Acidi e basi

Secondo la definizione di Brønsted-Lowry un acido è una specie capace di donare ioni H+ mentre una base è un accettore di ioni H+.

Tali definizioni sono connesse tra loro infatti se c’è una specie in grado di donare ioni H+ deve esserci una specie in grado di accettarli.Si consideri ad esempio la reazione tra acido acetico e ammoniaca:

CH3COOH(aq) + NH3(aq) ⇌ CH3COO(aq)  + NH4+(aq)

 In tale equilibrio l’acido acetico cede uno ione H+ e pertanto si comporta da acido mentre l’ammoniaca accetta uno ione H+ e si comporta da base. Quando reagiscono un acido con una base i prodotti sono un nuovo acido e una nuova base; nell’esempio considerato lo ione acetato CH3COO è una base: infatti lo ione può accettare uno ione H+ per dare l’acido acetico, mentre lo ione NH4+ è un acido che può cedere uno ione H+ per dare l’ammoniaca. pertanto l’acetato è la base coniugata dell’acido acetico mentre lo ione ammonio è l’acido coniugato dell’ammoniaca.

Acidi  forti e acidi deboli

La reazione tra un acido e il solvente è una reazione di dissociazione; gli acidi possono essere suddivisi in due categorie a seconda della loro capacità di donare un protone al solvente: un acido forte come HCl trasferisce completamente il suo protone all’acqua  che a agisce da base:

HCl(aq)  + H2O(l)H3O+(aq) + Cl(aq)

La reazione di una acido forte con l’acqua viene indicata con la freccia unica (→) al posto della doppia freccia (⇌) in quanto HCl può essere considerato, in quanto acido forte, come completamente dissociato.

Si noti che in un altro solvente HCl può non comportarsi da acido forte: ad esempio HCl non agisce da acido forte in metanolo pertanto nella scrittura della reazione acido base si deve usare la doppia freccia:
HCl(aq)  + CH3OH(aq) ⇌  CH3OH2+ (aq) + Cl(aq)

In acqua gli acidi che sono considerati forti sono, oltre all’acido cloridrico, l’acido iodidrico HI, l’acido nitrico HNO3, l’acido bromidrico HBr, l’acido perclorico HClO4 e l’acido solforicoH2SO4 relativamente alla prima dissociazione.

Un acido debole, come ad esempio l’acido acetico, non si dissocia completamente e, una volta che si è instaurato l’equilibrio, la gran parte rimane indissociato mentre è presente solo una piccola quantità di base coniugata:
CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇌ CH3COO(aq) + H3O+(aq)

Tale equilibrio è regolato da una costante di equilibrio Ka data da:

Ka = [CH3COO][ H3O+]/[ CH3COOH]

il cui valore è pari a 1.8 ∙ 10-5.

Il valore della Ka fornisce informazioni sulla forza dell’acido debole: quanto minore è Ka tanto più debole è l’acido.

Gli acidi monoprotici come l’acido acetico, l’acido nitroso HNO2, l’acido fluoridrico HF hanno un solo idrogeno acido e pertanto hanno una sola costante di dissociazione.

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Author: Chimicamo

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