Acidi diprotici

Gli acidi diprotici sono acidi che possono liberare in acqua due ioni H₃O⁺.

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 è 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.

Equilibrio di dissociazione

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 K_a1

HA^– + H₂O ⇄  H₃O⁺ + A^2- regolato dalla costante di equilibrio K_a2

Il valore della prima costante di dissociazione è maggiore rispetto a quello della seconda. Infatti 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 A^2- in diversa quantità.

Tra gli acidi diprotici solo l’acido solforico ha un elevato valore di K_a1 e pertanto è considerato totalmente dissociato nella prima dissociazione:

H₂SO₄ + H₂O → H₃O⁺ + HSO₄^–

Peraltro anche il valore di K_a2 è relativamente alto essendo dell’ordine di 10^-2 al punto che, a titolo esemplificativo, in alcuni esercizi è indicato di considerarlo completamente dissociato.

Esempi

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.