La relazione tra la forza di acidi e basi coniugate
Secondo la teoria di Brønsted-Lowry, un acido agisce come donatore di protoni mentre una base agisce come accettore di protoni. In un equilibrio acido-base, ci sono specie che fungono da acidi e altre da basi. Ad esempio, per l’equilibrio di dissociazione di un acido debole HA:
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Derivazione matematica
La forza di un acido o di una base è determinata dalla sua costante di dissociazione, nota come Ka o Kb, che è legata all’ionizzazione della specie chimica. L’espressione di Ka per l’equilibrio di dissociazione dell’acido HA è rappresentata da:
Ka = [A-][ H3O+]/[HA]
L’equilibrio di idrolisi della base coniugata A- è espresso dalla seguente equazione:
A- + H2O ⇄ HA + OH-
L’espressione di Kb è:
Kb = [HA][OH-]/[A-]
La somma tra le due espressioni semplificate porta a:
2 H2O ⇄ OH- + H3O+
La costante di equilibrio relativa a quest’ultimo equilibrio è data da:
Kw = Ka * Kb
Questo implica che Ka e Kb sono inversamente proporzionali, il che significa che maggiore è la forza di un acido, più debole sarà la sua base coniugata, e viceversa. Il valore di Kw a 25°C è di 1.0 * 10-14.
Esempi
Un esempio pratico è l’acido iodico HIO3, che ha una costante di dissociazione pari a 1.6 * 10-1, quindi è considerato un acido piuttosto forte. La sua base coniugata IO3- è molto debole, con una constante Kb pari a 6.3 * 10-14.
D’altra parte, l’acido iodoso HIO è un acido molto debole con una costante di dissociazione di 2.0 * 10-11. La sua base coniugata IO- è invece piuttosto forte, con una Kb di 5.0 * 10-4.
In definitiva, la forza degli acidi e delle basi coniugate può essere prevista conoscendo le costanti di dissociazione dell’acido e della base.
