Analisi del grado di dissociazione e calcolo della costante di equilibrio degli elettroliti deboli

Nel campo della chimica analitica, risulta di particolare interesse comprendere e determinare sia il grado di dissociazione che la costante di equilibrio degli elettroliti deboli. Questi parametri sono indispensabili per interpretare la forza acido-base di sostanze quali acidi o basi deboli e, di conseguenza, per calcolare il pH delle soluzioni in cui sono disciolti.

Che cos’è il grado di dissociazione

Definito generalmente con la lettera α, il grado di dissociazione rappresenta la quota proporzionale delle molecole iniziali di un elettrolita che si dissociano in uno stato di equilibrio chimico. In termini matematici, questa grandezza è espressa dalla relazione α = n_d/n_o, dove n_d indica il numero di moli dissociazione e n_o quello delle mole iniziali.

In alternativa si può considerare la percentuale di dissociazione, definita come α% = (n_d/n_o)∙100, per ottenere una visione più immediata del fenomeno.

Come calcolare il pH

Per calcolare la concentrazione di ioni idrogeno [H⁺] in una soluzione acida, è possibile usare la relazione nota come: [H⁺] = 10^-pH. Nel caso di una soluzione basica, si ottiene invece il pOH, il quale è correlato al pH dalla differenza pOH = 14 – pH. Di conseguenza, la concentrazione di ioni idrossido [OH^–] in una soluzione basica si ricava dalla relazione [OH^–] = 10^-pOH.

Esempi applicativi

# La dissociazione dell’etilammina

Supponiamo di avere una soluzione di etilammina con una molarità di 0.520 M che presenta un pH di 12.25. L’etilammina è conosciuta come una base di Brønsted-Lowry:

CH₃CH₂NH₂ + H₂O → CH₃CH₂NH₃⁺ + OH^–

Per calcolare il pOH si utilizza la formula pOH = 14 – 12.25, ottenendo 1.75.

Da questo, si calcola la concentrazione di ioni idrossido [OH^–] = 10^-1.75 = 0.0178 M.

Stabilendo l’equilibrio, si ha che la concentrazione di etilammina non dissociata è [CH₃CH₂NH₂] = 0.520 M – 0.0178 M = 0.502 M.

La costante di equilibrio K_b diventa quindi K_b = [CH₃CH₂NH₃⁺][OH^–]/[CH₃CH₂NH₂] = (0.0178)(0.0178)/0.502 = 0.000631.

Il grado di dissociazione si calcola con α = 0.0178/0.520 = 0.0342 o 3.42%.

# pH e dissociazione dell’acido formico

Si consideri una soluzione di acido formico di volume pari a 1250 mL e massa pari a 4.00 g. La concentrazione meneziale si ricava dividendo il numero di moli per il volume della soluzione, con moli di HCOOH = 4.00 g/ 46.03 g/mol = 0.0869 e conseguentemente [HCOOH] = 0.0869 mol/1.250 L = 0.0695 M.

Stabilendo l’equilibrio di dissociazione dell’acido formico HCOOH ↔ H⁺ + HCOO^–, e sapendo che K_a = 1.80 ∙ 10^-4, si procede con il calcolo dell’equilibrio, arrivando a determinare [H⁺] = x = 0.00354 M.

Il pH si ottiene di conseguenza attraverso -log(0.00354) = 2.45, mentre il grado di dissociazione sarà α = 0.00354/0.0695 = 0.0509 o 5.09%.

# pH dell’acido nitroso

Un’ulteriore applicazione può essere considerata con una soluzione di acido nitroso 0.260 M che presenta un grado di dissociazione percentuale di 4.07%. Per calcolare il pH e la costante di equilibrio, si considera l’equilibrio di dissociazione HNO₂ ↔ H⁺ + NO₂^–. Il grado di dissociazione è α = 0.0407.

Perciò, [H⁺] = x = α * [HNO₂] iniziale = 0.0106 M, da cui pH = -log(0.0106) = 1.98. La costante di equilibrio K_a sarà poi K_a = (0.0106)(0.0106)/(0.260 – 0.0106) = 0.000451.

Per maggiori dettagli sul calcolo della costante di equilibrio, si consiglia la consultazione di risorse specializzate come [ACS Publications](https://pubs.acs.org/) o libri di testo universitari di chimica.