Acidi diprotici

Gli acidi diprotici sono quegli acidi che nella loro molecola contengono 2 idrogeni acidi, potenzialmente dissociabili.

Si ricordi che per gli acidi ossigenati (o ossiacidi), gli idrogeni acidi sono quelli dei gruppi −OH.

Esempi comuni di acidi diprotici sono acido solfidrico (H₂S), acido solforoso (H₂SO₃), acido solforico (H₂SO₄), acido ortofosforoso (H₃PO₃) e acido carbonico (H₂CO₃).

La dissociazione completa di un acido diprotico porta in soluzione due moli di H₃O⁺ per ogni mole di acido.

Di solito però, l'unica dissociazione significativa è la prima.

Per alcuni acidi, la prima dissociazione è quantitativa (K_a1 molto grande). E' il caso ad esempio di H₂SO₄:

1° dissociazione $H_2SO_4 + H_2O \rightleftharpoons HSO_4^- + H_3O^+$ $K_{a1} = grandissima$

$\bg_white [H_3O^+] = C_a$

2° dissociazione $\bg_white HSO_4^- + H_2O \rightleftharpoons SO_4^{2-} + H_3O^+$ $\bg_white K_{a2} = 1,2 \cdot 10^{-2}$

$[H_3O^+] \cong \sqrt{K_{a2}\cdot C_a}$

Per altri acidi invece, anche la prima dissociazione è soltanto parziale. E' il caso ad esempio di H₂S:

1° dissociazione $\bg_white H_2S+ H_2O \rightleftharpoons HS^- + H_3O^+$ $\bg_white \bg_white \bg_white K_{a1} = 1,1 \cdot 10^{-7}$

$\bg_white [H_3O^+] \cong \sqrt{K_{a1}\cdot C_a}$

2° dissociazione $\bg_white \bg_white HS^- + H_2O \rightleftharpoons S^{2-} + H_3O^+$ $\bg_white \bg_white \bg_white \bg_white \bg_white K_{a2} = 1\cdot 10^{-14}$

$\bg_white \bg_white \bg_white [H_3O^+] \rightarrow trascurabile$

La seconda dissociazione di solito è quasi insignificante, o quantomeno lo è ai fini del calcolo del pH. Prendiamo nello specifico il caso di H₂S. La sua costante di prima dissociazione è davvero molto bassa. Infatti, H₂S è un'acido debole. HS^- è la sua base coniugata, ed essendo la base coniugata di un'acido debole e relativamente forte e la sua tendenza a donare il secondo protone acido è davvero scarsa.

Per maggiori delucidazioni circa il calcolo del pH vedi → calcolo del pH - soluzioni di acidi poliprotici