Tag: Acido forte

TITOLAZIONE BASE DEBOLE CON ACIDO FORTE

La titolazione di una base debole con un acido forte prevede che vi sia una reazione chimica tra una base debole e un acido forte.

  • La base debole è l’analita, ovvero la sostanza che deve essere titolata.
  • L’acido forte è il titolante, ovvero la sostanza che viene aggiunta all’analita.

Nella curva di titolazione viene graficato il valore del pH al variare del volume di titolante aggiunto.

La titolazione avviene fino al raggiungimento del punto equivalente, in cui la quantità di equivalenti di base eguaglia la quantità di equivalenti di acido.

Per la titolazione di una base debole con un acido forte esistono due punti caratteristici che sono:

  • Il punto di semiequivalenza in cui il pH è uguale alla pKa dell’acido coniugato.
  • Il punto equivalente in cui il pH risulta acido.

Titolazione di NH3 con HCl

Si considerino 50 ml di una soluzione 0,1 M di NH3 (Kb = 1,75 · 10-5 e pKb = 4,76) che vengono titolati con una soluzione 0,1 M di HCl.

La reazione può essere descritta come:

NH3 + HCl → NH4+ + Cl–

Essendo NH3 una base debole, il pH iniziale può essere calcolato tramite la formula semplificata:

pH = 14-(-log_{10}\sqrt{K_{b}\cdot C_{b}})

pH = 14-(-log_{10}\sqrt{1,75\cdot10^{-5}\cdot 0,1})= 11,12

PRIMA DEL PUNTO EQUIVALENTE

La reazione tra NH3 e HCl porta alla formazione di una soluzione tampone in cui NH4+ rappresenta l’acido coniugato dell’ammoniaca. Il valore di pKa dello ione ammonio può essere determinato come:

pKa = 14 – pKb = 9,24

Prima del raggiungimento del punto equivalente, è l’ammoniaca a essere in eccesso e l’acido rappresenta il reagente limitante.

Il pH può essere determinato tramite l’equazione di Henderson-Hasselbach.

pH = pK_{a} + log_{10}\frac{[NH_{3}]}{[NH_{4}^{+}]}

PUNTO SEMIEQUIVALENTE

Una volta addizionate un numero di moli di HCl pari alla metà del numero di moli di NH3, risulta che:

[NH3] = [NH4+]

Metà del numero di moli di NH3 vengono convertite in NH4+.

Il valore di pH coincide con il valore di pKa. Questo rappresenta il punto semiequivalente.

pH = pK_{a} + log_{10}1 = pK_{a} = 9,24

PUNTO EQUIVALENTE

Al raggiungimento del punto equivalente, tutte le moli di NH3 sono state convertite in NH4+. Le uniche specie presenti sono NH4+ e Cl–.

Lo ione Cl– non è in grado di dare reazione di idrolisi salina a differenza dello ione NH4+ che dà reazione di idrolisi salina acida:

NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+

La formula per esprimere il pH è la seguente:

pH = -log_{10}\sqrt{K_{a}\cdot [NH_{4}^{+}]}

Da questo è possibile concludere che nella titolazione di una base debole con un acido forte, il pH al punto equivalente è acido.

DOPO IL PUNTO EQUIVALENTE

Aggiungendo un ulteriore quantità di acido forte, il pH si sposta verso valori più acidi. Essendo questa volta l’acido in eccesso e la base debole il reagente limitante, la concentrazione di ioni H+ può essere calcolata come:

[H^{+}] =\frac{C_{HCl}V_{HCl}\;-\;C_{NH_{3}}V_{NH_{3}}}{V_{HCl}\;+\;V_{NH_{3}}}

CURVA DI TITOLAZIONE CON CALCOLI

CALCOLO DEL pH (acidi forti e basi forti)

Acido forte

Per una soluzione contenente un acido forte, in concentrazione superiore a 10-5M, la concentrazione di ioni H+ coincide con la concentrazione dell’acido in soluzione.

