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Acidi e basi deboli

L'acido cloridrico e l'acido etanoico sono entrambi acidi, come suggeriscono i loro nomi. Gli acidi sono composti che in soluzione donano protoni dissociandosi in ioni idrogeno positivi e ioni negativi. Tuttavia, mentre l'acido cloridrico è un acido forte, l'acido etanoico è debole.

  • Questo articolo tratta degli acidi e delle basi deboli in chimica.
  • Innanzitutto, definiremo gli acidi e le basi deboli.
  • Considereremo poi il pH degli acidi e delle basi deboli.
  • Per consolidare il nostro apprendimento, confronteremo gli acidi e le basi forti e deboli, prima di esaminare un grafico degli acidi e delle basi deboli.
  • Successivamente, esploreremo le costanti Ka e Kb.
  • Infine, ci dedicheremo alle titolazioni di acidi e basi deboli.

Definizione di acidi e basi deboli

Cosa sono gli acidi e le basi deboli? Vediamo alcune definizioni per chiarirlo.

Acidi deboli

Per comprendere cosa sono gli acidi deboli, definiamo inanzitutto gli acidi forti così possiamo confrontarli direttamente.

Un acido forte è un acido che si dissocia completamente in soluzione.

Tutti gli acidi sono donatori di protoni. Ogni molecola di un acido forte dona un protone quando reagisce. Possiamo rappresentarlo con la seguente equazione. Si noti che la reazione non è reversibile:

HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

Gli acidi deboli, invece, si comportano in modo leggermente diverso.

Un acido debole è un acido che si dissocia solo parzialmente in soluzione.

Gli acidi deboli formano un equilibrio in cui la maggior parte delle molecole presenti sono molecole acide e solo una piccola parte dona i propri protoni e si dissocia in ioni. Più un acido è forte, più l'equilibrio si sposta verso destra e maggiore è la concentrazione di ioni idrogeno in soluzione.

HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

Ricordiamo che gli acidi in soluzione si dissociano e reagiscono con l'acqua per formare lo ione idronio, H3O+. Per semplificare l'equazione, omettiamo l'acqua e sostituiamo lo ione idronio con lo ione idrogeno. Ecco la versione originale dell'equazione:

HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)

Per contro, ecco la versione semplificata:

HA(aq) H+(aq) + A-(aq)

Infatti, ogni volta che si vede lo ione idrogeno nelle reazioni acido-base, bisogna ricordare che in realtà rappresenta lo ione idronio.

Basi deboli

In chimica e nella vita quotidina possiamo trovare anche basi forti e deboli. Ricordiamo che una base è un accettore di protoni.

Una base forte è una base che si dissocia completamente in soluzione.

Un esempio di base forte è l'idrossido di sodio, NaOH. Ogni molecola di NaOH accetta un protone dall'acqua, dissociandosi in soluzione per formare ioni sodio e ioni idrossido:

NaOH(aq) + H2O NaH+(aq) + OH-(aq)

Abbiamo anche un modo semplificato di rappresentare questa reazione. Ancora una volta, omettiamo la molecola d'acqua:

NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)

A differenza dell'idrossido di sodio, l'ammoniaca è una base debole.

Una base debole è una base che si dissocia solo parzialmente in soluzione.

Come nel caso degli acidi deboli, le basi deboli formano un equilibrio in cui la reazione inversa è fortemente favorita e solo una piccola parte delle molecole si ionizza. Ciò significa che non tutte le molecole della base debole accettano un protone. Rappresentiamo la dissociazione dell'ammoniaca con la seguente equazione:

NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)

Le equazioni generali per la dissociazione di una base forte e di una base debole sono riportate di seguito, con la dissociazione di una base forte per prima:

B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq)B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq)

Non confondete forza e concentrazione: hanno significati completamente diversi. La concentrazione è una misura del numero di molecole di acido o di base disciolte in soluzione, mentre la forza è una misura della proporzione di queste molecole che si dissociano in ioni. Si possono concentrare acidi deboli e diluire acidi forti!

Acidi e basi deboli acidi forti deboli concentrati diluiti StudySmarterFigura 1. Acidi di forza e concentrazione diversa.

pH di acidi e basi deboli

Gli acidi deboli hanno valori di pH più alti degli acidi forti. Allo stesso modo, le basi deboli hanno valori di pH inferiori a quelli delle basi forti. Questo perché gli acidi e le basi deboli si ionizzano solo parzialmente in soluzione.

Acidi e basi deboli pH StudySmarterFigura 2. Scala di pH.

Ricorda che il pH è una misura della concentrazione di ioni idrogeno in soluzione. Inoltre, un pH più basso significa una maggiore concentrazione di ioni idrogeno.

