Fosfat

Fosfat, je u neorganskoj hemiji so fosforne kiseline. U organskoj hemiji, fosfat, ili organofosfat, je estar fosforne kiseline. Organski fosfati su važni u biohemiji i biogeohemiji ili ekologiji. Neorganiski fosfati se iskopavaju da bi se dobio fosfor za upotrebu u agrikulturi i industriji.[5][6][7] Na povišenim temperaturama u čvrstom stanju, fosfati mogu da se kondenzuju i formiraju pirofosfate.

Fosfat
Nazivi
Sistemski IUPAC naziv
Fosfat[1]
Identifikacija
broj
3D model (Jmol)
Bajlštajn 3903772
Gmelin Referenca 1997
MeSH Phosphates
[2][3] CID
UNII
Svojstva
Hemijska formula
PO43−
Molarna masa 94,9714 −1
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25 °C [77 °F], 100 kPa).
Y verifikuj (šta je YН ?)
Reference infokutije

Hemijske osobine

Fosfatni jon je poliatomski jon sa empirijskom formulom 43− i molarnom masom od 94.973 g/mol. On se sastoji od jednog centralnog atoma fosfora atom okruženog sa četiri atoma kiseonika u tetraedarskoj konfiguraciji. Fosfatni jon nosi tri negativa formalna naelektrisanja i on je konjugovana baza hidrogen fosfatnog jona, 42-, koji je konjugovana baza 24-, dihidrogen fosfatnog jona, koji je konjugovana baza 3PO4, fosforne kiseline. On je hipervalentni molekul (atom fosfora ima 10 elektrona u svojoj valentnoj ljuski). Fosfat je takođe organofosforno jedinjenje sa formulom .

Fosfatne soli se formiraju kad se pozitivno-naelektrisani jon veže za negativno-naelektrisane atome kiseonika, formirajući jonsko jedinjenje. Mnogi fosfati nisu rastvorni u vodi na standardnoj temperaturi i pritisku. Natrijum, kalijum, rubidijum, cezijum i amonijum fosfati su rastvorni u vodi. Većina drugih fosfata su veoma malo rastvorni ili nerastvorni u vodi. Kao pravilo, hidrogen i dihidrogen fosfati su nešto rastvorniji od korespondirajućih fosfata. Pirofosfati su uglavnom rastvorni u vodi.

U razređenim vodenim rastvorima, fosfat postoji u četiri oblika. U jako-baznoj sredini, fosfatni jon (43−) predominira, dok u slabo-baznim uslovima, hidrogen fosfatni jon (42−) je prevalentan. U slabo-kiselim uslovima, dihidrogen fosfatni jon () je najzastupljeniji. U jako-kiseloj sredini, fosforna kiselina () je glavna forma.

Precizniji, polazeći od sledeće tri ravnotežne reakcije:

+
+
+

korespondirajuće konstante disocijacije na 25° (u mol/L) su:

(pKa1 2.12)
(pKa2 7.21)
(pKa3 12.67)

Reference

  1. „Phosphates – PubChem Public Chemical Database”. The PubChem Project. USA: National Center of Biotechnology Information.
  2. Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1.
  3. Campbell, Neil A.; Reece, Jane B. (2005). Biology (Seventh изд.). San Francisco, California: Benjamin Cummings. стр. 65. ISBN 978-0-8053-7171-0.
  4. „Phosphate Primer”. Архивирано из оригинала на датум 20. 06. 2008. Приступљено 17. 10. 2010.
  5. Lynn A. Kuntz (2006). „Figuring Out Phosphates”. Архивирано из оригинала на датум 20. 12. 2008. Приступљено 17. 10. 2010.
  6. Kuntz, Lynn A. (2006). „Food Product Design”. Архивирано из оригинала на датум 20. 12. 2008. Приступљено 17. 10. 2010.

Spoljašnje veze

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.