Se si indica la concentrazione dell’acido come Ca, il calcolo del pH diventa:

pH = -log10Ca

Se la concentrazione dell’acido è inferiore a 10-5 M occorre considerare il comportamento di questo acido come debole.

Base forte

Per una soluzione contenente una base forte, in concentrazione superiore a 10-5M, la concentrazione di ioni OH– coincide con la concentrazione della base in soluzione.

Se si indica la concentrazione della base come Cb, il calcolo del pOH diventa:

pOH = -log10Cb

Pertanto il calcolo del pH è il seguente:

pH = 14 – (-log10Cb)

Se la concentrazione della base è inferiore a 10-5 M occorre considerare il comportamento di questa base come debole.

CONCETTI CHIAVE:

  • Per una soluzione contenente un acido forte, in concentrazione superiore a 10-5M, la concentrazione di ioni H+ coincide con la concentrazione dell’acido in soluzione.
  • Per una soluzione contenente una base forte, in concentrazione superiore a 10-5M, la concentrazione di ioni OH– coincide con la concentrazione della base in soluzione.

ESERCIZIO SVOLTO:

Calcolare il pH di una soluzione contenente NaOH 0,2 M.

NaOH è nell’elenco delle basi forti e questa si dissocia completamente in accordo con la seguente reazione:

NaOH → Na+ + OH–

La concentrazione di ioni OH– coincide con la concentrazione della base.

[OH–] = 0,2 M

Pertanto:

pOH = -log10(0,2) = 0,70

pH = 14,00 – 0,70 = 13,30

TITOLAZIONE BASE FORTE CON ACIDO FORTE

La titolazione di una base forte con un acido forte prevede che vi sia una reazione chimica tra una base forte e un acido forte.

  • La base forte è l’analita, ovvero la sostanza che deve essere titolata.
  • L’acido forte è il titolante, ovvero la sostanza che viene aggiunta all’analita.

Nella curva di titolazione viene graficato il valore del pH al variare del volume di titolante aggiunto.

La titolazione avviene fino al raggiungimento del punto equivalente, in cui la quantità di equivalenti di base eguaglia la quantità di equivalenti di acido.

Titolazione di NaOH con HCl

Si considerino 50 ml di una soluzione 0,1 M di NaOH che vengono titolati con una soluzione 0,1 M di HCl. La reazione può essere descritta come:

NaOH + HCl → H2O + Na+ + Cl–

Essendo NaOH una base forte, il pH iniziale può essere calcolato come:

pH = 14-(-log10(0,1M)) = 13,00

Prima del raggiungimento del punto equivalente, è la base a essere in eccesso rispetto all’acido e la concentrazione di ioni OH– può essere calcolata in accordo con la seguente formula:

[OH^{-}] =\frac{C_{b}V_{b}-C_{a}V_{a}}{V_{a}+V_{b}}

Al raggiungimento del punto equivalente, le moli di NaOH sono state neutralizzate da un uguale numero di moli di HCl. L’uniche specie presenti sono H2O, Na+ e Cl–. Gli ioni non sono in grado di dare reazione di idrolisi salina e pertanto il pH al punto equivalente risulta uguale a 7, in virtù della reazione di autoprotolisi dell’acqua.

Aggiungendo un ulteriore quantità di acido forte, il pH si sposta verso valori più acidi. Essendo questa volta l’acido in eccesso, la concentrazione di ioni H+ può essere calcolata come:

