Acidi Triprotici: Caratteristiche e Equilibri
Gli acidi triprotici sono specie chimiche che presentano tre protoni acidi che si dissociano in tre fasi successive, ciascuna regolata da una specifica costante di equilibrio. Questi acidi, comunemente conosciuti come acidi poliprotici, includono sia acidi diprotici che acidi triprotici come l’acido fosforico, l’acido fosforoso, l’acido arsenico e l’acido citrico.
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Equilibri di Dissociazione degli Acidi Triprotici
Nel caso di un acido triprotico generico H₃A, si verificano i seguenti equilibri durante la dissociazione:
– H₃A + H₂O ⇄ H₂A⁻ + H₃O⁺ (Kₐ1)
– H₂A⁻ + H₂O ⇄ HA²⁻ + H₃O⁺ (Kₐ2)
– HA²⁻ + H₂O ⇄ A³⁻ + H₃O⁺ (Kₐ3)
Le costanti di equilibrio Kₐ1, Kₐ2 e Kₐ3 regolano rispettivamente questi processi di dissociazione.
Calcolo delle Specie Presenti
Poiché Kₐ1 > Kₐ2 > Kₐ3, la totalità degli ioni H₃O⁺ è prodotta nella prima fase di dissociazione, permettendo di trattare l’acido in modo simile a un acido monoprotico per calcolare il pH della soluzione.
Sebbene la tendenza alla perdita di ogni protone acido diminuisca con i protoni successivi, tutte le possibili specie ioniche sono presenti in soluzione e per determinarne le concentrazioni è necessario utilizzare le equazioni basate sulle costanti di equilibrio.
Esempio di Calcolo con l’Acido Fosforico
L’acido fosforico, ad esempio, presenta tre costanti di equilibrio con valori di pKₐ pari a 2.12, 7.21 e 12.7. Ad un pH uguale al pKₐ per una specifica dissociazione, le due forme delle specie ioniche sono presenti in concentrazioni uguali.
Consideriamo la seconda dissociazione dell’acido fosforico con un pKₐ2 di 7.21. Se il pH della soluzione è pari a 7.21, per l’equazione di Henderson-Hasselbalch otteniamo un rapporto di concentrazione di 1 tra le due forme molecolari.
Questi calcoli consentono di determinare le specie ioniche predominanti in soluzione in base al pH e ai valori delle costanti di equilibrio.
