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Costante di dissociazione acida

Sapevi che la maggior parte degli alimenti, come mele e limoni, contiene acidi? Ti sei mai chiesto cosa rende un acido "forte" o "debole"? Adesso lo scoprirai.

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Costante di dissociazione acida

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Sapevi che la maggior parte degli alimenti, come mele e limoni, contiene acidi? Ti sei mai chiesto cosa rende un acido "forte" o "debole"? Adesso lo scoprirai.

Definizione di costante di disociazione acida

Sappiamo che un acido si dissocia in uno ione H+ e nell'anione corrispondente. Sappiamo anche che la reazione tra acido e acqua è una reazione di ionizzazione. Queste reazioni sono reversibili e raggiungono uno stato di equilibrio in cui le velocità delle reazioni diretta e inversa sono uguali. La costante di equilibrio calcolata per una soluzione acida all'equilibrio è chiamata costante di dissociazione acida.

La costante di dissociazione acida è un termine utilizzato per misurare quantitativamente la forza di un acido in una soluzione.

È necessario ricordare come calcolare la costante di equilibrio di una reazione chimica. La costante di dissociazione non è altro che la costante di equilibrio della reazione di ionizzazione di un qualsiasi acido in soluzione. Per un qualsiasi acido HA, la reazione di equilibrio per la soluzione di HA sarà:

HA H+ + A-

Qui, H+ è chiamato idrone, o ione idrogeno ed è il responsabile dell'acidità. A- è invece l'anione che si forma dopo che HA rilascia H+. A- prende il nome di base coniugata dell'acido HA. Come ti ricorderai, si dice che una soluzione si trova in uno stato di equilibrio quando la velocità della reazione diretta è uguale alla velocità della reazione inversa. La costante di dissociazione dell'acido viene calcolata all'equilibrio. Essa è indicata con Ka .

Keq = Ka = H+A-[HA]

Ricorda che le parentesi quadre fanno riferimento alla concentrazione della molecola/ione.

Osservando la formula per calcolare Ka, potrebbe sembrare che dipenda dalla concentrazione dell'acido/degli ioni nella soluzione, ma non è così. Il valore di Ka per un acido è fisso e non dipende dalla concentrazione dell'acido. Ka varia solo con la temperatura.

Di solito, il valore di Ka è molto grande, per cui si fa riferimento al logaritmo di Ka. Questo valore è chiamato pKa.

pKa=-log10(Ka)

La costante di dissociazione acida è talvolta chiamata anche costante di ionizzazione acida o costante di acidità.

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 = -log10H+ = -log10[H+]

Trovare il pH di una soluzione con concentrazione di ioni H+ pari a 10-7 .

Soluzione

Dato:

[H+] = 10-7

sappiamo che:

pH = -log10[H+]

quindi avremo:

pH = -log10(10-7)

pH = 7

Le domande d'esame più comuni possono fornire informazioni sul pH di una soluzione e chiedere di trovare il Ka di un particolare acido. Può accadere anche il contrario: vi daranno informazioni sulla Ka di un acido e vi chiederanno di trovare il pH di una soluzione di quell'acido.

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).

Sapevi che il pH del sangue umano oscilla tra 7,35 e 7,45, cioè è leggermente basico. Questo è necessario per bilanciare i processi metabolici del corpo umano che producono acidi.

È facile confondere il pH e il pKa quando ci si imbatte per la prima volta. Per chiarezza, il pKa si riferisce ad un acido e il pH ad una soluzione. Il pKa dipende dalla temperatura dell'acido/soluzione, mentre il pH dipende solamente dalla concentrazione di ioni H+ nella soluzione.

Per la stessa quantità di acidi aggiunti a 2 soluzioni, il pH della soluzione con l'acido più forte (pKa più alto) sarà più basso (più acido).

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:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

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

Ka = H3O+Cl-HClH2O

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 Ka diventa:

Ka = H+Cl-HCl

L'aggiunta dello ione H+ ad una molecola d'acqua è chiamata protonazione dell'acqua. Riesci a indovinare il motivo? (Suggerimento: è nel nome, "protonazione").

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).

[HCl][H+][Cl-]
Iniziale100
Variazione-111
Equilibriotrascurabile11

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 Ka per l'HCl.

Ka=1×1(un numero molto piccolo)

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 Ka per gli acidi forti è molto grande. Il Ka per l'HCl è molto alto, pari a 1,3 x 106 .

