Antonello Santini » 23.Acidi e Basi forti e deboli

Forza degli acidi e delle basi

La forza degli acidi e delle basi è definita dal grado di dissociazione, α, per cui un elettrolita (un acido o una base): è forte quando in soluzione acquosa può considerarsi completamente dissociato in ioni; è debole quando la sua dissociazione è parziale, perché si stabilisce un equilibrio dinamico tra la parte dissociata e la parte indissociata.

Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido è rappresentabile con la seguente equazione di equilibrio:

HA + H₂O ↔ A^- + H₃O⁺

acido            base coniugata

Forza degli acidi e delle basi

Valori di K_a per gli acidi

Costante di acidità o di dissociazione acida K_a

Acidi e Basi forti e deboli

Costante di basicità o di dissociazione basica K_b

Prodotto ionico dell’acqua

Prodotto ionico dell’acqua

Acidi e Basi forti e deboli

Acidi e Basi forti e deboli

pH

L’acidità, la neutralità, la basicità di una soluzione acquosa vengono espresse per comodità di calcolo in termini di pH, ossia del logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione molare degli ioni H₃O⁺:

pH = -log [H₃O⁺]
cioè
[H₃O⁺] = 10^-pH

L’insieme dei valori di pH compresi normalmente tra 0 e 14 costituisce la scala del pH.

pH

Le condizioni di acidità, neutralità, basicità di una soluzione, tradotte in termini di pH, diventano:

• se pH < 7 la soluzione è acida;
• se pH = 7 la soluzione è neutra;
• se pH > 7 la soluzione è basica.

In modo analogo al pH si può definire il pOH, che è il logaritmo negativo, in base 10, della concentrazione degli ioni idrossido OH^-:

pOH = -log [OH^-]

Il prodotto ionico dell’acqua può quindi essere espresso anche come logaritmo pK_w, mediante la relazione:

pK_w = pH + pOH = 14

Esempi numerici sulla determinazione del pH

Scala di pH e valori approssimati per alcune sostanze comuni

Indicatori acido-base

Indicatori acido-base

L’occhio umano è capace di apprezzare la colorazione netta dell’una o dell’altra forma, quando il rapporto [In^-] : [HIn] è 1 : 10 o 10 : 1; perciò più che al punto di viraggio ci si riferisce a un campo di viraggio corrispondente a 2 unità di pH. Indicatori di uso comune sono l’arancio di metile, il tornasole, la fenolftaleina ed altri il cui campo di viraggio è riportato nella Tabella successiva Gli indicatori sono usati nelle reazioni di titolazione di acidi e di basi.

Comuni indicatori acido – base

Titolazioni acido-base

• Le titolazioni acido-base determinano la concentrazione di un acido o di una base in soluzione acquosa nota in maniera approssimata impiegando soluzioni a concentrazioni esattamente note.
• Questi metodi si basano sull’aggiunta, in piccole aliquote successive, di un determinato volume di uno standard a concentrazione nota (titolo) ad un determinato volume di una soluzione a concentrazione incognita (o meglio nota in maniera approssimata) da titolare.
• Il requisito fondamentale è che titolante e sostanza da titolare reagiscano in maniera stechiometrica e che la reazione vada a completamento.

Titolazioni acido-base

• Nell’analisi volumetrica le concentrazioni delle soluzioni vengono espresse in normalità (N), numero di equivalenti per unità di volume in litri, così da rendere 1:1 il rapporto stechiometrico con cui titolante e sostanza da titolare reagiscono.
• La titolazione si conclude quando il numero di equivalenti del titolante è uguale al numero di equivalenti della sostanza da titolare: si è raggiunto il punto di equivalenza.
• Il punto finale di una titolazione, indica il numero di equivalenti di titolante aggiunti fino al momento in cui si ritiene di aver raggiunto il punto di equivalenza.
• A causa dell’errore sperimentale e dei limiti dei metodi utilizzati, il punto finale è diverso dal punto di equivalenza. I due termini coincidono solo in una titolazione ideale.

Esempio: titolazione acido forte – base forte

Acidi e Basi forti e deboli