Forza di un acido binario: fattori che la influenzano

La determinazione della forza degli acidi

La forza di un acido dipende dal legame H-A e dalla stabilità della base coniugata. La forza degli acidi è misurata dalla loro capacità di cedere protoni in soluzioni acquose. Gli acidi forti hanno una costante di equilibrio molto elevata (Ka) e, se concentrati, presentano un pH inferiore a zero.

Acidi forti e acidi deboli

Gli acidi deboli non si dissociano completamente in acqua, essendo caratterizzati da una reazione di equilibrio con una costante di equilibrio (Ka) che può assumere valori bassi. Gli acidi possono essere binari, composti da idrogeno e un alogeno o da un elemento del gruppo 16, dove l’idrogeno è direttamente legato a uno di questi elementi. Gli acidi ternari, ossiacidi, contengono anche ossigeno oltre all’idrogeno e un non metallo.

Elettronegatività e Forza degli acidi

La forza degli acidi è influenzata dalla polarità del legame H-X. Considerando composti binari del secondo periodo a partire dal Gruppo 14, il legame più polare è tra idrogeno e fluoro, rendendo l’acido fluoridrico (HF) il più forte. In generale, quanto più elevata è la differenza di elettronegatività, maggiore è la polarità del legame e la forza dell’acido.

Tabella sull’elettronegatività

– *HF*: Costante Ka = 7.2 · 10^-4, Differenza elettronegatività = 1.9
– *H2O*: Costante Ka = 1.0· 10^-14, Differenza elettronegatività = 1.4
– *NH3*: Costante Ka = 1.0· 10^-33, Differenza elettronegatività = 0.9
– *CH4*: Costante Ka = 1.0· 10^-44, Differenza elettronegatività = 0.4

La polarità del legame H-X influenza la facilità con cui si formano ioni H+ e X-. Quanto maggiore è la polarità, maggiore sarà la facilità di formazione di tali ioni.

Analisi dell’acidità degli acidi alogenidrici

Legame tra dimensioni atomiche e acidità

Mentre ci si potrebbe aspettare che gli acidi HCl, HBr e HI diventino meno acidi scendendo lungo il gruppo degli alogenidi a causa della diminuzione della differenza di elettronegatività con l’idrogeno, in realtà si verifica il fenomeno opposto. L’acidità di questi acidi aumenta man mano che si scende nel gruppo. Questa anomalia è spiegata dall’influenza delle dimensioni dell’atomo X: maggiore è la grandezza dell’atomo, più debole è il legame HX e quindi più forte è l’acido.

Legame tra dimensioni atomiche e forza dei legami

Di norma, i legami diventano più deboli all’aumentare delle dimensioni atomiche, come dimostrato dai valori delle entalpie di dissociazione. Per HF, HCl, HBr e HI, le entalpie di dissociazione diminuiscono all’aumentare delle dimensioni atomiche, con conseguente riduzione della forza del legame.
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Acido K_a Entalpia di dissociazione (kJ/mol)
HF 7.2·10^-4 569
HCl 1.0·10^6 431
HBr 1.0·10^9 370
HI 3.0·10^9 300
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Attraverso i valori delle costanti di dissociazione K_a, si osserva che l’acidità degli acidi alogenidrici aumenta con le dimensioni atomiche, confermando l’importante ruolo delle dimensioni atomiche nell’influenzare la forza del legame e di conseguenza l’acidità degli acidi alogenidrici.