Forza di acidi e basi: Ka e Kb

Rifacendoci alla definizione acido-base di Bronsted e Lowry, una sostanza non è acida o basica in maniera assoluta, possiamo solo dire se si comporta da acido o da base nei confronti di un'altra sostanza.

Per dire quale di due sostanze sia più acide si può però metterle a confronto con la stessa base. La sostanza presa come riferimento per la misura dell'acidità / basicità relativa delle sostanze è l'acqua, H2O. L'acqua si presta a questo ruolo perchè gran parte delle reazioni con cui abbiamo a che fare si svolgono in soluzione acquosa.

La reazione di un acido con H2O sarà del tipo:

La costante di equilibrio di questa reazione sarà:

per la definizione che abbiamo dato in precedenza, l'acido sarà tanto più forte quanto più dissociato (molto propenso a donare un protone). Possiamo altresì dire che sarà tanto più forte quanto più grande sarà la K di equilibrio.

Questa espressione può essere ulteriormente semplificata. Infatti, operando in condizioni ideali, ovvero in soluzioni molto diluite (grande volume di acqua), si può considerare la concentrazione di H2O costante.

   ma dato che        si può considerare   

Assumendo che la soluzione acquosa abbia densità = 1, se ne può calcolare la molarità come:

Essendo un valore costante, può essere incorporato nella costante di equilibrio:

Questa nuova costante , Ka, viene chiamata costante di dissociazione (o costante di ionizzazione) dell'acido.

 Più è grande il valore numerico della Ka più sarà forte l'acido in questione, ovvero maggiore sarà la componente dissociata rispetto all'acido indissociato.

Più è piccolo il valore numerico della Ka più sarà debole l'acido in questione, ovvero maggiore sarà la componente indissociata rispetto a quella dissociata.

Quelli che comunemente chiamiamo acidi forti, come ad esempio HNO3, HCl, H2SO4 ecc. in soluzione acquosa sono completamente dissociati nei loro ioni costituenti.

Prendiamo come esempio HCl:

HCl + H2O    H3O+ + Cl

Dato che è un acido molto forte, questo equilibrio sarà completamente spostato verso destra, ovvero in soluzione praticamente tutto l' HCl è dissociato in H+ e Cl-. Sempre secondo Bronsted e Lowry, se ne deduce che Cl- è una base molto debole, perchè non ha nessuna tendenza ad accettare il protone da H3O+.

HCl e Cl- sono una coppia acido-base coniugata. Dall'esempio che abbiamo appena portato, si deduce che più un acido è forte più la sua base coniugata è debole.  E' vero anche il contrario, ovvero, più una base è forte, più il suo acido coniugato è debole.

Il ragionamento che abbiamo fatto per trovare una misura della forza acida può essere analogamente fatto per una base:

Una base è più forte quanto è più propensa ad accettare un protone da un'altra sostanza. Anche in questo caso, la forza relativa di due basi, può essere paragonata confrontandole con lo stesso acido. Scegliamo ancora una volta di trovare una scala di forza basica rispetto all'acqua. Valgono le stesse considerazioni che abbiamo fatto in precedenza per gli acidi.


La costante Kb ci permette di esprimere la forza di una base. Viene chiamata anche costante di idrolisi basica o costante di dissociazione basica.

Si noti che, quando una base strappa un protone all'acqua, si ottengono la base protonata e lo ione OH-.

Le basi più forti sono quindi quelle che accettano un protone più facilmente, e che liberano in soluzione la maggiore concentrazione di ioni OH-.

Le basi di uso comune più forte sono gli idrossidi, perchè liberano quantitativamente in soluzione ioni OH-. Per gli idrossidi, possiamo ancora avvalerci della teoria acido-base di Arrhenius, dato che siamo in soluzione acquosa.

Ad esempio:

 

Le basi deboli invece, non liberano in modo quantitativo ioni OH- , perchè non vengono completamente protonate. Esempio:

Essendo il valore della Kb 1,8 * 10-5 , significa che il denominatore, [NH3] , è più grande del numeratore, [NH4+][OH-], ovvero che la quantità di base non protonata è maggiore di quella protonata.

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