[H^{+}] =\frac{C_{a}V_{a}-C_{b}V_{b}}{V_{a}+V_{b}}

CURVA DI TITOLAZIONE CON CALCOLI

PRIMA DEL PUNTO EQUIVALENTE

Volume titolante  
(ml)		Concentrazione ioni OH–
(mol/L)
(CbVb-CaVa)/(Va+Vb)		pH
14-(-log10[OH–])
01,00 10-113,00
58,18 10-212,91
106,67 10-212,82
155,38 10-212,73
204,29 10-212,63
253,33 10-212,52
302,50 10-212,40
351,76 10-212,25
401,11 10-212,05
455,26 10-311,72
482,04 10-311,31
48,11,94 10-311,29
48,21,83 10-311,26
48,31,73 ∙ 10-311,24
48,41,63 ∙ 10-311,21
48,51,52 ∙ 10-311,18
48,61,42 ∙ 10-311,15
48,71,32 ∙ 10-311,12
48,81,21 ∙ 10-311,08
48,91,11 ∙ 10-311,05
491,01 ∙ 10-311,00
49,19,08 ∙ 10-410,96
49,28,06∙ 10-410,91
49,37,05 ∙ 10-410,85
49,46,04 ∙ 10-410,78
49,55,03 ∙ 10-410,70
49,64,02 ∙ 10-410,60
49,73,01∙ 10-410,48
49,82,00 ∙ 10-410,30
49,91,00∙ 10-410,00
49,919,01 ∙ 10-59,95
49,928,01 ∙ 10-59,90
49,937,00∙ 10-59,85
49,946,00 ∙ 10-59,78
49,955,00 ∙ 10-59,70
49,964,00 ∙ 10-59,60
49,973,00 ∙ 10-59,48
49,982,00 ∙ 10-59,30
49,991,00 ∙ 10-59,00
49,9919,00 ∙ 10-68,95
49,9928,00∙ 10-68,90
49,9937,00 ∙ 10-68,85
49,9946,00 ∙ 10-68,78
49,9955,00 ∙ 10-68,70
49,9964,00 ∙ 10-68,60
49,9973,00 ∙ 10-68,48
49,9982,00 ∙ 10-68,30
49,9991,00 ∙ 10-68,00
49,99919,00 ∙ 10-77,95
49,99928,00 ∙ 10-77,90
49,99937,00 ∙ 10-77,85
49,99946,00 ∙ 10-77,78
49,99955,00 ∙ 10-77,70
49,99964,00 ∙ 10-77,60
49,99973,00 ∙ 10-77,48
49,99982,00 ∙ 10-77,30
49,99991,00 ∙ 10-77,00

PUNTO EQUIVALENTE

Volume titolante aggiunto: 50 ml

Concentrazione ioni H+ = 1,00 ∙ 10-7 M

pH = 7,00

DOPO IL PUNTO EQUIVALENTE

Volume titolante  (ml)Concentrazione ioni H+
(mol/L)
(CaVa-CbVb)/(Va+Vb)		pH
-log10[H+]
50,00011,00 ∙ 10-77,00
50,00022,00 ∙ 10-76,70
50,00033,00 ∙ 10-76,52
50,00044,00 ∙ 10-76,40
50,00055,00 ∙ 10-76,30
50,00066,00 ∙ 10-76,22
50,00077,00 ∙ 10-76,15
50,00088,00 ∙ 10-76,10
50,00099,00 ∙ 10-76,05
50,0011,00 ∙ 10-66,00
50,0022,00 ∙ 10-65,70
50,0033,00 ∙ 10-65,52
50,0044,00 ∙ 10-65,40
50,0055,00 ∙ 10-65,30
50,0066,00 ∙ 10-65,22
50,0077,00 ∙ 10-65,15
50,0088,00 ∙ 10-65,10
50,0099,00 ∙ 10-65,05
50,011,00 ∙ 10-55,00
50,022,00 ∙ 10-54,70
50,033,00 ∙ 10-54,52
50,044,00 ∙ 10-54,40
50,055,00 ∙ 10-54,30
50,066,00 ∙ 10-54,22
50,077,00 ∙ 10-54,16
50,087,99 ∙ 10-54,10
50,098,99 ∙ 10-54,05
50,19,99 ∙ 10-54,00
50,22,00 ∙ 10-43,70
50,32,99 ∙ 10-43,52
50,43,98 ∙ 10-43,40
50,54,98 ∙ 10-43,30
50,65,96 ∙ 10-43,22
50,76,95 ∙ 10-43,16
50,87,94 ∙ 10-43,10
50,98,92 ∙ 10-43,05
519,90 ∙ 10-43,00
521,96 ∙ 10-32,71
554,76 ∙ 10-32,32
609,09 ∙ 10-32,04
651,30 ∙ 10-31,88
701,67 ∙ 10-21,78
752,00 ∙ 10-21,70
802,31 ∙ 10-21,64
852,59 ∙ 10-21,59
902,86 ∙ 10-21,54
953,10 ∙ 10-21,51
1003,33 ∙ 10-21,48

