Tag: Costante di dissociazione acida

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).