Acidi deboli e costante di ionizzazione acida
Definizione
Gli acidi diprotici e, più in generale, gli acidi poliprotici rilasciano protoni in modo sequenziale. Ogni distacco di H+ costituisce uno stadio di equilibrio distinto, descritto da una propria costante di dissociazione acida. Per un acido generico HnA, i passaggi successivi sono:
\[ \text{H}_n\text{A} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{H}_{n-1}\text{A}^- \quad\Rightarrow\quad K_{a1}=\frac{[\text{H}^+][\text{H}_{n-1}\text{A}^-]}{[\text{H}_n\text{A}]} \] \[ \text{H}_{n-1}\text{A}^- \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{H}_{n-2}\text{A}^{2-} \quad\Rightarrow\quad K_{a2}=\frac{[\text{H}^+][\text{H}_{n-2}\text{A}^{2-}]}{[\text{H}_{n-1}\text{A}^-]} \]
La specie che si forma nello stadio precedente agisce da acido nello stadio successivo. I valori riportati in (Tabella 05.03-01) per acidi diprotici e poliprotici mostrano la gerarchia tipica \(K_{a1} \gg K_{a2} \gg K_{a3}\ldots\), coerente con la maggiore difficoltà a rimuovere un protone da specie progressivamente più cariche negativamente.
Per gli acidi diprotici, quando \(K_{a1} \gg K_{a2}\), il contributo della seconda dissociazione alla concentrazione di H+ è trascurabile nelle condizioni usuali. In tal caso, l’acidità è ben approssimata dalla prima dissociazione e, se la soluzione è sufficientemente diluita e l’acido è debole, vale la relazione per il primo stadio: \[ [\text{H}^+] \approx \sqrt{K_{a1}\,c_a}, \] con \(c_a\) concentrazione analitica dell’acido. Inoltre, poiché nello stato stazionario del primo equilibrio si ha approssimativamente \([\text{H}^+] \approx [\text{HA}^-]\), dalla seconda dissociazione segue \[ [\text{A}^{2-}] = \frac{K_{a2}\,[\text{HA}^-]}{[\text{H}^+]} \approx K_{a2}. \]
Esempio didattico alternativo (acido solfidrico, H2S):
\[ \text{H}_2\text{S}(aq) \rightleftharpoons \text{H}^+(aq) + \text{HS}^-(aq), \quad K_{a1} \approx 9{,}1 \times 10^{-8} \] \[ \text{HS}^-(aq) \rightleftharpoons \text{H}^+(aq) + \text{S}^{2-}(aq), \quad K_{a2} \approx 1{,}2 \times 10^{-13} \]
Per una soluzione \(c_a = 0{,}050\ \text{mol L}^{-1}\), si stima \[ [\text{H}^+] \approx \sqrt{(9{,}1\times10^{-8})(0{,}050)} \approx 6{,}7\times10^{-5}\ \text{mol L}^{-1}, \] da cui \(pH \approx 4{,}17\). La concentrazione di \(\text{S}^{2-}\) risulta \([\text{S}^{2-}] \approx K_{a2} \approx 1{,}2\times10^{-13}\ \text{mol L}^{-1}\), trascurabile rispetto alle altre specie. Queste stime sono coerenti con l’andamento generale evidenziato in (Tabella 05.03-01).
L’acido fosforico, H3PO4, è un classico acido triprotico debole, i cui tre equilibri in soluzione acquosa sono:
\[ \text{H}_3\text{PO}_4(aq) \rightleftharpoons \text{H}^+(aq) + \text{H}_2\text{PO}_4^-(aq), \quad K_{a1}=\frac{[\text{H}^+][\text{H}_2\text{PO}_4^-]}{[\text{H}_3\text{PO}_4]}=7{,}5\times10^{-3} \] \[ \text{H}_2\text{PO}_4^-(aq) \rightleftharpoons \text{H}^+(aq) + \text{HPO}_4^{2-}(aq), \quad K_{a2}=\frac{[\text{H}^+][\text{HPO}_4^{2-}]}{[\text{H}_2\text{PO}_4^-]}=6{,}2\times10^{-8} \] \[ \text{HPO}_4^{2-}(aq) \rightleftharpoons \text{H}^+(aq) + \text{PO}_4^{3-}(aq), \quad K_{a3}=\frac{[\text{H}^+][\text{PO}_4^{3-}]}{[\text{HPO}_4^{2-}]}=4{,}8\times10^{-13} \]
Poiché \(K_{a1} \gg K_{a2} \gg K_{a3}\), in soluzioni acquose a concentrazioni ordinarie la specie prevalente non dissociata è H3PO4, mentre tra gli anioni fosfato la concentrazione significativa è quella di H2PO4-. In fasce di pH differenti, la speciazione varia in modo prevedibile: vicino a \(pK_{a1}\) predominano H3PO4/H2PO4-, presso \(pK_{a2}\) la coppia anfiprotica H2PO4-/HPO42-, e a pH molto basici HPO42-/PO43-:
- La base coniugata generata in uno stadio funge da acido nel successivo, con costanti che decrescono marcatamente lungo la serie;
- Quando \(K_{a1} \gg K_{a2}\), il pH è determinato quasi interamente dal primo equilibrio e la formazione della specie con carica più elevata è minima;
- I valori di riferimento delle costanti di dissociazione per acidi poliprotici sono riportati in (Tabella 05.03-01).
