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Acido triprotico

Definizione di acido triprotico

Gli acidi triprotici sono quegli acidi che in soluzione acquosa possono fornire tre protoni per molecola.

Gli acidi triprotici in uso nei laboratori di chimica sono relativamente pochi; molto più frequenti sono gli acidi monoprotici e gli acidi diprotici.

Esempio di acido triprotico

Il più comune acido triprotico è l'acido fosforico H3PO4.

Ionizzazione di acidi triprotici

Ogni molecola di un acido triprotico dona tre protoni in tre passaggi successivi.

Nel caso dell'acido arsenico si hanno le seguenti reazioni di ionizzazione:

H3AsO4(aq) + H2O <==> H2AsO4-(aq) + H3O+(aq)

H2AsO4-(aq) + H2O <==> HAsO42-(aq) + H3O+(aq)

HAsO42-(aq) + H2O <==> AsO43-(aq) + H3O+(aq)

In ciascuna equazione chimica si è usata la doppia freccia di reazione (<==>) ad indicare reazioni di ionizzazione all'equilibrio.

Infatti, ciascuna specie (H3PO4, H2PO4-, HPO42-) considerata si comporta da acido debole.

Possiamo notare inoltre che la specie H2AsO4-, che si comporta da acido nel secondo equilibrio, si comporta da base nel primo.

Ciò significa che l'acido H2AsO4- è più debole di H3AsO4 (di cui è la base coniugata), ma più forte di HAsO4- (di cui è l'acido coniugato).

Relativamente alle tre reazioni di ionizzazione precedenti, possiamo scrivere le seguenti tre costanti di dissociazione:

ka1 h3as04

ka2 h3as04

ka3 h3aso4

I valori delle tre costanti di dissociazione mostrano che la forza acida diminuisce rapidamente passando da H3AsO4 ad H2AsO4- ad HAsO42-.

Questo andamento è generale per gli acidi triprotici ed è anche facilmente spiegabile.

E' infatti più difficile strappare uno ione H+ da un anione con una carica negativa come H2AsO4- che da una molecola neutra come H3AsO4.

Pertanto: Ka1 > Ka2.

In modo del tutto simile possiamo affermare che è più difficile strappare uno ione H+ da un anione con due cariche negative come HAsO42- che da H2AsO4-, anione con una sola carica negativa. Pertanto: Ka2 > Ka3.

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