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Acidi triprotici

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 K_a1 la cui espressione è:

K_a1 = [H₂A^– ][H₃O⁺]/[H₃A]

L’equilibrio relativo alla seconda dissociazione è:

H₂A^– + H₂O ⇄ HA^2- + H₃O⁺

Esso è regolato da una K_a2 la cui espressione è:

K_a2 = [HA^2- ][H₃O⁺]/[H₂A^–]

L’equilibrio relativo alla terza dissociazione è:

HA^2- + H₂O ⇄ A^3- + H₃O⁺

Esso è regolato da una K_a3 la cui espressione è:

K_a3 = [A^3- ][H₃O⁺]/[HA^2-]

 

Calcolo delle specie presenti

Poiché K_a1 > K_a2 > K_a3 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 pK_a

Ad esempio l’acido fosforico ha tre costanti e i valori dei pK_a sono rispettivamente: pK_a1= 2.12, pK_a2 = 7.21 e pK_a3= 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 pK_a2 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 [HPO₄^2-]/[H₂PO₄^–]

Si ha quindi:

0 = log [HPO₄^2-]/[H₂PO₄^–]

Da cui 10⁰ = 1 = [HPO₄^2-]/[H₂PO₄^–]

Ciò implica che [HPO₄^2-]=[H₂PO₄^–]