9.6 Acidi e basi forti e deboli
Con il concetto di “forte” intendiamo un acido o una base che in soluzione acquosa si dissocia completamente con reazione rispettivamente di idrolisi acida o basica. Il fatto che si dissocia completamente comporta che la costante acida Ka o la costante basica Kb hanno valori molto elevati. Si considerano acidi o basi forti quando il valore della costante è superiore a 0,1.
Per esempio l’acido cloridrico HCl è un acido forte perché ha una costante acida che vale 1,3·106 a 298K (25°C).
Scriviamo la reazione di idrolisi acida dell’acido cloridrico:
HCl ⇆ H+ + Cl−
Possiamo anche scriverla nella forma:
HCl + H2O ⇆ H3O+ + Cl−
La costante acida è:
Un valore così elevato della Ka fa sì che il numeratore [H+]·[Cl−] deve essere molto grande e il denominatore [HCl] molto piccolo, questo comporta che in soluzione avremo soprattutto ioni H+ e Cl− e pochissimo acido HCl indissociato.
Un altro esempio è la base forte idrossido di sodio NaOH che ha una costante basica che vale 0,63 a 298K (25°C).
Con un ragionamento simmetrico a quello fatto per l’acido cloridrico scriviamo la reazione di idrolisi basica:
NaOH ⇆ Na+ + OH−
La costante basica è:
Un valore così elevato della Kb fa sì che il numeratore [Na+]·[OH−] deve essere molto grande e il denominatore [NaOH] molto piccolo, questo comporta che in soluzione avremo soprattutto ioni Na+ e OH− e pochissimo idrossido di sodio NaOH indissociato.
Gli ioni che si formano in soluzione da acidi e basi forti sono detti ioni spettatori. Riferendoci agli esempi visti finora lo ione cloruro Cl‒ che si forma da HCl in soluzione e lo ione sodio Na+ che si forma da NaOH in soluzione sono detti ioni spettatori in quanto non riformano quasi mai una forma indissociata ma rimangono in soluzione in forma ionica.
Quando invece utilizziamo il concetto di “debole”, intendiamo il caso opposto, un acido o una base che si dissociamo molto poco. Si considerano acidi o basi deboli quando il valore della costante è inferiore a 10‒4.
Per esempio l’acido acetico CH3COOH è un acido debole perché ha una costante acida che vale 1,8·10‒5 a 298K (25°C).
Scriviamo la reazione di idrolisi acida dell’acido acetico:
CH3COOH ⇆ H+ + CH3COO‒
Possiamo anche scriverla nella forma:
CH3COOH + H2O ⇆ H3O+ + CH3COO‒
La costante acida è:
Un valore così basso della Ka fa sì che il numeratore [H+]·[ CH3COO‒] deve essere molto piccolo e il denominatore [CH3COOH] molto grande, questo comporta che in soluzione avremo pochi ioni H+ e CH3COO‒ e molto acido CH3COOH indissociato.
Un altro esempio è la base debole ammoniaca NH3 che ha una costante basica che vale 1,8·10‒5 a 298K (25°C).
Con un ragionamento simmetrico a quello fatto per l’acido acetico scriviamo la reazione di idrolisi basica:
NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH−
La costante basica è:
Un valore così basso della Kb fa sì che il numeratore [NH4+]·[OH−] deve essere molto piccolo e il denominatore [NH3] molto grande, questo comporta che in soluzione avremo pochi ioni NH4+ e OH− e molta ammoniaca NH3 indissociata.
Nota: il valore Ka dell’acido acetico è vicinissimo al Kb dell’ammoniaca per pura coincidenza.
Per valori intermedi tra 10‒4 e 10‒1 classifichiamo gli acidi e la basi come “medi”.
Ricordare i valori delle costanti acide e basiche dei composti non è richiesto per affrontare i test di ammissione all’università; è però bene ricordare alcuni acidi e alcune basi in funzione del fatto che siamo forti, medi o deboli.
Gli ioni che si formano in soluzione da acidi e basi deboli NON sono ioni spettatori ma possono reagire andando a riformare i composti indissociati.
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9.1 Autoprotolisi
9.2 Soluzioni acide e basiche – pH
9.3 Definizione di acido e base
9.4 Acidi mono e poli-protici
9.5 Costante di equilibrio di acidi e basici
9.6 Acidi e basi forti e deboli
9.7 Rapporto tra Ka e Kb
9.8 Acidi e basi FORTI in soluzione
9.9 Diluizioni di acidi e basi forti in soluzione
9.10 Acidi e basi DEBOLI in soluzione
9.11 Neutralizzazione
9.12 Sali neutri, acidi e basici
9.13 Tamponi