| Nome dell’acido | Formula | Ka | Base coniugata | Kb |
|---|---|---|---|---|
| Acido cloridrico | HCl | Molto grande | Cl⁻ | Molto piccola |
| Acido nitrico | HNO₃ | Molto grande | NO₃⁻ | Molto piccola |
| Acido solforico | H₂SO₄ | Molto grande | HSO₄⁻ | Molto piccola |
| Acido perclorico | HClO₄ | Molto grande | ClO₄⁻ | Molto piccola |
| Ione idrossonio | H₃O⁺ | Molto grande | H₂O | Molto piccola |
| Acido ossalico | H₂C₂O₄ | 6.5 × 10⁻² | HC₂O₄⁻ | 1.5 × 10⁻¹³ |
| Acido solforoso | H₂SO₃ | 1.3 × 10⁻² | HSO₃⁻ | 7.7 × 10⁻¹³ |
| Acido ortofosforico | H₃PO₄ | 7.5 × 10⁻³ | H₂PO₄⁻ | 1.3 × 10⁻¹² |
| Acido fluoridrico | HF | 7.1 × 10⁻⁴ | F⁻ | 1.4 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetilsalicilico (aspirina) | C₉H₈O₄ | 3.0 × 10⁻⁴ | C₉H₇O₄⁻ | 3.3 × 10⁻¹¹ |
| Acido formico | HCOOH | 1.7 × 10⁻⁴ | HCOO⁻ | 5.9 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetico | CH₃COOH | 1.8 × 10⁻⁵ | CH₃COO⁻ | 5.6 × 10⁻¹⁰ |
| Acido carbonico | H₂CO₃ | 4.2 × 10⁻⁷ | HCO₃⁻ | 2.4 × 10⁻⁸ |
| Ione idrogenosolfito | HSO₃⁻ | 6.3 × 10⁻⁸ | SO₃²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido solfidrico | H₂S | 9.5 × 10⁻⁸ | HS⁻ | 1.1 × 10⁻⁷ |
| Ione diidrogenofosfato | H₂PO₄⁻ | 6.2 × 10⁻⁸ | HPO₄²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido lattico | C₃H₆O₃ | 1.4 × 10⁻⁴ | C₃H₅O₃⁻ | 7.1 × 10⁻¹¹ |
| Acido piruvico | C₃H₄O₃ | 3.2 × 10⁻³ | C₃H₃O₃⁻ | 3.1 × 10⁻¹² |
| Acido cianidrico | HCN | 4.9 × 10⁻¹⁰ | CN⁻ | 2.0 × 10⁻⁵ |
| Ione idrogenocarbonato | HCO₃⁻ | 4.8 × 10⁻¹¹ | CO₃²⁻ | 2.1 × 10⁻⁴ |
| Ione idrogenofosfato | HPO₄²⁻ | 4.8 × 10⁻¹³ | PO₄³⁻ | 2.1 × 10⁻² |
| Ione idrogenosolfuro | HS⁻ | 1.0 × 10⁻¹⁹ | S²⁻ | 1 × 10⁵ |
| Ione idrossido | OH⁻ | Trascurabile | O²⁻ | Molto grande |
Costanti di ionizzazione a 25 °C
Valori di ionizzazione di vari acidi monoprotici e poliprotici e delle rispettive basi coniugate.
