Kaliumphosphat

Kristallstruktur
_ K+ 0 _ P5+0 _ O2−
Kristallsystem	orthorhombisch
Raumgruppe	Pnma (Nr. 62)Vorlage:Raumgruppe/62
Gitterparameter	a = 1,123772 nm, b = 0,810461 nm und c = 0,592271 nm[1]
Allgemeines
Name	Kaliumphosphat
Andere Namen	Trikaliumphosphat E 340[2]
Verhältnisformel	K3PO4
Kurzbeschreibung	weißes, zerfließliches, körniges Pulver[3]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7778-53-2 (wasserfrei) 27176-10-9 (Monohydrat) 22763-03-7 (Trihydrat) ECHA-InfoCard 100.029.006 PubChem 62657 Wikidata Q423852
Eigenschaften
Molare Masse	212,28 g·mol−1
Aggregatzustand	fest[3]
Dichte	2,56 g·cm−3[4]
Schmelzpunkt	1340 °C[4]
Löslichkeit	leicht in Wasser (508 g·l−1 bei 25 °C)[5]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[5] Gefahr H- und P-Sätze H: 318​‐​335 P: 261​‐​271​‐​280​‐​304+340+312​‐​305+351+338​‐​403+233[5]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Kaliumphosphat ist ein Kaliumsalz der Phosphorsäure. Es wird hauptsächlich in Waschmitteln verwendet.

${\displaystyle {\ce {3K+ + PO4^{3-}-> K3PO4}}}$

Kaliumphosphat entsteht auch bei dem Erhitzen von Thomasschlacke mit Kohle und Kaliumsulfat.^[3]

Kaliumphosphat löst sich in Wasser unter alkalischer Reaktion.^[3] Das Anhydrat kristallisiert in der orthorhombischen Raumgruppe Pnma (Raumgruppen-Nr. 62)Vorlage:Raumgruppe/62 mit den Gitterkonstanten a = 1,123772 nm, b = 0,810461 nm und c = 0,592271 nm mit je vier Formeleinheiten in einer Elementarzelle.^[1] Von diesem existiert auch eine Hochtemperaturmodifikation mit kubischer Struktur mit a = 0,811 nm.^[6]

${\displaystyle {\ce {3KOH + H3PO4 -> K3PO4 + 3H2O}}}$

Es ist nicht möglich, durch Auskristallisieren aus wässriger Lösung wasserfreies Kaliumphosphat zu gewinnen, jedoch erhält man durch Einleiten von Ammoniak in die Lösung das reine Octahydrat.^[7]

Phosphate werden als Zusatz in Waschmitteln verwendet. Sie sind in der Lage, durch Komplexbildung mit mehrwertigen Metallionen (Mg²⁺ etc.) die Wasserhärte herabzusetzen. Ihr Einsatz ist heute in einigen Ländern (unter anderem in der Schweiz) verboten. Phosphate werden auch als mineralischer Dünger eingesetzt.

In der Lebensmitteltechnik findet es als Säureregulator und als Schmelzsalz Verwendung. Es ist zusammen mit dem primären (KH₂PO₄) und sekundären Kaliumphosphat (K₂HPO₄) in der EU als Lebensmittelzusatzstoff unter der gemeinsamen Nummer E 340 („Kaliumphosphate“) 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).

Die Folge des Einsatzes in Waschmitteln ist ein größeres Nährstoffangebot in Gewässern. Daraus resultiert ein verstärktes Algenwachstum, was zum Umkippen eines Gewässers führen kann.

1. ↑ ^{a b} V. I. Voronin et al.: Crystal Structure of the Low-Temperature Form of K₃PO₄. In: Inorganic Materials. Band 42, Nr. 8, August 2006, S. 908–913, doi:10.1134/S0020168506080206. 
2. ↑ Eintrag zu E 340: Potassium phosphates in der Europäischen Datenbank für Lebensmittelzusatzstoffe, abgerufen am 29. Dezember 2020.
3. ↑ ^{a b c d} Eintrag zu Kaliumphosphate. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 15. Juli 2014.
4. ↑ ^{a b} Datenblatt Kaliumphosphat bei Alfa Aesar, abgerufen am 14. März 2010 (Seite nicht mehr abrufbar).
5. ↑ ^{a b c} Eintrag zu Kaliumphosphat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Januar 2022. (JavaScript erforderlich)
6. ↑ R. Hoppe, H. M. Seyfert: Zur Kenntnis wasserfreier Orthophosphate derhöheren Alkalimetalle: K₃PO₄ Rb₃PO₄, Cs₃PO₄. In: Zeitschrift für Naturforschung B. Band 28, Nr. 7–8, August 1973, S. 507–508, doi:10.1515/znb-1973-7-828. 
7. ↑ G. Brauer (Hrsg.): Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd edition, volume 1, Academic Press 1963, Seite 545.