TITOLAZIONE ACIDO FORTE CON BASE FORTE

La titolazione di un acido forte con una base forte prevede che vi sia una reazione chimica tra un acido forte e una base forte.

  • L’acido forte è l’analita, ovvero la sostanza che deve essere titolata.
  • La base forte è il titolante ovvero la sostanza che viene aggiunta all’analita.

Nella curva di titolazione viene graficato il valore del pH al variare del volume di titolante aggiunto.

La titolazione avviene fino al raggiungimento del punto equivalente, in cui la quantità di equivalenti di base eguaglia la quantità di equivalenti di acido.

Titolazione di HCl con NaOH

Si considerino 50 ml di una soluzione 0,1 M di HCl che vengono titolati con una soluzione 0,1 M di NaOH. La reazione può essere descritta come:

HCl + NaOH → H2O + Na+ + Cl–

Essendo HCl un acido forte, il pH iniziale può essere calcolato come:

pH = -log10(0,1M) = 1,00

Prima del raggiungimento del punto equivalente, è l’acido a essere in eccesso rispetto alla base e la concentrazione di ioni H+ può essere calcolata in accordo con la seguente formula:

[H^{+}] =\frac{C_{a}V_{a}-C_{b}V_{b}}{V_{a}+V_{b}}

Al raggiungimento del punto equivalente le moli di HCl sono state neutralizzate da un uguale numero di moli di NaOH. L’uniche specie presenti sono H2O, Na+ e Cl–. Gli ioni non sono in grado di dare reazione di idrolisi salina e pertanto il pH al punto equivalente risulta uguale a 7, in virtù della reazione di autoprotolisi dell’acqua.

Aggiungendo un ulteriore quantità di base forte, il pH si sposta verso valori più basici. Essendo questa volta la base in eccesso, la concentrazione di ioni OH– può essere calcolata come:

[OH^{-}] =\frac{C_{b}V_{b}-C_{a}V_{a}}{V_{a}+V_{b}}

CURVA DI TITOLAZIONE CON CALCOLI

PRIMA DEL PUNTO EQUIVALENTE

Volume titolante  
(ml)		Concentrazione ioni H+
(mol/L)
(CaVa-CbVb)/(Va+Vb)		pH
-log10[H+]
01,00 10-11,00
58,18 10-21,09
106,67 10-21,18
155,38 10-21,27
204,29 10-21,37
253,33 10-21,48
302,50 10-21,60
351,76 10-21,75
401,11 10-21,95
455,26 10-32,28
482,04 10-32,69
48,11,94 10-32,71
48,21,83 10-32,74
48,31,73 ∙ 10-32,76
48,41,63 ∙ 10-32,79
48,51,52 ∙ 10-32,82
48,61,42 ∙ 10-32,85
48,71,32 ∙ 10-32,88
48,81,21 ∙ 10-32,92
48,91,11 ∙ 10-32,95
491,01 ∙ 10-33,00
49,19,08 ∙ 10-43,04
49,28,06 ∙ 10-43,09
49,37,05 ∙ 10-43,15
49,46,04 ∙ 10-43,22
49,55,03 ∙ 10-43,30
49,64,02 ∙ 10-43,40
49,73,01 ∙ 10-43,52
49,82,00 ∙ 10-43,70
49,91,00∙ 10-44,00
49,919,01 ∙ 10-54,05
49,928,01 ∙ 10-54,10
49,937,00∙ 10-54,15
49,946,00 ∙ 10-54,22
49,955,00 ∙ 10-54,30
49,964,00 ∙ 10-54,40
49,973,00 ∙ 10-54,52
49,982,00 ∙ 10-54,70
49,991,00 ∙ 10-55,00
49,9919,00 ∙ 10-65,05
49,9928,00∙ 10-65,10
49,9937,00 ∙ 10-65,15
49,9946,00 ∙ 10-65,22
49,9955,00 ∙ 10-65,30
49,9964,00 ∙ 10-65,40
49,9973,00 ∙ 10-65,52
49,9982,00 ∙ 10-65,70
49,9991,00 ∙ 10-66,00
49,99919,00 ∙ 10-76,05
49,99928,00 ∙ 10-76,10
49,99937,00 ∙ 10-76,15
49,99946,00 ∙ 10-76,22
49,99955,00 ∙ 10-76,30
49,99964,00 ∙ 10-76,40
49,99973,00 ∙ 10-76,52
49,99982,00 ∙ 10-76,70
49,99991,00 ∙ 10-77,00