Acidi e basi deboli e forti

Passiamo ora a confrontare gli acidi e le basi forti e deboli. Questa tabella dovrebbe riassumere le differenze che abbiamo già menzionato, oltre a introdurre le loro reazioni con i metalli e le loro conducibilità.

Acido forteAcido deboleBase forteBase debole
Comportamento in soluzioneIonizza completamenteIonizza parzialmenteIonizza completamenteIonizza parzialmente
EquazioneHA H+ + A-HA H+ + A-B + H2O BH+ + OH-B + H2O BH+ + OH-
pH 1-3 (rosso-arancio)4-6 (giallo-arancio)8-10 (acqua-blu)11-13 (blu-viola)
Reazione con metallo reattivoReazione vigorosaReazione lenta Reazione vigorosa Reazione lenta
ConducibilitàMolto buonaBuono-Povero Molto buonaBuono-Povero
EsempioHClCH3COOHNaOHNH3

Acidi e basi deboli esempi

Nella vita di tutti i giorni si incontrano acidi e basi sia forti che deboli. Per esempio, l'acido cloridrico concentrato, un acido forte, viene utilizzato per rimuovere le alghe dal fondo delle imbarcazioni, mentre una soluzione più diluita viene utilizzata per la pulizia dei servizi igienici. L'acido cloridrico si trova anche all'interno del nostrostomaco ed è responsabile della digestione. L'acido citrico e l'acido etanoico, presenti rispettivamente nei limoni e nell'aceto di malto, sono entrambi acidi deboli. Il bicarbonato di sodio basico, noto anche come bicarbonato di sodio, è un utile agente lievitante nella panificazione, mentre l'idrossido di calcio basico è usato per aiutare a neutralizzare i terreni acidi.

Grafico degli acidi e delle basi deboli  StudySmarterFigura 3. Forza di alcuni acidi e basi.

Acidi deboli e Ka

Passiamo ora ai calcoli relativi agli acidi e alle basi deboli. Inizieremo concentrandoci sulla costante Ka.

In il prodotto ionico dell'acqua abbiamo parlato di Kw. Kw è una costante di equilibrio modificata per la dissociazione dell'acqua. Possiamo anche ottenere Ka, una costante di equilibrio modificata per la dissociazione degli acidi deboli.

L'equazione generale della costante di equilibrio per la reazione aA + bB cC + dD è mostrata qui sotto:

Kc = [C]c[D]d[A]a[B]b

Le parentesi quadre rappresentano la concentrazione e la lettera minuscola rappresenta il numero di moli di ciascuna specie nell'equazione chimica. Per esempio, la reazione di equilibrio,H2(g) + I2(g) 2HI(g) , ha la seguente costante di equilibrio:

Kc =[HI]2[H2][I2]

Analizziamo la situazione dal punto di vista di un acido debole. Si dissocia in soluzione con l'equazione HA(aq) H+(aq) + A-(aq) . Il reagente è l'acido e i prodotti sono gli ioni idrogeno e gli ioni negativi. Si ottiene così la seguente costante di equilibrio, nota come Ka :

Ka = [H+(aq)][A-(aq)][HA(aq)]

Se si desidera, è possibile rimuovere i simboli di stato per semplificare l'equazione.

Se scriviamo la reazione, otteniamoHA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq). Questa produce la sequente equazione per la costante di equilibrio:

Kc = [H3O+(aq)][A-(aq)] [HA(aq)][H2O(l)]

Tuttavia, la concentrazione di acqua è così elevata da dominare completamente tutti gli altri valori dell'equazione. Nello scrivere la Ka, la omettiamo semplicemente.

È bene ricordare che lo ione idrogeno viene utilizzato per rappresentare lo ione idronio nelle reazioni acido-base. Questo ci dà la nota equazione per il Ka:

Ka: [H+(aq)][A-(aq)][HA(aq)]

Le unità di Ka

Per trovare le unità di Ka, si moltiplicano e si annullano le unità di tutte le specie coinvolte nell'equazione. Tutte e tre le specie, [H+], [A-], e [HA] , hanno l'unità di misura mol L-1. L'equazione ora si presenta come segue:

mol L-1 x mol L-1 mol L-1

Una delle mol L-1 della parte superiore della frazione si annulla con quella della parte inferiore, lasciando una sola mol L-1:

mol L-1 x mol L-1 mol L-1

Ka e pKa

Così come pKw è il log negativo di Kw, pKa è il log negativo di Ka:

pKa = - log(Ka) Ka = 10-pKa

È necessario osservare le seguenti relazioni tra Ka, pKa, forza acida e pH:

  • Se Ka aumenta, pKa e pH diminuiscono.
  • Se Ka aumenta, la forza acida aumenta.

