Acide phosphorique

	Acide phosphorique
	Structure de l'acide phosphorique.
Identification
Nom UICPA	acide orthophosphorique
Synonymes	acide phosphorique; phosphate d'hydrogène
No CAS	7664-38-2
No ECHA	100.028.758
No CE	231-633-2
PubChem	1004
No E	E338
FEMA	2900
SMILES
InChI
Apparence	Solide blanc ou liquide visqueux incolore (T>42 °C)
Propriétés chimiques
Formule	H3PO4
Masse molaire	97,995 2 ± 0,001 4 g/mol ; H 3,09 %, O 65,31 %, P 31,61 %,
pKa	à 25 °C : 2,148 ; 7,198 ; 12,319
Propriétés physiques
T° fusion	42,35 °C
T° ébullition	Se décompose au-dessous du point d'ébullition à 213 °C
Solubilité	Sol. dans l'alcool,; sol. dans 8 vol. d'un mélange éther:alcool à 3:1,; très sol. dans l'eau chaude,; 548 g sol. dans 100 cm3 d'eau froide
Masse volumique	1,834 g cm−3 à 18 °C
Pression de vapeur saturante	à 20 °C : 4 Pa
Viscosité dynamique	3,86 mPa s (solution à 40 %, 20 °C)
Précautions
SGH
	; DangerH314
SIMDUT
	; E,
NFPA 704
	0 3 0
Transport
	80
	1805
	80
	3453
Inhalation	Sensation de brûlure. Toux. Essoufflement. Mal de gorge.
Peau	Rougeur. Douleur. Brûlures cutanées. Ampoules.
Yeux	Douleur. Rougeur. Brûlures profondes graves.
Ingestion	Douleurs abdominales. Sensation de brûlure. Choc ou collapsus.
Composés apparentés
Autres composés	Acide hypophosphoreux, Acide phosphoreux, Acide pyrophosphorique
	Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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L’acide phosphorique (ou acide orthophosphorique) est un composé chimique de formule H₃PO₄. C'est un oxoacide trifonctionnel (triacide) important en chimie inorganique et fondamental en biochimie. Il s'agit d'un acide minéral obtenu par traitement de roches phosphatées ou par combustion du phosphore.

À température ambiante, l'acide phosphorique pur est un solide cristallin de densité 1,83 qui fond à 42,35 °C^[a]. Toutefois, il n'est pratiquement jamais produit ni utilisé sous cette forme. Sa forme la plus courante est une solution aqueuse contenant généralement 75% ou 85% H₃PO₄. Ces solutions sont inodores, incolores et ont l'aspect d'un liquide sirupeux.

L'acide phosphorique constitue la matière première de base pour la production de phosphates (ou sels phosphatés), principalement les engrais.

L'acide phosphorique et les phosphates sont souvent décrits selon leur teneur en pentoxyde de phosphore, P₂O₅. Il s'agit toutefois d'une notation historique, et les solutions aqueuses d'acide phosphorique ne contiennent pas de P₂O₅ tel-quel. Le facteur de conversion est [H₃PO₄] = [P₂O₅] x 196 / 142.

Chimie

Il s'agit d'un triacide minéral capable de céder trois protons en formant successivement trois bases conjuguées : l'ion dihydrogénophosphate H₂PO₄⁻, l'ion hydrogénophosphate HPO₄²⁻ et l'ion phosphate PO₄³⁻, avec les constantes d'équilibres suivantes (à 25 °C)^[1] :

H₃PO_{4 (s)} + H₂O_(l) $\rightleftharpoons$ H₂PO₄⁻_(aq) + H₃O⁺_(aq)	$K$ _a1 = 7,13 × 10⁻³	p $K$ _a1 = 2,16 ;
H₂PO₄⁻_(aq) + H₂O_(l) $\rightleftharpoons$ HPO₄²⁻_(aq) + H₃O⁺_(aq)	$K$ _a2 = 6,38 × 10⁻⁸	p $K$ _a2 = 7,21 ;
HPO₄²⁻_(aq) + H₂O_(l) $\rightleftharpoons$ PO₄³⁻_(aq) + H₃O⁺_(aq)	$K$ _a3 = 3,79 × 10⁻¹³	p $K$ _a3 = 12,32.

