Acidi e basi deboli: caratteristiche e esercizi
Gli acidi deboli si caratterizzano per la loro dissociazione incompleta in acqua e per la creazione di un equilibrio reattivo, espresso dalla costante di equilibrio K_a. Tale costante definisce la dissociazione dell’acido debolmente monoprotico HA mediante l’equazione K_a = [H^+][A^-] / [HA].
Acidi diprotici e triprotici sono rispettivamente acidi che si dissociano secondo due e tre reazioni di equilibrio, ciascuna caratterizzata da una costante di equilibrio K_a1 e K_a2 per gli acidi diprotici e K_a1, K_a2 e K_a3 per gli acidi triprotici.
Esercizi sugli acidi:
È possibile calcolare le concentrazioni delle specie all’equilibrio e il pH di una soluzione di HBrO 0.260 M conoscendo che K_a vale 2.06 · 10^-9, mentre, per una soluzione di H_2S 0.10 M sapendo che K_a1 = 1.1 · 10^-7 e K_a2 = 1 · 10^-14, si possono calcolare le concentrazioni di tutte le specie all’equilibrio e il pH.
Le basi deboli, come NH_3, si dissociano solo parzialmente nei loro ioni, seguendo una reazione di equilibrio regolata dalla costante K_b. Un esempio è la reazione di dissociazione di NH_3: NH_3 + H_2O ⇄ NH_4^+ + OH^-, regolata da K_b = [NH_4^+][OH^-] / [NH_3].
Esercizi sulle basi:
Calcolare il pH di una soluzione 0.100 M di NH_3 sapendo che K_b = 1.8·10^-5 e la concentrazione iniziale di NH_3 se si vuole ottenere una soluzione a pH = 12.00, sono esempi di problemi da risolvere. Inoltre, calcolare la K_b della base debole dietilammina (C_2H_5)_2NH, conoscendo che una soluzione 0.500 M ha un pH pari a 12.33, è un ulteriore quesito da valutare.