| Nome dell’acido | Formula | Ka | Base coniugata | Kb |
|---|---|---|---|---|
| Acido cloridrico | HCl | Molto grande | Cl⁻ | Molto piccola |
| Acido nitrico | HNO₃ | Molto grande | NO₃⁻ | Molto piccola |
| Acido solforico | H₂SO₄ | Molto grande | HSO₄⁻ | Molto piccola |
| Acido perclorico | HClO₄ | Molto grande | ClO₄⁻ | Molto piccola |
| Ione idrossonio | H₃O⁺ | Molto grande | H₂O | Molto piccola |
| Acido ossalico | H₂C₂O₄ | 6.5 × 10⁻² | HC₂O₄⁻ | 1.5 × 10⁻¹³ |
| Acido solforoso | H₂SO₃ | 1.3 × 10⁻² | HSO₃⁻ | 7.7 × 10⁻¹³ |
| Acido ortofosforico | H₃PO₄ | 7.5 × 10⁻³ | H₂PO₄⁻ | 1.3 × 10⁻¹² |
| Acido fluoridrico | HF | 7.1 × 10⁻⁴ | F⁻ | 1.4 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetilsalicilico (aspirina) | C₉H₈O₄ | 3.0 × 10⁻⁴ | C₉H₇O₄⁻ | 3.3 × 10⁻¹¹ |
| Acido formico | HCOOH | 1.7 × 10⁻⁴ | HCOO⁻ | 5.9 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetico | CH₃COOH | 1.8 × 10⁻⁵ | CH₃COO⁻ | 5.6 × 10⁻¹⁰ |
| Acido carbonico | H₂CO₃ | 4.2 × 10⁻⁷ | HCO₃⁻ | 2.4 × 10⁻⁸ |
| Ione idrogenosolfito | HSO₃⁻ | 6.3 × 10⁻⁸ | SO₃²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido solfidrico | H₂S | 9.5 × 10⁻⁸ | HS⁻ | 1.1 × 10⁻⁷ |
| Ione diidrogenofosfato | H₂PO₄⁻ | 6.2 × 10⁻⁸ | HPO₄²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido lattico | C₃H₆O₃ | 1.4 × 10⁻⁴ | C₃H₅O₃⁻ | 7.1 × 10⁻¹¹ |
| Acido piruvico | C₃H₄O₃ | 3.2 × 10⁻³ | C₃H₃O₃⁻ | 3.1 × 10⁻¹² |
| Acido cianidrico | HCN | 4.9 × 10⁻¹⁰ | CN⁻ | 2.0 × 10⁻⁵ |
| Ione idrogenocarbonato | HCO₃⁻ | 4.8 × 10⁻¹¹ | CO₃²⁻ | 2.1 × 10⁻⁴ |
| Ione idrogenofosfato | HPO₄²⁻ | 4.8 × 10⁻¹³ | PO₄³⁻ | 2.1 × 10⁻² |
| Ione idrogenosolfuro | HS⁻ | 1.0 × 10⁻¹⁹ | S²⁻ | 1 × 10⁵ |
| Ione idrossido | OH⁻ | Trascurabile | O²⁻ | Molto grande |
Costanti di ionizzazione a 25 °C
Valori di ionizzazione di vari acidi monoprotici e poliprotici e delle rispettive basi coniugate.
| Nome dell’acido | Formula | Ka | Base coniugata | Kb |
|---|---|---|---|---|
| Acido cloridrico | HCl | Molto grande | Cl⁻ | Molto piccola |
| Acido nitrico | HNO₃ | Molto grande | NO₃⁻ | Molto piccola |
| Acido solforico | H₂SO₄ | Molto grande | HSO₄⁻ | Molto piccola |
| Acido perclorico | HClO₄ | Molto grande | ClO₄⁻ | Molto piccola |
| Ione idrossonio | H₃O⁺ | Molto grande | H₂O | Molto piccola |
| Acido ossalico | H₂C₂O₄ | 6.5 × 10⁻² | HC₂O₄⁻ | 1.5 × 10⁻¹³ |
| Acido solforoso | H₂SO₃ | 1.3 × 10⁻² | HSO₃⁻ | 7.7 × 10⁻¹³ |
| Acido ortofosforico | H₃PO₄ | 7.5 × 10⁻³ | H₂PO₄⁻ | 1.3 × 10⁻¹² |
| Acido fluoridrico | HF | 7.1 × 10⁻⁴ | F⁻ | 1.4 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetilsalicilico (aspirina) | C₉H₈O₄ | 3.0 × 10⁻⁴ | C₉H₇O₄⁻ | 3.3 × 10⁻¹¹ |
| Acido formico | HCOOH | 1.7 × 10⁻⁴ | HCOO⁻ | 5.9 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetico | CH₃COOH | 1.8 × 10⁻⁵ | CH₃COO⁻ | 5.6 × 10⁻¹⁰ |
| Acido carbonico | H₂CO₃ | 4.2 × 10⁻⁷ | HCO₃⁻ | 2.4 × 10⁻⁸ |