Biologie

Les dimères et trimères de l'acide phosphorique interviennent dans de nombreux domaines en biologie comme les transporteurs d'énergie ADP/ATP, l'ADN et dans les os.

Production industrielle

L'acide phosphorique est généralement obtenu par l'attaque dans un réacteur de l'apatite (principal minerai de phosphate) par de l'acide sulfurique H₂SO₄. L'apatite est souvent un mélange de :

chlorapatite Ca₅(PO₄)₃Cl ;
fluorapatite Ca₅(PO₄)₃F ;
hydroxyapatite Ca₅(PO₄)₃(OH).

et aussi les carbonate-apatites où un groupe CO₃OH ou CO₃F remplace un tétraèdre PO₄.

Les réactions sont :

Ca₅(PO₄)₃Cl + 5 H₂SO₄ + 10 H₂O → 3 H₃PO₄ + 5 (CaSO₄,2H₂O) + HCl ;

Ca₅(PO₄)₃F + 5 H₂SO₄ + 10 H₂O → 3 H₃PO₄ + 5 (CaSO₄,2H₂O) + HF ;

Ca₅(PO₄)₃OH + 5 H₂SO₄ + 9 H₂O → 3 H₃PO₄ + 5 (CaSO₄,2H₂O).

Les carbonates donnent du dioxyde de carbone et de l'eau au lieu d'une partie de l'acide phosphorique.

Après un certain temps de séjour dans le réacteur (variable selon le type de réacteur utilisé et le minerai traité), il est procédé à une opération de filtration de la bouillie résultante (le liquide et le solide) afin de séparer l'acide phosphorique ainsi fabriqué des cristaux de sulfate de calcium dihydraté (CaSO₄,2H₂O) ou semi-hydraté (CaSO₄,1/2H₂O) appelé phosphogypse.

On peut également le préparer par calcination à haute température de l'apatite avec de la silice et du carbone (sable et charbon). La vapeur de phosphore produite est oxydée en pentoxyde de phosphore qui réagit avec de la vapeur d'eau.

Utilisations

Industriellement, l'acide phosphorique est employé avant tout dans la fabrication de sels de phosphate, principalement des engrais et des détergents. On l'emploie également dans une moindre mesure pour la fabrication de ciments dentaires, comme catalyseur ou pour le traitement de surface des métaux.

L'acide phosphorique est un additif alimentaire employé dans les boissons non alcoolisées comme régulateur de pH (E338) : principalement dans les sodas au cola (Coca-Cola, Pepsi Cola, Dr Pepper)^{[réf. souhaitée]}.

L'acide phosphorique est très utilisé en laboratoire, car il résiste à l'oxydation, à la réduction et à l'évaporation.

L'acide phosphorique est souvent utilisé en solution dans des produits utilisés en mécanique pour dérouiller les pièces métalliques. Il sert aussi à la phosphatation de pièces métalliques pour les protéger de l'oxydation à l'air libre.

L'acide phosphorique est aussi utilisé comme un électrolyte dans les piles à combustible PAFC.

Risques

L'acide phosphorique concentré est un liquide corrosif qui peut provoquer de graves brûlures de la peau et des yeux.

En tant qu'additif alimentaire, une consommation excessive d'acide phosphorique peut entraver le fonctionnement des reins et favoriser les calculs rénaux. Des chercheurs américains ont interrogé 465 personnes pour lesquelles une insuffisance rénale avait été récemment diagnostiquée et ils ont constaté à partir de la description de leur régime alimentaire qu'à partir de deux verres de Coca-Cola journalier, le risque d'insuffisance rénale est multiplié par deux. Il en est de même avec le Coca-Cola light alors qu'aucune association n'a été trouvée avec les autres sodas^[9].

Environnement

Via les crassiers de phosphogypse, la production de l'acide phosphorique à partir de certaines roches phosphatées contenant des éléments radioactifs peut parfois être source d'une importante accumulation de déchets faiblement radioactifs et de « Radioactivité naturelle technologiquement renforcée »^[10].