Altri esempi di acidi forti sono:

  • Acido perclorico (Superacido) - HClO4 (Ka > 1,0 x 109 )
  • Acido nitrico - HNO3 (Ka = 2,4 x 101 )
  • Acido idrobromico - HBr (Ka = 1,0 x 109 )
  • Acido idroiodico - HI (Ka = 3,2 x 109 )
  • Acido solforico - H2SO4 (Ka = 1,0 x 103 )

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 H+ + B-

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:

CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-

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

Ka = H+CH3COO-CH3COOH

L'acido acetico è un acido organico presente nell'aceto. Inoltre, si trova anche nelle mele, nelle fragole e nell'uva.

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.

[CH3COOH][H+][CH3COOH-]
Iniziale100
Variazione-x+x+x
Equilibrio1-xxx

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 Ka 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 Ka è piccolo, mentre il denominatore è grande. Ciò implica che il valore di Ka per gli acidi deboli è piccolo. Il Ka per l'acido acetico è 1,8 × 10−5 .

Altri esempi di acidi deboli sono:

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

1 mole di acido acetico viene aggiunta ad 1 L di acqua. Calcolare il pH della soluzione all'equilibrio.

Soluzione

Dato:

CH3COOH = 1 mol

Water = 1L

[CH3COOH ] = 1 mol1 L = 1M

Sappiamo che,

pH = -log10H+

Per calcolare il pH, dobbiamo conoscere la concentrazione di ioni H+ nella soluzione all'equilibrio. Per fare ciò, creiamo una tabella ICE per la reazione:

CH3COOH H+ + CH3COO-


[CH3COOH] [H+][CH3COO-]
Iniziale100
Variazione-x+x+x
Equilibrio1-xxx

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

Poiché l'acido acetico è un acido debole e quindi non si sarebbe dissociato molto, possiamo ipotizzare che la sua concentrazione di equilibrio sia approssimativamente quella iniziale.

Ka = [H+] [CH3COO-][CH3COOH] ~ [H+]2[CH3COOH]iniziale

Si noti che possiamo sostituire [CH3COO- ] con [H+ ] poiché entrambi sono uguali all'equilibrio.

[H+] = Ka.[CH3COOH] = 0.004242 mol/L

Ora che conosciamo la concentrazione degli ioni H+ in soluzione, possiamo calcolare il pH della soluzione dal suo logaritmo.

[H+] = 0.004242 pH =-log10(0.004242)pH = 2.37

Costante di dissociazione acida - Punti Chiave

  • La costante di dissociazione acida (Ka) viene utilizzata per misurare quantitativamente la forza di un acido.

  • La costante di dissociazione acida non è altro che la costante di equilibrio calcolata per la ionizzazione di un acido.

  • Un acido HA si dissocia nello ione idrogeno (H+ ) e nella base coniugata di quell'acido (A- ).

  • Il valore di Ka è solitamente molto grande o piccolo. Per questo motivo viene ridimensionato prendendo un log negativo; pKa = -log10 Ka .

  • Il pH determina il grado di acidità di una soluzione. pH = -log10 [H+ ].

  • Il pH varia da 0 a 14. 7 è neutro. Sotto il 7 è acido, sopra il 7 è basico.

  • Gli acidi forti sono quelli che si dissociano completamente. Gli acidi deboli sono quelli che non si dissociano completamente.

  • Gli acidi forti hanno un valore Ka elevato. Gli acidi deboli hanno un valore Ka piccolo.

  • Una tabella delle costanti di dissociazione acida (o tabella ICE) può aiutare a capire le concentrazioni dei prodotti e dei reagenti nella fase iniziale della reazione e all'equilibrio.

Domande frequenti riguardo Costante di dissociazione acida

La costante di dissociazione acida è un termine utilizzato per misurare quantitativamente la forza di un acido.

La costante di dissociazione dell'acqua a 25°C è di  1.8x10-16

La dissociazione di un acido è il risultato della competizione tra le molecole di acqua e la base coniugata dell'acido per il protone. Un acido in acqua, libera ioni H+.

Il pH dell'acqua è la misura della concentrazione degli acidi (Ioni Idrogeno H+) o delle basi (Ioni Idrossido OH-) in una soluzione acquosa, quindi, la misura dell'acidità di una soluzione.

Se aggiungiamo acqua ad una soluzione acida si ha una variazione della concentrazione degli ioni H+ e OH-.

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