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Acidi triprotici

  |   Chimica, Chimica Generale, Stechiometria

Si definiscono acidi triprotici quelle specie che hanno tre protoni acidi che si dissociano in tre equilibri successivi ciascuno regolato da una costante di equilibrio.

Spesso sono indicati come acidi poliprotici ovvero acidi che possono perdere più di un protone acido. Rientrano in questa categoria sia gli acidi diprotici che gli acidi triprotici.

Gli acidi triprotici mostrano tre punti equivalenti nel corso di una titolazione. Inoltre le costanti di equilibrio relative alle tre dissociazioni sono via via sempre più piccole. Ciò indica che i protoni diventano sempre meno acidi man mano che sono persi.

Esempi di acidi triprotici sono l’acido fosforico, l’acido fosforoso, l’acido arsenico e l’acido citrico.

Equilibri di dissociazione

Indicando con H3A un generico acido triprotico si verificano i seguenti equilibri:
H3A + H2O ⇄ H2A + H3O+

Questo equilibrio è regolato da una costante denominata Ka1 la cui espressione è:

Ka1 = [H2A ][H3O+]/[H3A]

L’equilibrio relativo alla seconda dissociazione è:

H2A + H2O ⇄ HA2- + H3O+

Esso è regolato da una Ka2 la cui espressione è:

Ka2 = [HA2- ][H3O+]/[H2A]

L’equilibrio relativo alla terza dissociazione è:

HA2- + H2O ⇄ A3- + H3O+

Esso è regolato da una Ka3 la cui espressione è:

Ka3 = [A3- ][H3O+]/[HA2-]

 

Calcolo delle specie presenti

Poiché Ka1 > Ka2 > Ka3 si verifica che tutto l’H3O+ è prodotto nel primo stadio della dissociazione. Pertanto, per il calcolo del pH si può considerare come se l’acido fosse monoprotico.

Sebbene la tendenza a perdere ogni protone acido diminuisca man mano che si perdono quelli successivi, tutte le possibili specie ioniche esistono in soluzione. Per calcolare la loro concentrazione, si devono usare equazioni che si basano sulle costanti di equilibrio. Si rimanda all’articolo pubblicato per i calcoli relativi.

equazioni che si basano sulle costanti di equilibrio

Si possono tuttavia calcolare le specie predominanti noto il pH e il pKa

Ad esempio l’acido fosforico ha tre costanti e i valori dei pKa sono rispettivamente: pKa1= 2.12, pKa2 = 7.21 e pKa3= 12.7

Ad un pH pari al pK a per una particolare dissociazione, le due forme delle specie che si dissociano sono presenti in uguali concentrazioni.

Prendiamo ad esempio la seconda dissociazione dell’acido fosforico, che ha un pKa2 di 7.2. Se il pH della soluzione è pari a 7.21 per l’equazione di Henderson-Hasselbalch si ha:

7.21 = 7.21 + log [HPO42-]/[H2PO4]

Si ha quindi:

0 = log [HPO42-]/[H2PO4]

Da cui 100 = 1 = [HPO42-]/[H2PO4]

Ciò implica che [HPO42-]=[H2PO4]

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