Forza degli acidi e basi coniugate: esempi
Esiste una correlazione tra la forza di un acido o di una base e la forza degli acidi e basi coniugate.
Secondo la teoria di Brønsted-Lowry un acido è un donatore di protoni e una base è un accettore di protoni.
In ogni equilibrio acido base vi è una specie che agisce da acido e una che si comporta da base.
Ad esempio per l’equilibrio di dissociazione di un acido debole HA:
HA + H2O ⇄ A– + H3O+
Si ha che l’acido HA reagisce con la base H2O per dare A–, base coniugata di HA e H3O+ che è la base coniugata di H2O
Analogamente per l’equilibrio di dissociazione della base BOH:
B + H2O ⇄ BH+ + OH–
Si ha che la base B reagisce con l’acido H2O per dare BH+, acido coniugato di B e OH– base coniugata di H2O
Derivazione matematica
La forza di un acido o di una base è data nella sua costante di dissociazione, Ka o Kb, che è correlata alla ionizzazione della specie.
L’espressione della Ka per l’equilibrio di dissociazione dell’acido
HA + H2O ⇄ A– + H3O+ (1)
è:
Ka = [A–][ H3O+]/[HA]
L’equilibrio di idrolisi della base coniugata A– è:
A– + H2O ⇄ HA + OH– (2)
L’espressione della Kb è:
Kb = [HA][OH–]/[A–]
Sommando la (1) e la (2) e semplificando si ha:
2 H2O ⇄ OH– + H3O+
La costante di equilibrio relativa a quest’ultimo equilibrio vale:
Kw = Ka · Kb
Ciò implica che Ka e Kb sono inversamente proporzionali pertanto quanto più è forte un acido tanto più debole è la sua base coniugata. Analogamente quanto più è forte una base tanto più è debole il suo acido coniugato. Il valore di Kw a 25°C vale 1.0 · 10-14
Esempi
L’acido iodico HIO3 ha una costante di dissociazione pari a 1.6 · 10-1 ed è quindi un acido abbastanza forte.
La sua base coniugata IO3– è molto debole e la costante Kb vale 1.0 · 10-14/1.6 · 10-1 = 6.3 · 10-14.
L’acido iodoso HIO è un acido molto debole e la sua costante di dissociazione è 2.0 · 10-11. La sua base coniugata IO– è invece piuttosto forte avendo una Kb pari a 1.0 · 10-14/2.0 · 10-11 = 5.0 · 10-4.
In definitiva la forza degli acidi e basi coniugate può essere prevista conoscendo la costante di dissociazione della base e dell’acido
