Ácidos Polipróticos

Los ácidos polipróticos son capaces de donar más de un protón por molécula de ácido, en contraste a los ácidos monopróticos que sólo donan un protón por molécula.

Los tipos específicos de ácidos polipróticos tienen nombres más específicos, como ácido diprótico (dos protones potenciales para donar) y ácido triprótico (tres protones potenciales para donar).

Un ácido diprótico (simbolizado aquí como H2A) puede sufrir una o dos disociaciones, dependiendo del pH. Cada disociación tiene su propia constante de disociación, Ka1 y Ka2.

Ácidos dipróticos tienen 2 Hidrógenos ácidos:

H2A(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + HA−(ac) Ka1

HA−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A2−(ac) Ka2

H2CO3 H + + HCO3-

HCO3- H+ + CO3 2-

Estos ácidos a medida que se van neutralizando forman primero sales ácidas hasta que se reemplazan completamente los hidrógenos por el metal.La primera constante de disociación es mayor que la segunda; esto es: Ka1 > Ka2. Por ejemplo, el ácido sulfúrico (H2SO4) puede donar un protón para formar el anión bisulfato (HSO—4), para lo que Ka1 es muy grande; luego puede donar un segundo protón para formar el anión sulfato (SO2—4), donde Ka2 es comparativamente pequeño, indicando una fuerza intermedia. El valor grande de Ka1 para la primera disociación significa que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte. De modo similar, el inestable y débil ácido carbónico (H2CO3) puede perder un protón para formar el anión bicarbonato (HCO—3) y perder un segundo protón para formar el anión carbonato (CO2-3). Ambos valores de Ka son pequeños, pero Ka1 > Ka2.

Un ácido triprótico (H3A) puede sufrir una, dos, o tres disociaciones, y tiene tres constantes de disociación, donde Ka1 > Ka2 > Ka3.

H3A(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + H2A−(ac) Ka1

H2A−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + HA2−(ac) Ka2

HA2−(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + A3−(ac) Ka3

Un ejemplo inorgánico de un ácido triprótico es el ácido ortofosfórico (H3PO4), generalmente llamado simplemente ácido fosfórico. Los tres protones pueden ser perdidos consecutivamente, produciendo H2PO—4, luego HPO2-4, y finalmente PO3-4, el anión ortofosfato, simplemente llamado fosfato. Un ejemplo orgánico de ácido triprótico es el ácido cítrico, que puede perder consecutivamente tres protones para formar finalmente el anión citrato. Aunque las posiciones de los protones en la molécula original pueden ser equivalentes, los valores de Ka difieren puesto que es energéticamente menos favorable perder un protón si la base conjugada está cargada negativamente.

Los ácidos polipróticos (o ácidos polibásicos) son ácidos que tienen más de un hidrógeno ionizable. Estos ácidos disocian en más de una etapa y cada etapa presenta su propia constante de equilibrio.

Los ácidos polipróticos no ceden de una vez y con la misma facilidad todos los protones, sino que hacen de forma escalonada, y cada vez con mayor dificultad. Las correspondientes constantes de disociación, disminuyen mucho (aproximadamente un factor de 10-5) para cada una de las sucesivas ionizaciones.

La constante de ionización es diferente para cada paso de disociación. Cada protón sucesivo se libera con mayor dificultad que el anterior, ya que queda más fuertemente atraído por el anión formado. Por ejemplo, para el ácido carbónico:

Los cálculos de equilibrio para ácidos polipróticos son complejos porque las concentraciones de las distintas especies presentes están determinadas por los equilibrios sucesivos. La resolución requiere hacer aproximaciones. En primer término se considera la concentración de los iones formados en la primera ionización. El primer paso es siempre el más importante, ya que K1 > K2 > K3 >… Dentro de este nivel de aproximación, se supone que los pasos restantes no producen cambios importantes sobre las concentraciones calculadas. Ello permite usar los valores de estas últimas en las expresiones de las constantes de equilibrio sucesivas y así obtener las concentraciones de las especies restantes.

Este nivel de aproximación es posible cuando las constantes de equilibrio de los pasos sucesivos difieren considerablemente. En todo caso siempre es conveniente verificar que las aproximaciones usadas son válidas. Graficando la concentración de todas las especies en función del pH se consigue establecer cuáles son importantes a medida que el pH varía.

Bibliografía:

http://gemini.udistrital.edu.co/comunidad/grupos/fluoreciencia/capitulos_fluoreciencia/qamb_cap10.pdf

https://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r44779.PDF http://www.utim.edu.mx/~navarrof/Docencia/QuimicaAnalitica/Equilibrio/EqAB.htm