PUNTO EQUIVALENTE

Volume titolante aggiunto: 50 ml

Concentrazione ioni H+ = 1,00 ∙ 10-7 M

pH = 7,00

DOPO IL PUNTO EQUIVALENTE

Volume titolante  
(ml)		Concentrazione ioni OH–
(mol/L)
(CbVb-CaVa)/(Va+Vb)		pH
14-(-log10[H+])
50,00011,00 ∙ 10-77,00
50,00022,00 ∙ 10-77,30
50,00033,00 ∙ 10-77,48
50,00044,00 ∙ 10-77,60
50,00055,00 ∙ 10-77,70
50,00066,00 ∙ 10-77,78
50,00077,00 ∙ 10-77,85
50,00088,00 ∙ 10-77,90
50,00099,00 ∙ 10-77,95
50,0011,00 ∙ 10-68,00
50,0022,00 ∙ 10-68,30
50,0033,00 ∙ 10-68,48
50,0044,00 ∙ 10-68,60
50,0055,00 ∙ 10-68,70
50,0066,00 ∙ 10-68,78
50,0077,00 ∙ 10-68,85
50,0088,00 ∙ 10-68,90
50,0099,00 ∙ 10-68,95
50,011,00 ∙ 10-59,00
50,022,00 ∙ 10-59,30
50,033,00 ∙ 10-59,48
50,044,00 ∙ 10-59,60
50,055,00 ∙ 10-59,70
50,066,00 ∙ 10-59,78
50,077,00 ∙ 10-59,84
50,087,99 ∙ 10-59,90
50,098,99 ∙ 10-59,95
50,19,99 ∙ 10-510,00
50,22,00 ∙ 10-410,30
50,32,99 ∙ 10-410,48
50,43,98 ∙ 10-410,60
50,54,98 ∙ 10-410,70
50,65,96 ∙ 10-410,78
50,76,95 ∙ 10-410,84
50,87,94 ∙ 10-410,90
50,98,92 ∙ 10-410,95
519,90 ∙ 10-411,00
521,96 ∙ 10-311,29
554,76 ∙ 10-311,68
609,09 ∙ 10-311,96
651,30 ∙ 10-312,12
701,67 ∙ 10-212,22
752,00 ∙ 10-212,30
802,31 ∙ 10-212,36
852,59 ∙ 10-212,41
902,86 ∙ 10-212,46
953,10 ∙ 10-212,49
1003,33 ∙ 10-212,52

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE BASICA

La costante di dissociazione basica Kb è una costante d’equilibrio utilizzata per descrivere la reazione di una base in acqua. Tanto più elevato è il valore di Kb tanto maggiore è la forza della base.

Si prenda la seguente reazione di idrolisi basica:

NH3 + H2O ⇄ NH4++ OH–

La costante di dissociazione basica può essere scritta come:

K_{b}= \frac{[NH_{4}^{+}][OH^{-}]}{[NH_{3}]}

Valori elevati di Kb indicano che al raggiungimento dell’equilibrio chimico, i prodotti sono presenti in maggiore quantità rispetto ai reagenti. Questo è il comportamento tipico delle basi forti.

