Costante di dissociazione acida

Il pH di una soluzione

Il pH è una misura della forza acida di una soluzione. Per capire meglio, si può considerare come una quantità scalare della concentrazione di ioni H⁺ in una soluzione.

$pH=-{\log }_{10}\left(\left[H^{+}\right]\right)$ $=-{\log }_{10}\left[{\mathrm{H}}^{+}\right]$

Il pH di una soluzione può variare da 0 a 14. Le soluzioni con pH inferiore a 7 sono acide, mentre quelle con pH superiore a 7 sono basiche. Il caratteristico sapore aspro del limone è dovuto alla presenza di acido citrico, che gli conferisce un pH di ≈ 2. Il caffè nero che si beve al mattino ha un pH di ≈ 5. La saliva ha un pH di ≈ 6,6. Parlando invece di sostanze basiche, il bicarbonato di sodio che avete in cucina ha un pH di 9,5. I detergenti liquidi hanno un pH di ≈ 14 (molto forte, per questo li usiamo con cautela; possono ferire la pelle).

Costante di dissociazione acida di HCl

Un esempio comune di acido forte è l'acido cloridrico (HCl). Per l'HCl, la reazione di ionizzazione si scrive così:

$\mathrm{HCl}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+{\mathrm{Cl}}^{-}$

La costante di equilibrio per la reazione di cui sopra si calcola come:

$K_a=\frac{\left[H_3{O}^{+}\right]\left[C{l}^{-}\right]}{\left[HCl\right]\left[H_{2}O\right]}$

Gli ioni H⁺ vengono trasferiti ad H₂O e formano ioni idronio (H₃O⁺ ). Questo perché gli ioni H⁺ liberi non esistono in una soluzione acquosa. Per semplicità, possiamo sostituire [H₃O⁺] con [H⁺]. Inoltre, [H₂O] non viene considerato nella formula ([H₂O] =1) perchè la sua concentrazione non varia sensibilmente nel corso della reazione. Quindi, l'equazione per K_a diventa:

$K_a=\frac{\left[H^{+}\right]\left[C{l}^{-}\right]}{\left[HCl\right]}$

HCl è un acido forte. Ciò significa che in soluzione si dissocia completamente in ioni H⁺ e Cl^-. Per esempio, se una mole di HCl viene aggiunta ad 1 litro d'acqua, si formeranno 1 mole di ioni H⁺ e 1 mole di ioni Cl^-

Questo può essere rappresentato con l'aiuto di una tabella ICE (dall'inglese: Initial, Change, Equilibrium), dove possiamo scrivere le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti della reazione allo stadio iniziale (Initial), la variazione della loro concentrazione dallo stadio iniziale fino all'equilibrio (Change) e le loro concentrazioni finali all'equilibrio (Equilibrium).

Nella tabella ICE per la reazione di ionizzazione dell'HCl, abbiamo scritto le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti allo stadio iniziale e allo stadio finale. Possiamo ora sostituire questi valori nella formula di K_a per l'HCl.

$Ka=\frac{1\times 1}{(unnumeromoltopiccolo)}$

Al denominatore c'è un numero molto piccolo, poiché all'equilibrio c'è sempre una quantità molto piccola di acido non dissociato. Pertanto, il valore di K_a per gli acidi forti è molto grande. Il K_a per l'HCl è molto alto, pari a 1,3 x 10⁶ .

In questa sottosezione abbiamo appreso che gli acidi forti sono detti tali perché si dissociano completamente in ioni H⁺ e nelle corrispondenti basi coniugate.

Ma come si chiamano gli acidi che non possono dissociarsi completamente in una soluzione? Questi acidi sono chiamati acidi deboli.

Calcolo della costante di dissociazione per un acido debole

Consideriamo un acido HB. L'equazione della reazione di ionizzazione sarà scritta come:

$HB\rightleftharpoons H^{\mathit{+}}+B^{\mathit{-}}$

Consideriamo l'HB come un acido debole. Gli acidi deboli non si dissociano completamente, cioè se 1 mole di HB viene aggiunta all'acqua, all'equilibrio la soluzione conterrà meno di 1 mole di H⁺ e B^-, e conterrà anche una certa concentrazione di HB non dissociato all'equilibrio (a differenza del caso dell'acido forte, che all'equilibrio conteneva solo H⁺ e la base coniugata). A causa della dissociazione/ionizzazione incompleta dell'acido debole, la soluzione non è acida come lo sarebbe se alla soluzione venisse aggiunta una quantità uguale di acido forte.

Prendiamo l'esempio dell'acido acetico (CH₃COOH), un acido debole. Consideriamo di aggiungere 1 mol di acido acetico a 1 L di acqua. La concentrazione dell'acido acetico sarà di 1 mol/L o 1M. L'equazione della reazione può essere scritta come:

$C{H}_{3}COOH+H_{2}O\mathit{}\rightleftharpoons {\mathrm{H}}_3{\mathrm{O}}^{+}+C{H}_{3}CO{O}^{\mathit{-}}$

All'equilibrio, il K_a per questa equazione può essere scritto come:

$K_a=\frac{\left[H^{+}\right]\left[C{H}_{3}CO{O}^{-}\right]}{\left[C{H}_{3}COOH\right]}$

Così come abbiamo creato una tabella ICE per la ionizzazione dell'HCl, possiamo disegnare la tabella ICE per la ionizzazione dell'acido acetico. Questo ci aiuterà a capire meglio le concentrazioni dei reagenti e dei prodotti nelle diverse fasi della reazione.

Gli acidi deboli non si dissociano completamente, per questo la variazione di concentrazione di CH₃COOH è -x. Usiamo la variabile x perché non sappiamo quanto si dissocerà l'acido e quindi quanti ioni H⁺ o CH₃COO^- ci saranno nella soluzione.

Adesso sai che l'acido acetico è un acido debole. Hai anche capito che gli acidi deboli non si ionizzano completamente in una soluzione. Pertanto, nell'equazione di K_a per l'acido acetico, la concentrazione degli ioni H⁺ e della base coniugata è inferiore a 1M, mentre la concentrazione dei reagenti è un valore significativo, poiché sappiamo che all'equilibrio c'è ancora acido non dissociato (a differenza del caso degli acidi forti). Quindi, per gli acidi deboli, il numeratore nel calcolo di K_a è piccolo, mentre il denominatore è grande. Ciò implica che il valore di K_a per gli acidi deboli è piccolo. Il K_a per l'acido acetico è 1,8 × 10⁻⁵ .

Altri esempi di acidi deboli sono:

• Acido metanoico - HCOOH (K_a = 1,78 × 10⁻⁴ )
• Acido benzoico - C₆H₅COOH (K_a = 6,3 × 10⁻⁵ )
• Acido ipocloroso - HClO (K_a = 2,9 × 10⁻⁸ )
• Acido cianidrico - HCN (K_a = 6,2 × 10⁻¹⁰ )