Calcolo delle concentrazioni di equilibrio degli acidi poliprotici
Gli acidi poliprotici hanno equilibri complessi dovuti alla presenza di più specie in soluzione.
Obiettivi formativi
Risolvere i problemi di equilibrio utilizzando le approssimazioni appropriate per acidi poliprotici deboli e forti.,
Punti chiave
Punti chiave
- Gli acidi poliprotici contengono più protoni acidi che possono dissociarsi sequenzialmente dal composto con costanti di dissociazione acida uniche per ciascun protone.
- A causa della varietà di possibili specie ioniche in soluzione per ciascun acido, calcolare con precisione le concentrazioni di specie diverse all’equilibrio può essere molto complicato.
- Alcune semplificazioni possono facilitare i calcoli; queste semplificazioni variano con l’acido specifico e le condizioni della soluzione.,
Termini Chiave
- ionico specie: specie chimiche con una carica residua; in equilibri acido-base, il costo derivante dalla perdita o aggiunta di elettroni da composti chimici
- equilibrio: lo stato di una reazione in cui i tassi di avanti e indietro reazioni sono le stesse
- polyprotic acidi: un acido con più acida protoni
Polyprotic acidi possono perdere più di un protone. La dissociazione del primo protone può essere indicata come Ka1 e le costanti per le successive dissociazioni dei protoni come Ka2,ecc., Gli acidi poliprotici comuni includono acido solforico (H2SO4) e acido fosforico (H3PO4).
Quando si determinano le concentrazioni di equilibrio per diversi ioni prodotti dagli acidi poliprotici, le equazioni possono diventare complesse per tenere conto dei vari componenti., Per un diprotic acido, per esempio, siamo in grado di calcolare la frazione di dissociazione (alfa) della specie HA– utilizzando la seguente equazione complessa:
l’Equazione per trovare il frazionario di dissociazione di HA-: Il sopra può essere utilizzata la concentrazione se il pH è noto, così come le due costanti di dissociazione acida per ogni dissociazione passo; spesso, i calcoli possono essere semplificate per polyprotic acidi, tuttavia.
Possiamo semplificare il problema, a seconda dell’acido poliprotico., I seguenti esempi indicano la matematica e le semplificazioni per alcuni acidi poliprotici in condizioni specifiche.
Diprotic Acidi Con una Forte Dissociazione Passo
Come siamo già a conoscenza, acido solforico primo protone è fortemente acida e si dissocia completamente in soluzione:
H2SO4 → H+ + HSO4–
Tuttavia, la seconda dissociazione passo è solo debolmente acida:
\text{HSO}_4^- \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{COSÌ}_4^{2-} Ka2 = 1.20×10-2 pKa2 = 1.,92
Poiché la prima dissociazione è così forte, possiamo supporre che non ci sia H2SO4 misurabile nella soluzione, e gli unici calcoli di equilibrio che devono essere eseguiti riguardano solo il secondo passaggio di dissociazione.
Determinare la Specie Predominante Dal pH e pKa
l’acido Fosforico, H3PO4, ha tre passi dissociazione:
\text{H}_3\text{PO}_4 \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{H}_2\text{PO}_4^- pKa1 = 2.12
\text{H}_2\text{PO}_4^- \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{HPO}_4^{2-} pKa2 = 7.,21
\text{HPO}_4^{2-} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{PO}_4^{3-} pKa3 = 12.67
Ad un pH uguale al pKa per una particolare dissociazione, le due forme delle specie dissociatrici sono presenti in concentrazioni uguali, a causa della seguente osservazione matematica. Prendiamo ad esempio la seconda fase di dissociazione dell’acido fosforico, che ha un pKa2 di 7.21:
\text{pk}_{\text{a}2}=-\text{log}\left(\frac{}{}\right)=7.21
\text{pH}=-\text{log}=7.,21
per la proprietà dei logaritmi, si ottiene la seguente:
\text{pH}-\text{pK}_{\text{a}2}=-\text{log}\left(\frac{}{}\right)=0
\frac{}{}=1
Così, quando pH = pKa2, abbiamo il rapporto / = 1.00; in un vicino soluzione indipendente, H2PO4– e HPO42 – sono presenti in concentrazioni pari. Molto poco H3PO4 non dissociato o PO43-dissociato sarà trovato, come è determinato attraverso equazioni simili con il loro dato Ka.
Le uniche specie di fosfato che dobbiamo considerare vicino a pH = 7 sono H2PO4– e HPO42-., Allo stesso modo, in soluzioni fortemente acide vicino a pH = 3, le uniche specie che dobbiamo considerare sono H3PO4 e H2PO4–. Finché i valori pKa delle dissociazioni successive sono separati da tre o quattro unità (come sono quasi sempre), le questioni sono semplificate. Basta considerare l’equilibrio tra le due specie acido/base predominanti, determinato dal pH della soluzione.
Acido fosforico: la struttura chimica dell’acido fosforico indica che ha tre protoni acidi.,
Diprotic Acidi Molto Deboli Seconda Dissociazione Passo
Quando un debole diprotic acido, come l’acido carbonico, H2CO3, si dissocia, la maggior parte dei protoni presenti provengono dalla prima dissociazione passo:
\text{H}_2\text{CO}_3 \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{HCO}_3^- pKa1 = 6.37
Dal momento che la seconda costante di dissociazione è più piccolo di quattro ordini di grandezza (pKa2 = 10.25 è più grande di quattro unità), il contributo di ioni di idrogeno dalla seconda dissociazione sarà solo un decimillesimo di grandi dimensioni., Di conseguenza, la seconda dissociazione ha un effetto trascurabile sulla concentrazione totale di H+ in soluzione e può essere ignorata.