Bassi valori di Kb indicano il prevalere della concentrazione dei reagenti rispetto ai prodotti una volta raggiunte le condizioni di equilibrio chimico. Questo è il comportamento tipico delle basi deboli.

Un ulteriore modo per descrivere la costante di dissociazione basica è quello di utilizzare la pKb di una base. Analogamente a quanto visto per il pH, il termine pKb indica:

pKb = -log10Kb

Basi poliprotiche

Le basi poliprotiche sono basi in grado di accettare più di uno ione H+. A ogni reazione è associata una specifica costante di dissociazione basica Kb.

PO43- + H2O ⇄ HPO42- + OH– Kb1 = 2,40 · 10-2

HPO42- + H2O ⇄ H2PO4– + OH– Kb2 = 1,60 · 10-7

H2PO4– + H2O ⇄ H3PO4 + OH– Kb3 = 1,40 · 10-12

Relazione tra costante di dissociazione acida e basica

Per ogni reazione di idrolisi basica è possibile scrivere la reazione di idrolisi acida dell’acido coniugato:

Idrolisi basica: NH3 + H2O ⇄ NH4++ OH– Kb = 1,79 · 10-5

Idrolisi acida: NH4+ + H2O ⇄ H3O+ + NH3 Ka = 5,59 · 10-10

Esiste una relazione tra Ka e Kb secondo cui:

Ka · Kb = Kw

Kw = 1,00 · 10-14

CONCETTI CHIAVE:

  • La costante di dissociazione basica Kb misura la forza di una base.
  • Alti valori di Kb appartengono a basi che si reagiscono fortemente in acqua.
  • Bassi valori di Kb appartengono a basi che si reagiscono debolmente in acqua.
  • Le basi poliprotiche sono in grado di accettare più di uno ione H+.
  • La relazione tra Ka e Kb è la seguente: Ka · Kb = Kw

COSTANTE DI DISSOCIAZIONE ACIDA

La costante di dissociazione acida Ka è una costante d’equilibrio utilizzata per descrivere la reazione di dissociazione di un acido. Tanto più elevato è il valore di Ka tanto maggiore è la forza dell’acido.

Si prenda la seguente reazione:

CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO–+ H3O+

La costante di dissociazione acida può essere scritta come:

K_{a}= \frac{[H_{3}O^{+}][CH_{3}COO^{-}]}{[CH_{3}COOH]}

Valori elevati di Ka indicano che al raggiungimento dell’equilibrio chimico, la forma dissociata dell’acido (numeratore), prevale sulla forma indissociata (denominatore). Questo è il comportamento tipico degli acidi forti.

Bassi valori di Ka indicano il prevalere della forma indissociata dell’acido rispetto alla forma dissociata una volta raggiunte le condizioni di equilibrio chimico. Questo è il comportamento tipico degli acidi deboli.

Un ulteriore modo per descrivere la costante di dissociazione acida è quello di utilizzare la pKa di un acido. Analogamente a quanto visto per il pH, il termine pKa indica:

pKa = -log10Ka

Acidi poliprotici

Gli acidi poliprotici sono acidi in grado di donare più di uno ione H+. A ogni dissociazione è associata una specifica costante di dissociazione. All’aumentare del numero di dissociazioni la Ka assume un valore minore.

H3AsO4 + H2O ⇄ H3O+ + H2AsO4– I Dissociazione Ka1 = 6,46 · 10-3

H2AsO4– + H2O ⇄ H3O+ + HAsO42- II Dissociazione Ka2 = 1,15 · 10-7

HAsO42- + H2O ⇄ H3O+ + AsO43- III Dissociazione Ka3 = 3,16 · 10-12

Relazione tra costante di dissociazione acida e basica

Per ogni reazione di dissociazione acida è possibile scrivere la reazione di idrolisi basica della base coniugata dell’acido:

Dissociazione acida: CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO–+ H3O+ Ka = 1,75 · 10-5

