Dinatriumhydrogenphosphat

Strukturformel
2 Natriumion Strukturformel von Hydrogenphosphat
Allgemeines
Name Dinatriumhydrogenphosphat
Andere Namen
  • Natriumhydrogenphosphat
  • di-Natriumphosphat
  • Dinatriumhydrogenorthophosphat
Summenformel Na2HPO4
CAS-Nummer 7558-79-4 (wasserfrei)
10028-24-7 (Dihydrat)
7782-85-6 (Heptahydrat)
10039-32-4 (Dodecahydrat)
PubChem 24203
Kurzbeschreibung

farblose, kristalline Substanz[1]

Eigenschaften
Molare Masse 141,96 g·mol−1 (wasserfrei)
178,01 g/mol (Dihydrat)
268,07 g·mol−1 (Heptahydrat)
358,14 g·mol−1 (Dodecahydrat)
Aggregatzustand

fest

Dichte

1,52 g·cm−3 (bei 20 °C)[2]

Schmelzpunkt

>250 °C (Zersetzung, wasserfrei)[1]
93 °C (Kristallwasserabspaltung, Dihydrat)[1]
48 °C (Kristallwasserabspaltung, Heptahydrat)[1]
35 °C (Kristallwasserabspaltung, Dodecahydrat)[1]

Löslichkeit

schlecht in Wasser (77 g·l−1 bei 20 °C)[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
keine GHS-Piktogramme
H- und P-Sätze H: keine H-Sätze
P: keine P-Sätze
LD50

17.000 mg·kg−1 (Ratte, oral)[2]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Dinatriumhydrogenphosphat ist ein Natrium-Salz der Phosphorsäure. Es wird auch als sekundäres Natriumphosphat bezeichnet.

Eigenschaften

Wasserfreies Dinatriumhydrogenphosphat ist eine farblose, kristalline, hygroskopische Verbindung. Neben der wasserfreien Verbindung sind auch drei Hydrate bekannt:[1]

  • Dihydrat (Na2HPO4 · 2 H2O)
  • Heptahydrat (Na2HPO4 · 7 H2O)
  • Dodecahydrat (Na2HPO4 · 12 H2O)

Ein Mol wasserfreies Dinatriumhydrogenphosphat nimmt aus der Luft 2 Mol Wasser auf und bindet es als Kristallwasser. Die höheren Hydrate hingegen verwittern an Luft zum Dihydrat.[3] Diese Stabilität des Dihydrats ist auch der Grund für seine Wahl als Puffersubstanz. Beim Erhitzen wird zunächst alles Kristallwasser abgegeben (Dodecahydrat bei 35 °C, Heptahydrat bei 48 °C und Dihydrat bei 92,5 °C)[1], anschließend (bei ca. 250 °C) aber auch – aus je zwei Molekülen – ein weiteres Wassermolekül, wodurch ein Pyrophosphat entsteht.[4]

$ \mathrm{2\ Na_2HPO_4 \ \xrightarrow {250^{o}C} \ Na_4P_2O_7 + H_2O \uparrow } $

Synthese

Im Labor kann Natriumhydrogenphosphat aus Natronlauge und Phosphorsäure hergestellt werden.

$ \mathrm{2 \ NaOH + H_3PO_4 \longrightarrow Na_2HPO_4 + 2 \ H_2O}. $

Verwendung

Dinatriumhydrogenphosphat findet in der Molekularbiologie und Biochemie zur Herstellung von Pufferlösungen Anwendung. Man kann durch Mischen von Dinatriumhydrogenphosphat- mit Natriumdihydrogenphosphat-Lösung einen Puffer mit bestimmten pH-Wert zwischen 5 und 8 herstellen. Weiterhin ist es Bestandteil von manchen Arzneimitteln als pH-Puffer.

In der Lebensmitteltechnik wird Dinatriumhydrogenphosphat als Komplexbildner, Säureregulator und Schmelzsalz eingesetzt. Es ist zusammen mit Natriumdihydrogenphosphat und Natriumphosphat in der EU als Lebensmittelzusatzstoff unter der gemeinsamen Nummer E 339 („Natriumphosphate“) für bestimmte Lebensmittel mit jeweils unterschiedlichen Höchstmengenbeschränkungen zugelassen. Nach der Zusatzstoff-Zulassungsverordnung sind dies – für die meisten zugelassenen Phosphate weitgehend einheitliche – einzelne Festlegungen für eine breite Palette mit zahlreichen unterschiedlichen Lebensmittelsorten. Die zugelassenen Höchstmengen variieren von 0,5 bis hin zu 50 Gramm pro Kilogramm (in Getränkeweißer für Automaten) oder auch dem Fehlen einer festen Beschränkung (quantum satis – nach Bedarf, bei Nahrungsergänzungsmitteln und teils bei Kaugummis). Phosphor steht im Verdacht Hyperaktivität, allergische Reaktionen und Osteoporose auszulösen. Es wurde eine erlaubte Tagesdosis von 70 Milligramm pro Kilogramm Körpergewicht für die Gesamtmenge aufgenommener Phosphorsäure und Phosphate festgelegt.

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 1,7 1,8 Eintrag zu CAS-Nr. 7558-79-4 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Januar 2008 (JavaScript erforderlich).
  2. 2,0 2,1 Datenblatt Dinatriumhydrogenphosphat bei Carl Roth, abgerufen am 14. Dezember 2010.
  3. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie 1995, 101. Auflage, de Gruyter. ISBN 3-11-012641-9, S. 774.
  4. Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9, S. 337–338.

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