Questo articolo è dedicato ad acidi e basi deboli, un argomento di chimica fondamentale per i compiti in classe alle scuole superiori e i quiz di chimica del test di medicina, veterinaria e professioni sanitarie.
Continua a leggere. Troverai la teoria su acidi e basi deboli. In più, guarda il video con l’esercizio sul calcolo del pH di acidi e basi deboli svolto dal tutor e docente WAU!.
Teorie acidi e basi
Il concetto di acidi e basi deboli deriva dalla teoria di Bronsted-Lowry secondo cui:
- un acido è una sostanza che cede ioni H+ a una base, ad esempio HCl + H2O → Cl– + H3O+;
- una base è una sostanza che riceve ioni H+ da un acido NH3 + H2O → NH4+ + OH–.
Quindi, questa teoria si fonda sul concetto di scambio secondo il quale una sostanza si comporta da acido solo se incontra una sostanza più basica di essa stessa. Per cui, un acido messo insieme a una sostanza ancora più acida si comporta da base.
Nel caso dell’acqua (le specie come l’acqua sono dette anfoteri):
- in HCl + H2O → Cl– + H3O+ l’acqua si comporta da base
- in NH3 + H2O → NH4+ + OH– l’acqua si comporta da acido
Per saperne di più, leggi anche Le tre teorie su acidi e basi e l’approfondimento sulle reazioni acido-base, entrambi con videolezione ed esercizi.
Acidi e basi deboli
Cosa si intende per acido debole e base debole? Per riconoscere acidi e basi deboli bisogna mettere in collegamento 3 aspetti:
- il valore della costante acida o basica, Ka o Kb
- la freccia della reazione (reazione completa o all’equilibrio)
- la forza
Infatti, tutti gli acidi e le basi sono ordinati su una scala di forza. Per calcolare questa forza abbiamo a disposizione un metodo numerico: la costante acida o basica.
La forza dipende dalla posizione di equilibrio nella reazione di dissociazione acida o basica. Facciamo 2 esempi, uno con acido forte e uno con acido debole:
- nel caso dell’acido forte, come in HCl + H2O → Cl– + H3O+, la reazione di dissociazione acida avviene in modo quantitativo. Ossia i reagenti si esauriscono al 100% e alla fine della reazione abbiamo il 100% dei prodotti. Quindi, questa non è una reazione di equilibrio ma è una reazione completa. Infatti, la freccia è singola e ha un solo verso.
- invece, nel caso dell’acido debole, come CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO– + H3O+, abbiamo una reazione di equilibrio. I reagenti non reagiscono del tutto. Quindi, all’equilibrio posso ottenere ad esempio il 20% dei prodotti e l’80% dei reagenti. La freccia è doppia.
Costante acida e costante basica
Da un punto di vista numerico, la forza viene misurata attraverso la costante di equilibrio.
La costante di equilibrio di un acido o di una base è: il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti e il prodotto delle concentrazioni dei reagenti. In formule:
- Ka (costante acida) in HA + H2O → A– + H3O+ è Ka = [A–]∙[H3O+]/[HA–]∙[H2O];
- Kb (costante basica) in B + H2O → BH+ + HO– è Kb = [BH+]∙[OH–]/[B]∙[H2O].
Nota che poiché l’acqua svolge anche il ruolo di solvente e quindi è il componente maggioritario, possiamo non considerare la sua concentrazione, escluderla dall’equazione di reazione e semplificare le formule.
Quindi, per reazioni nettamente spostate a destra la K di equilibrio è molto maggiore di 1, ossia K>>1. Invece, le specie deboli hanno una costante molto minore di 1, cioè K<1.
Siccome i valori di K sono difficili da maneggiare (ad esempio HSO4– ha Ka = 1,02∙10-2), si convertono in pKa o pKb con la formula pK = -logK.
