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.

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.

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:

$\mathrm{HA}\rightleftharpoons {\mathrm{H}}^{+}+{\mathrm{A}}^{-}$

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 K_a .

$K_{eq}=K_a=\frac{\left[H^{+}\right]\left[A^{-}\right]}{\left[HA\right]}$

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

$p{K}_a=-{\log }_{10}\left(K_a\right)$

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.

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

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 .

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

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 )