Acidi e basi: forti e deboli

Gli acidi e le basi sono composti sia organici che inorganici che rivestono un ruolo primario nell’ambito della chimica.
Inoltre le soluzioni tampone biologiche costituite da acidi e basi deboli aiutano a mantenere il corpo ad un pH corretto in modo che i processi biochimici possano avvenire in modo ottimale.

Secondo la definizione di Brønsted-Lowry gli acidi sono  specie capaci di donare ioni H⁺ mentre le basi sono 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) + NH_3(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 gli acidi e basi 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 ammonio 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 l’acido cloridrico 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:

•  cloridrico
•  iodidrico HI,
• nitrico HNO₃
• bromidrico HBr
•  perclorico HClO₄
• solforico H₂SO₄ relativamente alla prima dissociazione.

Un acido debole, come ad esempio l’acido acetico, non si dissocia completamente. 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 K_a data da:
K_a = [CH₃COO^–][ H₃O⁺]/[ CH₃COOH]
il cui valore è pari a 1.8 ∙ 10^-5.

Il valore della K_a fornisce informazioni sulla forza dell’acido debole: quanto minore è K_a 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.

Acidi poliprotici

Vi sono poi acidi che hanno due protoni acidi come ad esempio l’acido solfidrico H₂S, H₂SO₃ e tre protoni acidi come ad esempio l’acido fosforico H₃PO₄. Tali acidi detti rispettivamente diprotici e triprotici o, più generalmente poliprotici,  sono caratterizzati da due e tre costanti di dissociazione. Riferendoci all’acido fosforico, infatti, vi sono tre equilibri di dissociazione:

H₃PO_4(aq) + H₂O_(l) ⇌ H₂PO₄^–_(aq) + H₃O⁺_(aq)

regolato da una costante di equilibrio:

K_a1 = [H₂PO₄^–][ H₃O⁺]/[ H₃PO₄] = 7.1 ∙ 10^-3

H₂PO₄^–_(aq) + H₂O_(l) ⇌ HPO₄^2-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

regolato da una costante di equilibrio K_a2 = [HPO₄^2-][ H₃O⁺]/[ H₂PO₄^–] = 6.3 ∙ 10^-8

HPO₄^2-_(aq) + H₂O_(l) ⇌ PO₄^3-_(aq) + H₃O⁺_(aq)

regolato da una costante di equilibrio K_a3 = [PO₄^3-][ H₃O⁺]/[ HPO₄^2-] = 4.5 ∙ 10^-13

La diminuzione delle costanti acide da K_a1 a K_a3 indica che ogni successivo protone è sempre più difficile da rimuovere. Quindi H₃PO₄ è un acido più forte rispetto a H₂PO₄^–che a sua volta è un acido più forte rispetto a HPO₄^2-.

Basi  forti e basi deboli

L’esempio più comune di base forte è l’idrossido di un metallo alcalino come NaOH che si dissocia completamente per dare lo ione idrossido:

NaOH_(s) → Na⁺_(aq) + OH^–_(aq)

Una base debole, come ad esempio l’ammoniaca, accetta solo parzialmente un protone dal solvente ed è caratterizzata da una costante basica K_b. Ad esempio l’equilibrio:

NH_3(aq) + H₂O_(l) ⇌ NH₄⁺_(aq) + OH^–_(aq)

è regolato dalla costante K_b:
K_b = [NH₄⁺][[ OH^–]/[NH₃] = 1.8 ∙ 10^-5

Una base debole poliprotica come CO₃^2- e PO₄^3-, analogamente agli acidi poliprotici, è caratterizzata da due o da tre costanti di equilibrio.