In conclusione, presi due acidi il più forte è quello con K alto e pK basso (perché c’è quel meno davanti alla formula in -logK). Infatti, all’aumentare della forza dell’acido cresce la costante ma decresce la pK. Per renderlo ancora più chiaro: Ka1 = 1 ∙ 10-1 è molto maggiore di Ka2 = 1 ∙ 10-5 e pKa1 = 1 è minore di pKa2 = 5.
Acidi e basi deboli: elenco
Ecco un elenco di alcuni acidi e basi deboli.
| Acidi deboli | Basi deboli |
|---|---|
| CH3COOH | NH3 |
| HCN | RNH2 (le ammine) |
| HF |
Per studiare anche gli acidi e le basi forti vai a Acidi e basi forti: quali sono e come calcolare il pH.
Esercizio acidi e basi deboli
Come calcolare il pH di una specie debole? Le formule in generale, ottenute a seguito dell’approssimazione di cui sotto, sono queste:
- concentrazione acido debole [H3O+] = √Ka∙Ci e pH = 1/2(pKa – logCi)
- concentrazione base debole [OH–] = √Kb∙Ci e pOH = 1/2(pKb – logCi)
Spieghiamole meglio con un esercizio sul calcolo del pH di un acido debole.
Data una soluzione di acido acetico CH3COOH, in concentrazione 1M con Ka = 1,8∙10-5, si scrive la reazione: CH3COOH ⇌ CH3COO– + H3O+. Come puoi notare, nella reazione c’è la doppia freccia, perché l’acido è debole, infatti la Ka è <1 (1,8∙10-5), la reazione è all’equilibrio e abbiamo sottinteso l’acqua poiché è il solvente della soluzione e non è presente in quantità stechiometriche.
Quindi, studiamo le molarità iniziali, quelle che reagiscono e le finali.
All’inizio la concentrazione dell’acido è 1 mol/L, ce lo dice il testo. Quante moli di acido acetico reagiscono? La risposta è da calcolare, possiamo mettere una quantità non conosciuta, ossia 1 – x, perché essendo una reazione di equilibrio non reagisce il 100% dei reagenti. Quindi, assumiamo che alla fine si ottengono x moli di prodotti.
| CH3COOH | ⇌ | CH3COO– + | H3O+ | |
|---|---|---|---|---|
| Inizio | 1 | – | – | |
| Fine | 1 – x | x | x |
La quantità dei prodotti che ottengo sarà stechiometrica rispetto alla quantità finale dei reagenti che reagisce.
Per cui, le molarità finali saranno:
- 1 – x di acido acetico
- x di ione acetato
- x di H3O+
A questo punto, scriviamo la Ka secondo la formula vista sopra:
Ka = [CH3COO–]∙[H3O+]/[CH3COOH], sostituiamo i valori e otteniamo 1,8∙10-5 = x∙x/1-x.
Poiché si tratta di un’equazione di 2° grado difficile da risolvere, possiamo provare ad approssimare per ottenere un’equazione sempre di 2° grado ma disomogenea, più facile da svolgere. Ricorda che si può approssimare quando:
- il valore della costante è K < 1∙10-4
- la concentrazione è Ci > 0,01M
Per cui, poiché in questo caso la concentrazione è maggiore di 0,01 M e la costante è minore di 1∙10-4, abbiamo:
- 1,8∙10-5 = x2/1
- x = √1,8∙10-5 ∙1
- x = 4,2∙10-3 M = H3O+ (la x rappresenta la concentrazione di H3O+)
Otteniamo il pH facendo pH = -log(H3O+) = -log4,2 ∙10-3M = 2,37 che è un valore di pH plausibile per un acido debole.
Il procedimento per una base debole è identico. Solo che al posto di Ka abbiamo Kb, la x trovata rappresenta la concentrazione di OH– non di H3O+. Quindi, per trovare il pH prima dobbiamo calcolare il pOH per poi convertirlo.
Guarda anche il video su acidi e base deboli del nostro tutor e docente per capire meglio questo importante argomento di chimica.
Video nel testo di Orlando Cialli, tutor e docente WAU!
Immagine in evidenza di Kindel Media da Pexels
