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.

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:

$\mathrm{HA}\left(\mathrm{aq}\right)\to {\mathrm{H}}^{+}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{A}}^{-}\left(\mathrm{aq}\right)$

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

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.

$\mathrm{HA}\left(\mathrm{aq}\right)\leftrightharpoons {\mathrm{H}}^{+}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{A}}^{-}\left(\mathrm{aq}\right)$

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:

$\mathrm{NaOH}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{NaH}}^{+}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{OH}}^{-}\left(\mathrm{aq}\right)$

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

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:

${\mathrm{NH}}_3\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\left(\mathrm{l}\right)\leftrightharpoons {{\mathrm{NH}}_4}^{+}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{OH}}^{-}\left(\mathrm{aq}\right)$

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:

$$\begin{gathered} \mathrm{B}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\left(\mathrm{l}\right)\to {\mathrm{BH}}^{+}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{OH}}^{-}\left(\mathrm{aq}\right) \\ \mathrm{B}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\left(\mathrm{l}\right)\leftrightharpoons {\mathrm{BH}}^{+}\left(\mathrm{aq}\right)+{\mathrm{OH}}^{-}\left(\mathrm{aq}\right) \end{gathered}$$

Figura 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.

Figura 2. Scala di pH.

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.

Acidi deboli e K_a

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

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

L'equazione generale della costante di equilibrio per la reazione $\mathrm{aA}+\mathrm{bB}\leftrightharpoons \mathrm{cC}+\mathrm{dD}$ è mostrata qui sotto:

${\mathrm{K}}_{\mathrm{c}}=\frac{{\left[\mathrm{C}\right]}^{\mathrm{c}}{\left[\mathrm{D}\right]}^{\mathrm{d}}}{{\left[\mathrm{A}\right]}^{\mathrm{a}}{\left[\mathrm{B}\right]}^{\mathrm{b}}}$

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,${\mathrm{H}}_2\left(\mathrm{g}\right)+{\mathrm{I}}_2\left(\mathrm{g}\right)\rightleftharpoons 2\mathrm{HI}\left(\mathrm{g}\right)$ , ha la seguente costante di equilibrio:

${\mathrm{K}}_{\mathrm{c}}=\frac{{\left[\mathrm{HI}\right]}^2}{\left[{\mathrm{H}}_2\right]\left[{\mathrm{I}}_2\right]}$

Per trovare le unità di K_a, 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:

$\frac{\mathrm{mol}{L}^{-1}\mathrm{x}\mathrm{mol}{L}^{-1}}{\mathrm{mol}{L}^{-1}}$

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

$\frac{\mathrm{mol}{L}^{-1}\mathrm{x}\sout{\mathrm{mol}{L}^{-1}}}{\sout{\mathrm{mol}{L}^{-1}}}$

K_a e pK_a

Così come pK_w è il log negativo di K_w, pKa è il log negativo di K_a:

$$\begin{gathered} {\mathrm{pK}}_{\mathrm{a}}=-\log \left({\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}\right) \\ {\mathrm{K}}_{\mathrm{a}}={10}^{-{\mathrm{pK}}_{\mathrm{a}}} \end{gathered}$$

È necessario osservare le seguenti relazioni tra K_a, pK_a, forza acida e pH:

• Se K_a aumenta, pK_a e pH diminuiscono.
• Se K_a aumenta, la forza acida aumenta.

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.

Figura 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.