Trovare Ka da pH

Per calcolare il pH degli acidi deboli, si utilizza la relazione tra Ka, pKa e la concentrazione dell'acido in soluzione. Vi verranno fornite informazioni sulla pKa o Ka dell'acido. Ci sono alcuni passaggi in più rispetto al calcolo del pH di un acido forte, ma non è troppo complicato. Vediamo insieme un esempio.

Acido etanoico, CH3COOH, ha Ka = 1.74 x 10-5. Calcolo del pH a 0.100 mol L-1 soluzione di questo acido debole.

Prima di tutto, analizziamo l'equazione di dissociazione dell'acido etanoico:

CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq)

Per trovare il pH, dobbiamo conoscere [H+], la concentrazione di ioni idrogeno in soluzione. Ebbene, cosa sappiamo del Ka? Si tratta di una costante di equilibrio modificata per la dissociazione di un acido debole come l'acido etanoico e riguarda la [H+]. Per l'acido etanoico, si presenta così:

Ka = [CH3COO-][H+][CH3COOH]

Riflettiamo su questi valori. La concentrazione dell'acido etanoico era originariamente di 0,100 mol L-1 . All'equilibrio, sarà leggermente inferiore perché alcune molecole si dissoceranno in ioni. Tuttavia, l'etanoico è un acido debole e quasi nessuna molecola si dissocia: l'equilibrio è spostato verso sinistra. Possiamo quindi dire che la concentrazione dell'acido etanoico all'equilibrio è ancora approssimativamente di 0,100 mol L-1 . Inseriamo questo valore nella nostra equazione:

Ka = [CH3COO-][H+]0.100

Rivedete l'equazione. Quando una mole di acido etanoico si dissocia, forma una mole di ioni idrogeno, H+, e una mole di ioni acetato, CH3COO-. Ciò significa che il numero di ioni idrogeno in soluzione è uguale al numero di ioni acetato in soluzione, e quindi hanno le stesse concentrazioni:

Ka = [CH3COO-] = [H+]

Possiamo sostituire [CH3COO-] con [H+] nella nostra equazione per Ka:

Ka = [H+]20.100

L'esercizio fornisce il valore di Ka , quindi possiamo sostituirlo. Ora abbiamo un'equazione in cui l'unica incognita è [H+]. Possiamo risolverla normalmente, come mostrato:

1.74 x 10-5 = [H+]20.100 1.74 x 10-5 x 0.100 = [H+]2 1.74 x 10-5 x 0.100 = [H+] 1.319 x 10-3 = [H+]

Dovreste ricordare l'equazione del pH. Sostituendo il nostro valore per [H+], otteniamo la nostra risposta finale:

pH = - log([H+]) = - log(1.319 x 10-3) pH = 2.88

Basi deboli e Kb

Sappiamo cos'è una base debole: una base che si dissocia solo parzialmente in soluzione. Forma una reazione di equilibrio. Come per gli acidi, possiamo trovare una costante di equilibrio, questa volta nota come Kb. L'equazione per Kb è riportata di seguito, utilizzando B per rappresentare la base:

Kb = [BH+][OH-][B]

Unità di misura Kb

Come Ka , la Kb ha unità di misura mol L-1.

Kb e pKb

Probabilmente si può intuire come si calcola il pKb . È semplicemente il log negativo di Kb :

pKb = - log(Kb) Kb = 10-pKb

Esiste una relazione speciale tra pKw , pKa e pKb. È molto simile alla relazione che abbiamo visto tra pKw, pH e pOH in Il prodotto ionico dell'acqua:

pKw = pKa + pKb

Trovare il pH di una base debole

Trovare il pH di una base debole è simile a quello di un acido debole. Tuttavia, ci sono alcune differenze. Vediamo insieme un esempio.

0.15 mol L-1 di soluzione di NH3 ha Kb = 1.77 x 10-5. Qual è il pH a 25℃?

Prima di tutto, prendiamo la nostra equazione per la dissociazione dell'ammoniaca e la nostra equazione per Kb:

NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) Kb = [NH4+][OH-] [NH3]

Dalla prima equazione sappiamo che le quantità di ioni ammonio, NH4+, e di ioni idrossido, OH-, sono uguali. Pertanto, le loro concentrazioni sono uguali. Questo semplifica l'equazione per Kb:

Kb = [OH-]2[NH3]

Conosciamo il valore di Kb e la concentrazione di ammoniaca, NH3. La nostra soluzione originale aveva una concentrazione di 0,15 mol L-1 . Anche se la soluzione di equilibrio avrà una concentrazione leggermente inferiore, la percentuale di molecole che si sono dissociate in ioni è così piccola che possiamo ignorarla. Pertanto, la concentrazione di equilibrio delle molecole di NH3 è ancora approssimativamente pari a 0.15 mol L-1 . Possiamo sostituire questi valori all'equazione e riorganizzarla per trovare [OH-] :

