Acidi diprotici: esempi, equilibrio di dissociazione

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 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. 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 A2- in diversa quantità.

Tra gli acidi diprotici solo l’acido solforico ha un elevato valore di Ka1 e pertanto è 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 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.

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