| Ione idrogenosolfito | HSO₃⁻ | 6.3 × 10⁻⁸ | SO₃²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido solfidrico | H₂S | 9.5 × 10⁻⁸ | HS⁻ | 1.1 × 10⁻⁷ |
| Ione diidrogenofosfato | H₂PO₄⁻ | 6.2 × 10⁻⁸ | HPO₄²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido lattico | C₃H₆O₃ | 1.4 × 10⁻⁴ | C₃H₅O₃⁻ | 7.1 × 10⁻¹¹ |
| Acido piruvico | C₃H₄O₃ | 3.2 × 10⁻³ | C₃H₃O₃⁻ | 3.1 × 10⁻¹² |
| Acido cianidrico | HCN | 4.9 × 10⁻¹⁰ | CN⁻ | 2.0 × 10⁻⁵ |
| Ione idrogenocarbonato | HCO₃⁻ | 4.8 × 10⁻¹¹ | CO₃²⁻ | 2.1 × 10⁻⁴ |
| Ione idrogenofosfato | HPO₄²⁻ | 4.8 × 10⁻¹³ | PO₄³⁻ | 2.1 × 10⁻² |
| Ione idrogenosolfuro | HS⁻ | 1.0 × 10⁻¹⁹ | S²⁻ | 1 × 10⁵ |
| Ione idrossido | OH⁻ | Trascurabile | O²⁻ | Molto grande |
Costanti di ionizzazione a 25 °C
Valori di ionizzazione di vari acidi monoprotici e poliprotici e delle rispettive basi coniugate.
La trattazione delle basi deboli è del tutto analoga a quella degli acidi deboli, con l’acqua che agisce da donatore di protoni. Un esempio paradigmatico è l’ammoniaca:
\[ \text{NH}_3(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{NH}_4^+(aq) + \text{OH}^-(aq) \]
Poiché la concentrazione dell’acqua è praticamente costante nel solvente puro, la costante di ionizzazione basica (equilibrio di Brønsted–Lowry) si scrive: \[ K_b=\frac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_3]}=1{,}8\times10^{-5}. \] L’aumento di \([\text{OH}^-]\) rispetto a \([\text{H}^+]\) implica \(pH>7\). La (Tabella 05.03-02) riporta i valori di \(K_b\) per numerose basi deboli.
La basicità delle ammine e, più in generale, dei composti azotati, è attribuibile alla coppia solitaria sull’atomo di azoto, in grado di accettare un protone formando lo ione ammonio sostituito (Figura 05.03-01). Per soluzioni diluite di una base debole monoprotica, trascurando l’autoprotolisi dell’acqua, si ricava l’approssimazione operativa: \[ [\text{OH}^-] \approx \sqrt{K_b\,c_b}, \] con \(c_b\) concentrazione formale della base.
Esempio didattico alternativo (etilammina, C2H5NH2): per \(c_b=0{,}020\ \text{mol L}^{-1}\) e \(K_b=5{,}6\times10^{-4}\), \[ [\text{OH}^-] \approx \sqrt{(5{,}6\times10^{-4})(0{,}020)} \approx 3{,}35\times10^{-3}\ \text{mol L}^{-1}, \] da cui \(pOH \approx 2{,}48\) e \(pH \approx 11{,}52\). L’approssimazione è valida perché \(c_b \gg [\text{OH}^-]\) e l’apporto di \(\text{OH}^-\) dall’acqua pura è trascurabile:
- Le basi azotate agiscono come accettori di protoni grazie alla coppia elettronica non condivisa, coerentemente con la definizione di Brønsted–Lowry;
- Per una coppia coniugata acido–base vale \(K_a K_b = K_w\) a 25 °C, con \(K_w \approx 1{,}0\times10^{-14}\); ad esempio per \(\text{NH}_4^+/\text{NH}_3\), \(K_a(\text{NH}_4^+)=K_w/K_b(\text{NH}_3)\approx 5{,}6\times10^{-10}\);
- I valori sperimentali di \(K_b\) di ammine e basi correlate sono riportati in (Tabella 05.03-02) e riflettono la diversa disponibilità della coppia solitaria, anche per effetto di sostituenti e solvatrazione.
