Costante acida e costante basica: concetti fondamentali
La costante di dissociazione acida, nota come Ka, si riferisce alla dissociazione di un acido debole, mentre la costante di dissociazione basica, indicata come Kb, si riferisce alla dissociazione di una base debole. Queste grandezze sono strettamente correlate tra loro.
Per esempio, consideriamo l’equilibrio di dissociazione di un acido debole, HA, descritto dalla seguente equazione:
HA + H2O ⇌ A– + H3O+
La sua costante di dissociazione è definita da:
Ka = [A–][H3O+] / [HA] (1)
La base coniugata dell’acido HA è A–, che reagisce con l’acqua secondo l’equilibrio:
A– + H2O ⇌ HA + OH–
La relativa costante di equilibrio è data da:
Kb = [HA][OH–] / [A–] (2)
Moltiplicando le equazioni (1) e (2) otteniamo:
Ka ∙ Kb = [H3O+] [OH–w (3)
dove Kw rappresenta la costante di dissociazione dell’acqua.
Da questa relazione, notiamo che le costanti di equilibrio (Ka e Kb) dell’acido e della sua base coniugata sono strettamente proporzionali tra loro e il loro prodotto è uguale al prodotto ionico dell’acqua Kw = 1.0 ∙ 10-14.
È importante sottolineare che il valore di Kw è influenzato dalla temperatura, come mostrato nella tabella seguente:
– Temperatura (°C) Kw pKw pH neutro
– 0 1.14 ∙ 10-15 14.94 7.47
– 10 2.93 ∙ 10-14 14.53 7.27
– 20 6.81 ∙ 10-14 14.17 7.08
– 25 1.00 ∙ 10-14 14.0 7.00
– 30 1.47 ∙ 10-14 13.83 6.92
– 40 2.92 ∙ 10-14 13.54 6.77
– 70 1.59 ∙ 10-13 12.80 6.40
– 100 5.13 ∙ 10-13 12.29 6.14
Si assume comunemente che il pH di una soluzione neutra sia 7.00, ma in realtà questo è vero solo a 25°C. Il valore del pH varia da 7.47 a 0°C a 6.14 a 100 °C.
Questa relazione di proporzionalità inversa tra Ka e Kb implica che tanto più forte è l’acido, tanto più debole è la sua base coniugata e viceversa. Ad esempio, l’acido cloridrico è molto forte, quindi l’ione cloruro è una base molto debole, mentre per un acido debole come l’HCN, la sua base coniugata CN– è meno debole rispetto a quella dell’ione Cl–.