Idrolisi basica: CH3COO– + H2O ⇄ CH3COOH+ OH– Kb = 5,71 · 10-10

Esiste una relazione tra Ka e Kb secondo cui:

Ka · Kb = Kw

Kw = 1,00 · 10-14

CONCETTI CHIAVE:

  • La costante di dissociazione acida Ka misura la forza di un acido.
  • Alti valori di Ka appartengono ad acidi che si dissociano fortemente in acqua.
  • Bassi valori di Ka appartengono ad acidi che si dissociano debolmente in acqua.
  • Gli acidi poliprotici sono in grado di donare più di uno ione H+.
  • La relazione tra Ka e Kb è la seguente: Ka · Kb = Kw

LA FORZA DEGLI ACIDI E DELLE BASI

Gli acidi e le basi possono essere classificati in forti e deboli a seconda della loro capacità di ionizzarsi in acqua.

  • Gli acidi e le basi forti si ionizzano completamente in acqua.
  • Gli acidi e le basi deboli si ionizzano solo parzialmente in acqua.

ACIDI FORTI E ACIDI DEBOLI

Si consideri la reazione di dissociazione dell’Acido Cloridrico in acqua:

HCl(aq) + H2O(l) → Cl–(aq) + H3O+(aq)

HCl è un esempio di acido forte in quanto, dopo essere stato sciolto in acqua, si dissocia completamente. Questa reazione è stata scritta con una singola freccia in quanto considerata quantitativa, con l’Acido Cloridrico che reagisce completamente.

Gli altri acidi forti sono l’Acido Bromidrico (HBr), l’Acido Iodidrico (HI), l’Acido Solforico (H2SO4) per la prima dissociazione, l’Acido Nitrico (HNO3), e l’Acido Perclorico (HClO4).

Tutti gli altri sono acidi deboli.

L’acido acetico (CH3COOH) è invece un esempio di acido debole, ovvero di un acido che una volta posto in acqua si dissocia solo parzialmente. Al raggiungimento dell’equilibrio, rimane ancora dell’Acido Acetico non reagito.

CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇄ CH3COO–(aq)+ H3O+(aq)

Questa reazione, essendo all’equilibrio, è stata scritta con il simbolo della doppia freccia.

Per valutare la forza di un acido si utilizza una costante di equilibrio chiamata costante di dissociazione acida (Ka).

BASI FORTI E BASI DEBOLI

Le basi forti, una volta disciolte in acqua, si ionizzano completamente. Le basi forti sono gli idrossidi dei metalli alcalini e dei metalli alcalino terrosi (Gruppo IA e IIA della Tavola Periodica) come NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)2.

Si consideri la reazione di dissociazione dell’Idrossido di Sodio (NaOH) in acqua:

NaOH(aq) → Na+(aq) + OH–(aq)

Analogamente a quanto riportato sopra, questa reazione, essendo quantitativa, è stata scritta con una singola freccia.

L’Ammoniaca (NH3) rappresenta invece un esempio di base debole, dal momento che ionizza solo parzialmente una volta disciolta in acqua.

NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH–(aq)

Al termine della reazione rimane ancora una certa quantità di NH3 non reagito.

Per valutare la forza di una base si utilizza una costante di equilibrio chiamata costante di dissociazione basica (Kb).

Prestare attenzione:

L’idrossido di calcio Ca(OH)2 e l’idrossido di magnesio Mg(OH)2 presentano una bassa solubilità in acqua. Questi idrossidi, sebbene rientrino nella categoria delle basi forti, sono di difficile impiego in laboratorio.

CONCETTI CHIAVE:

  • Un acido forte si dissocia completamente in acqua, una acido debole solo parzialmente.
  • Una base forte ionizza completamente in acqua, una base debole solo parzialmente.
  • Gli acidi forti sono HCl, HBr, HI, H2SO4, HClO4, HNO3.
  • Le basi forti sono gli idrossidi dei metalli alcalini e alcalino terrosi (Gruppo IA e IIA).