Acidi diprotici

Secondo Arrhenius un acido è una sostanza capace di liberare ioni H3O+ in soluzione. A temperatura ambiente e a pressione atmosferica HCl che viene denominato cloruro di idrogeno è un gas ma quando  è presente in soluzione esso si comporta da acido reagendo con l’acqua secondo la reazione:

HCl + H2O → H3O+ + Cl

e in tal caso viene denominato acido cloridrico.

Molti  acidi sono in grado di liberare un solo ione H3O+ e vengono detti monoprotici come, ad esempio, l’acido nitrico, l’acido perclorico e l’acido nitroso.

Vi sono, tuttavia, acidi  detti diprotici ovvero acidi che possono liberare in acqua due ioni H3O+.

Un acido diprotico può essere indicato come H2A ed è soggetto a due equilibri di dissociazione:

H2A + H2O ⇄  H3O+ + HA regolato dalla costante di equilbrio Ka1

HA + H2O ⇄  H3O+ + A2- regolato dalla costante di equilibrio Ka2

Il valore della prima costante di dissociazione è maggiore rispetto a quello della seconda in quanto il primo protone che si dissocia è più acido rispetto al secondo.

A prescindere dal valore delle due costanti all’equilibrio in soluzione saranno sempre presenti sia HA che A2- in diversa quantità.

Tra gli acidi diprotici solo l’acido solforico ha un elevato valore di Ka1 e pertanto viene considerato totalmente dissociato nella prima dissociazione:

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4

Peraltro anche il valore di Ka2 è relativamente alto essendo dell’ordine di 10-2 al punto che, a titolo esemplificativo, in alcuni esercizi viene indicato di considerarlo completamente dissociato.

Gli acidi diprotici più comuni sono l’acido solforoso H2SO3, l’acido carbonico H2CO3, l’acido solfidrico H2S, l’acido cromico H2CrO4, l’acido selenico H2SeO4.

Vi sono inoltre acidi diprotici anche nell’ambito dei composti organici tra cui l’acido ascorbico, l’acido tartarico, l’acido ossalico, l’acido malonico, l’acido succinico e tutti gli acidi bicarbossilici.

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Author: Chimicamo

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