Acidi poliprotici.

• Come abbiamo gia' visto, molti acidi possono cedere piu' di un protone (ad esempio $H_2S$, $H_2CO_3$, ${H_3PO_4}$, ${H_2SO_4}$).
• Ad ogni protone ceduto, corrisponde un equilibrio di ionizzazione, caratterizzato da una costante di equilibrio:
  $$\begin{eqnarray*} {H_3PO_4}+{H_2O}&\stackrel{K_{A1}}{=}&H_2PO_4^{-}+{H_3O^{+}}\\... ... HPO_4^{2-}+{H_2O}&\stackrel{K_{A3}}{=}&PO_4^{3-}+{H_3O^{+}}\\ \end{eqnarray*}$$
  
  

• Per un acido poliprotico, le costanti di equilibrio di ionizzazioni successive sono sempre piu' piccole. Ad esempio, per $H_3PO_4$ si ha:
  
  $$\begin{array}{ll} K_{A1}&7.5\TimesTenTo{-3}\\ K_{A2}&6.2\TimesTenTo{-8}\\ K_{A3}&4.2\TimesTenTo{-13}\\ \end{array}$$
  
  

• Il motivo di quanto sopra e' facilmente spiegabile con semplici argomenti di tipo elettrostatico: l'allontanamento di un protone (carico positivamente) da una certa specie chimica sara' tanto piu' difficile quanto maggiore e' la carica negativa della specie chimica.
• Il calcolo rigoroso del $pH$ in una soluzione acquosa di un acido poliprotico e' complicato dal fatto che la concentrazione di ioni idronio in soluzione e' dovuta a tutti i possibili stadi di ionizzazione dell'acido.
• Tuttavia, molto spesso, le costanti di ionizzazione successive alla prima sono molto piu' piccole e cio' fa si' che il calcolo del $pH$ possa essere basato, almeno in prima approssimazione, solo sul primo stadio di ionizzazione.