1.77 x 10-5 = [OH-]2 0.15 1.77 x 10-5 x 0.15 = [OH-] = 1.63 x 10-3 mol L-1

Possiamo quindi utilizzare le relazioni tra [OH-], pOH, pKw e pH per calcolare il pH, proprio come abbiamo fatto per trovare il pH di una base forte. (Se non siete sicuri di questo, consultate Acidi e Basi di Brønsted-Lowry per una spiegazione dettagliata).

pOH = - log([OH-]) pOH = - log(1.63 x 10-3) = 2.79 pH = pKw - pOH pH = 14 - 2.79 = 11.21

Acidi e basi deboli calcolo del pH

Congratulazioni! Avete superato alcuni calcoli difficili. Ora dovreste essere in grado di calcolare i valori di pH di tutti i tipi di acidi, basi e miscele.

Il seguente diagramma di flusso fornisce una sintesi dei passaggi per calcolare il pH di acidi e basi deboli. Per ulteriori informazioni sui vari calcoli acido-base, si consiglia di consultare gli altri articoli citati.

Diagramma di flusso degli acidi e delle basi deboli pH StudySmarterFigura 4. Calcolo del pH di acidi e basi deboli.

Titolazioni acidi e basi deboli

Abbiamo imparato che gli acidi deboli hanno valori di pH più alti degli acidi forti, mentre le basi deboli hanno valori di pH più bassi delle basi forti. Ciò significa che producono curve di pH leggermente diverse negli esperimenti di titolazione. Potete approfondire questo aspetto in Curve di pH e titolazioni.

Acidi e basi deboli - Punti chiave

  • Un acido debole è un acido che si dissocia solo parzialmente in soluzione. Questi formano un equilibrio rappresentato dall'equazione HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
  • Una base debole è una base che si dissocia solo parzialmente in soluzione. Queste formano un equilibrio rappresentato dall'equazione B(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq)
  • Ka è una costante di equilibrio modificata per la dissociazione degli acidi deboli. È rappresentata dall'equazione Ka = [H+][A-][HA]
  • Kb è una costante di equilibrio modificata per la dissociazione delle basi deboli. È rappresentata dall'equazione Kb= [BH+][OH-] [B]
  • Sia Ka che Kb assumono l'unità di misura mol L-1 .
  • pKa = - log(Ka) and pKb = - log(Kb)
  • Possiamo usareKa e Kb per trovare il pH di soluzioni contenenti acidi e basi deboli.

Domande frequenti riguardo Acidi e basi deboli

Un acido debole è un acido che si dissocia solo parzialmente in soluzione.

Una base debole è una base che si dissocia solo parzialmente in soluzione.


Gli acidi deboli hanno valori di pH più alti degli acidi forti. Allo stesso modo, le basi deboli hanno valori di pH inferiori a quelli delle basi forti. Questo perché gli acidi e le basi deboli si ionizzano solo parzialmente in soluzione.

Acidi forti: H2S, H2CO3, CH3COOH, H2Se, HF, H3PO4, H3PO3, HCl etc.

Basi forti: OH-, Al(OH)3, NHetc.

La base più forte in soluzione è lo ione idrossido

Quiz Finale Acidi e basi deboli

Domanda

Scrivi un esempio di acido debole.

Visualizza la risposta

Risposta

Acido etanoico, CH3COOH. 

Visualizza la domanda

Domanda

Che cos'è un acido debole?

Visualizza la risposta

Risposta

Un acido che si dissocia solo parzialmente in soluzione.

Visualizza la domanda

Domanda

Che cos'è una base debole?


Visualizza la risposta

Risposta

Una base che si dissocia solo parzialmente in soluzione.

Visualizza la domanda

Domanda

Confrontate i termini concentrato e forte in termini di un acido.

Visualizza la risposta

Risposta

  • Concentrato significa che ci sono molte molecole di acido disciolte in soluzione.
  • Forte significa che tutte le molecole di acido si sono dissociate in ioni.

Visualizza la domanda

Domanda

Confrontate qualitativamente i valori di pH degli acidi forti e deboli.


Visualizza la risposta

Risposta

Gli acidi forti hanno valori di pH inferiori a quelli degli acidi deboli.

Visualizza la domanda

Domanda

Confrontare qualitativamente i valori di pH di basi forti e deboli.

Visualizza la risposta

Risposta

Le basi forti hanno valori di pH più elevati rispetto alle basi deboli


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Domanda

Trovare la concentrazione di un acido debole in soluzione con un pH = 4.53 e Ka = 1.74 x 10-5   

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Risposta

5.01 x 10-5   

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Domanda

Trovare il pH di 0.50 mol L-1 di una soluzione di base debole a 25°C con pKb=4.07 

Visualizza la risposta

Risposta

11.81

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