Commerce

La France, en 2014, est nette importatrice d'acide phosphorique, d'après les douanes françaises. Le prix moyen au kilogramme à l'import était de 0,9 €^[11].

Notes et références

Notes

↑ ^{a et b} Ce point de fusion est celui de l'acide phosphorique pur. Cependant, lorsque l'acide phosphorique est chauffé à une température proche de cette valeur, il se décompose partiellement suivant la réaction : 2 H₃PO₄ ⇌ H₂O + H₄P₂O₇. Le point d'ébullition du mélange diminue progressivement avec l'avancée de cette décomposition jusqu'à 34,6 °C à l'équilibre^[3].

Références

↑ ^{a et b} David R. Chemical rubber publishing company, CRC Handbook of chemistry and physics: 2000-2001 a ready-reference book of chemical and physical data, CRC press, 2000 (ISBN 978-0-8493-0481-1)
↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
↑ (en) N. N. Greenwood, Chemistry of the elements, Oxford Boston, Butterworth-Heinemann, 1997 (ISBN 0-7506-3365-4, OCLC 37499934), p. 518.
↑ ^{a b c et d} « Phosphoric Acid », sur Hazardous Substances Data Bank (consulté le 27 novembre 2009).
↑ ^{a et b} ACIDE PHOSPHORIQUE, Fiches internationales de sécurité chimique
↑ Numéro index 015-011-00-6 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
↑ « Acide phosphorique » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 23 avril 2009
↑ « acide orthophosphorique », sur ESIS, consulté le 3 mars 2010
↑ (en) Saldana T.M., Basso O., Darden R. et Sandler D.P., « Carbonated beverages and chronic kidney disease », sur ncbi.nlm.nih.gov, 18 juillet 2007 (consulté le 16 avril 2009).
↑ Association Robin des bois (2005)Radioactivité naturelle technologiquement renforcée), décembre 2005.
↑ « Indicateur des échanges import/export », sur Direction générale des douanes. Indiquer NC8=28092000 (consulté le 7 août 2015)

Annexes

Articles connexes

Liens externes

« Acide phosphorique - Fiche toxicologique n^o 37 », INRS, novembre 2020
(en) « Phosphoric acid » NIOSH, 30 octobre 2019

[ngb-4] {a et b} Ce point de fusion est celui de l'acide phosphorique pur. Cependant, lorsque l'acide phosphorique est chauffé à une température proche de cette valeur, il se décompose partiellement suivant la réaction : 2 H₃PO₄ ⇌ H₂O + H₄P₂O₇. Le point d'ébullition du mélange diminue progressivement avec l'avancée de cette décomposition jusqu'à 34,6 °C à l'équilibre^[3].

[CRC_Handbook_of_chemistry_and_physics:_2000-2001_a_ready-reference_book_of_chemical_and_physical_data-1] {a et b} David R. Chemical rubber publishing company, CRC Handbook of chemistry and physics: 2000-2001 a ready-reference book of chemical and physical data, CRC press, 2000 (ISBN 978-0-8493-0481-1)

[2] Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.

[gb-3] (en) N. N. Greenwood, Chemistry of the elements, Oxford Boston, Butterworth-Heinemann, 1997 (ISBN 0-7506-3365-4, OCLC 37499934), p. 518.

[hsdb-5] {a b c et d} « Phosphoric Acid », sur Hazardous Substances Data Bank (consulté le 27 novembre 2009).

[ICSC-6] {a et b} ACIDE PHOSPHORIQUE, Fiches internationales de sécurité chimique

[SGH-7] Numéro index 015-011-00-6 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)

[8] « Acide phosphorique » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 23 avril 2009

[ESIS-9] « acide orthophosphorique », sur ESIS, consulté le 3 mars 2010

[10] (en) Saldana T.M., Basso O., Darden R. et Sandler D.P., « Carbonated beverages and chronic kidney disease », sur ncbi.nlm.nih.gov, 18 juillet 2007 (consulté le 16 avril 2009).

[11] Association Robin des bois (2005)Radioactivité naturelle technologiquement renforcée), décembre 2005.

[12] « Indicateur des échanges import/export », sur Direction générale des douanes. Indiquer NC8=28092000 (consulté le 7 août 2015)

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