Acidi e basi deboli: costante di dissociazione e pH
13 Agosto 2026 · Mario Lomele
Gli acidi e basi deboli sono tutti quelli che in acqua si dissociano solo in parte, e sono la maggioranza. A differenza dei forti, qui non basta leggere la concentrazione: serve una costante di equilibrio, ed è proprio su questo passaggio che i quiz costruiscono le domande.
Ka e Kb: cosa misurano
Un acido debole in acqua raggiunge un equilibrio fra la forma indissociata e i suoi ioni. La costante di questo equilibrio si chiama costante di dissociazione acida, indicata con Ka: più è grande, più l’acido è dissociato e quindi più è forte. Per l’acido acetico vale circa 1,8 per 10-5, un valore piccolo che dice quanto poco si dissoci.
Per le basi deboli vale lo stesso ragionamento con la costante Kb. L’ammoniaca, la base debole più citata nelle prove, ha una Kb dello stesso ordine di grandezza della Ka dell’acido acetico, ed è il motivo per cui le due sostanze compaiono spesso appaiate negli esercizi.
Poiché questi numeri sono scomodi, si usa spesso il loro logaritmo cambiato di segno: pKa e pKb. La relazione da ricordare è che a pKa più basso corrisponde acido più forte, cioè l’opposto di quanto suggerirebbe l’intuito. Per una coppia coniugata, in acqua a 25 gradi, pKa + pKb = 14.
Il calcolo del pH per acidi e basi deboli
La formula approssimata da usare nei quiz è semplice: la concentrazione degli ioni idronio è la radice quadrata del prodotto fra Ka e la concentrazione iniziale dell’acido. Da li’ si ricava il pH con il solito logaritmo. Per una base debole si procede allo stesso modo con Kb, ottenendo prima il pOH.
L’approssimazione regge finché la quantità dissociata è piccola rispetto a quella iniziale, cioè quando la concentrazione è almeno un centinaio di volte la costante. Fuori da questa condizione bisognerebbe risolvere l’equazione di secondo grado completa, ma nelle prove di ammissione i dati sono quasi sempre scelti perché l’approssimazione valga.
Il confronto che conviene tenere a mente: a parità di concentrazione, un acido debole ha sempre un pH più alto di un acido forte, perché produce meno ioni idronio. Se un quesito propone due soluzioni alla stessa molarità e chiede quale sia più acida, la risposta dipende solo dalla forza.
Le soluzioni tampone
Una soluzione tampone contiene un acido debole insieme alla sua base coniugata, oppure una base debole con il suo acido coniugato, in quantità confrontabili. La sua proprieta’ è resistere alle variazioni di pH: aggiungendo piccole quantità di acido o base forte, il pH si sposta pochissimo.
Il motivo è che le due specie presenti si comportano da riserva: quella basica cattura gli ioni idronio aggiunti, quella acida ne rilascia se ne vengono sottratti. Il pH si calcola con l’equazione di Henderson e Hasselbalch, secondo cui il pH è pari al pKa più il logaritmo del rapporto fra base coniugata e acido.
Quando le due concentrazioni sono uguali il logaritmo vale zero e il pH coincide con il pKa: è il punto di massima capacità tamponante, e la domanda che lo verifica compare con regolarità. Il sangue umano è tamponato principalmente dal sistema acido carbonico e bicarbonato, mantenuto attorno a 7,4.
L’idrolisi salina
Quando si scioglie un sale in acqua, il pH che ne risulta dipende da quali acido e base lo hanno generato. Un sale che deriva da acido forte e base forte, come il cloruro di sodio, dà una soluzione neutra: nessuno dei due ioni reagisce con l’acqua.
Se invece il sale deriva da un acido debole e una base forte, come l’acetato di sodio, l’anione acetato è la base coniugata di un acido debole e strappa protoni all’acqua, liberando ioni idrossido: la soluzione risulta basica. Specularmente, un sale da acido forte e base debole, come il cloruro di ammonio, dà una soluzione acida.
Il caso di un sale formato da acido debole e base debole si decide confrontando Ka e Kb: prevale la più grande. È il ragionamento che permette di rispondere a molti quesiti senza fare alcun calcolo, semplicemente riconoscendo l’origine del sale.
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