Acidi deboli

Perché gli acidi sono deboli o forti? Quando perde un protone, lo trasferisce all’acqua. L’acqua agisce come una base quando risolve il protone. L’acido coniugato è l’acqua protonata e viene rappresentato come (H3O)+, (H5O2)+, (H2nOn)+, o semplicemente come H+(aq). La base coniugata è l’acido meno il suo protone.
Un acido forte è completamente dissociato in acqua mentre un acido debole è in equilibrio con la sua base coniugata in acqua. Guardiamo la reazione di un acido forte, l’acido nitrico o HNO3, e di un acido più debole, l’acido nitroso o HNO2, in acqua.

L’acido nitrico è un acido più forte dell’acido nitroso perché la sua base coniugata è più stabile. Lo ione NO3- ha un eccesso di carica negativa distribuita su 3 atomi di ossigeno mentre l’eccesso di carica negativa in NO2- è distribuita su 2 atomi di ossigeno.
Una base coniugata è più stabile quando la carica negativa è su un elemento elettronegativo e quando la carica è delocalizzata su più atomi. Più stabile è la base coniugata, più forte è l’acido. Una base coniugata stabile non è molto basica. Un acido molto forte ha una base coniugata molto debole e un acido molto debole ha una base coniugata molto forte.

Equilibrio acido debole

L’acido nitroso è in equilibrio con un protone e la sua base coniugata, NO2-. Poiché la concentrazione di acqua è costante, possiamo definire una costante uguale al prodotto della concentrazione di acqua e della costante di equilibrio. Questa costante, la Ka è 10-3,29 per HNO2.

Possiamo usare la Ka per determinare il pH di una soluzione di acido nitroso. Per esempio, determiniamo il pH di una soluzione fatta da 0,01 mole di HNO2 in 1,0 L di acqua.
Una parte dell’acido si dissocerà in H+ e NO2- ma non sappiamo w=quanto. Chiameremo la concentrazione molare dei protoni solvatati x quindi = x. Questo significa che anche la concentrazione di NO2- deve essere x perché si formano in quantità uguali per dissociazione dell’acido. La concentrazione

È sempre possibile risolvere x usando l’equazione quadratica, ma il più delle volte possiamo risolverla usando un’approssimazione. Se assumiamo che il grado di dissociazione sia piccolo, allora la concentrazione di equilibrio dell’acido non cambia molto dalla sua concentrazione originale. Possiamo quindi usare la concentrazione originale dell’acido nell’espressione Ka.
L’approssimazione è buona in questo caso perché otteniamo lo stesso valore di pH usandola come abbiamo fatto con l’equazione quadratica.

Reazione tra acidi deboli e basi forti

Le basi forti reagiscono completamente con le basi deboli per formare la base coniugata dell’acido debole. Poi ci sarà un equilibrio tra l’acido debole e la sua base coniugata in acqua.
Per esempio, guardiamo la soluzione formata mescolando 0,010 mol HNO2 e 0,004 mol NaOH in 1,0 L di acqua. Di nuovo, possiamo usare un’approssimazione per risolvere questo problema. L’approssimazione è valida perché il grado di dissociazione sarà piccolo quando c’è già qualche prodotto presente.

Acidi deboli e acidi forti

Le costanti di dissociazione degli acidi di una selezione di acidi è nelle tabelle. Nella tabella sono elencati i valori pKa.

pKa = -log(Ka)
Gli acidi molto forti, quelli che sono completamente dissociati in acqua, sono distinti esaminando il loro equilibrio di dissociazione acida in solventi non acquosi e la pKa per l’acqua è stimata. Le costanti di equilibrio per gli acidi più deboli (pKa >0) sono determinate dalle misure di pH delle soluzioni.
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