Phosphors, wird in Form von Dihydrogenphosphat (oder Natriumphosphat) vielseitig in der Forschung und in der nuklearmedizinischen Therapie speziell bei Polycythaemia vera eingesetzt (Radiophosphortherapie).
Nachweis
Nachweisreaktionen von Phosphaten werden unter Phosphor beschrieben.
Einzelnachweise
- ↑ 1,0 1,1 Hans-Dieter Jakubke, Ruth Karcher (Hrsg.): Lexikon der Chemie, Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg, 2001.
- ↑ Rückgewinnung von Phosphor aus der Abwassereinigung, BAFU, 2009
- ↑ Phosphate in Geschirrspülmitteln: IDW-Online 26. Januar 2012
Weblinks
Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Phosphat – Lern- und Lehrmaterialien