| Nome della base | Formula | Kb | Acido coniugato | Ka |
|---|---|---|---|---|
| Idrossido di sodio | NaOH | Molto grande | Na⁺ | Molto piccola |
| Idrossido di magnesio | Mg(OH)₂ | Molto grande | MgOH⁺ | Molto piccola |
| Etilammina | C₂H₅NH₂ | 5.6 × 10⁻⁴ | C₂H₅NH₃⁺ | 1.8 × 10⁻¹¹ |
| Metilammina | CH₃NH₂ | 4.4 × 10⁻⁴ | CH₃NH₃⁺ | 2.3 × 10⁻¹¹ |
| Ammoniaca | NH₃ | 1.8 × 10⁻⁵ | NH₄⁺ | 5.6 × 10⁻¹⁰ |
| Piridina | C₅H₅N | 1.7 × 10⁻⁹ | C₅H₅NH⁺ | 5.9 × 10⁻⁶ |
| Anilina | C₆H₅NH₂ | 3.8 × 10⁻¹⁰ | C₆H₅NH₃⁺ | 2.6 × 10⁻⁵ |
| Urea | (NH₂)₂CO | 1.5 × 10⁻¹⁴ | NH₂CONH₃⁺ | 0.6 |
| Guanidina (extra) | HN=C(NH₂)₂ | 1.7 × 10⁻¹³ | C(NH₂)₃⁺ | 1.0 |
| Imidazolo (extra) | C₃H₄N₂ | 1.0 × 10⁻⁷ | C₃H₅N₂⁺ | 1.0 × 10⁻⁷ |
Costanti di ionizzazione delle basi a 25 °C
Valori di ionizzazione di alcune basi insieme ai loro acidi coniugati.
Image Gallery
| Nome della base | Formula | Kb | Acido coniugato | Ka |
|---|---|---|---|---|
| Idrossido di sodio | NaOH | Molto grande | Na⁺ | Molto piccola |
| Idrossido di magnesio | Mg(OH)₂ | Molto grande | MgOH⁺ | Molto piccola |
| Etilammina | C₂H₅NH₂ | 5.6 × 10⁻⁴ | C₂H₅NH₃⁺ | 1.8 × 10⁻¹¹ |
| Metilammina | CH₃NH₂ | 4.4 × 10⁻⁴ | CH₃NH₃⁺ | 2.3 × 10⁻¹¹ |
| Ammoniaca | NH₃ | 1.8 × 10⁻⁵ | NH₄⁺ | 5.6 × 10⁻¹⁰ |
| Piridina | C₅H₅N | 1.7 × 10⁻⁹ | C₅H₅NH⁺ | 5.9 × 10⁻⁶ |
| Anilina | C₆H₅NH₂ | 3.8 × 10⁻¹⁰ | C₆H₅NH₃⁺ | 2.6 × 10⁻⁵ |
| Urea | (NH₂)₂CO | 1.5 × 10⁻¹⁴ | NH₂CONH₃⁺ | 0.6 |
| Guanidina (extra) | HN=C(NH₂)₂ | 1.7 × 10⁻¹³ | C(NH₂)₃⁺ | 1.0 |
| Imidazolo (extra) | C₃H₄N₂ | 1.0 × 10⁻⁷ | C₃H₅N₂⁺ | 1.0 × 10⁻⁷ |
Costanti di ionizzazione delle basi a 25 °C
Valori di ionizzazione di alcune basi insieme ai loro acidi coniugati.
Tra un acido debole e la sua base coniugata esiste una relazione termodinamica diretta che collega le rispettive costanti di ionizzazione. Consideriamo un acido monoprotico generico, HA, in soluzione acquosa diluita:
\[ \text{HA}(aq) \;\rightleftharpoons\; \text{H}^+(aq) + \text{A}^-(aq) \]
\[ K_a \;=\; \frac{[\text{H}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]} \]
La base coniugata A− si comporta da base di Brønsted-Lowry nei confronti dell’acqua, dando luogo alla reazione di idrolisi:
\[ \text{A}^-(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \;\rightleftharpoons\; \text{HA}(aq) + \text{OH}^-(aq) \]
\[ K_b \;=\; \frac{[\text{HA}][\text{OH}^-]}{[\text{A}^-]} \]
Il prodotto delle due costanti di equilibrio risulta:
\[ K_a K_b \;=\; \left(\frac{[\text{H}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]}\right)\!\left(\frac{[\text{HA}][\text{OH}^-]}{[\text{A}^-]}\right) \;=\; [\text{H}^+][\text{OH}^-] \;=\; K_w, \]
dove \(K_w\) è il prodotto ionico dell’acqua, funzione della temperatura e pari a circa \(1{,}0 \times 10^{-14}\) a 25 °C.
Questa identità si interpreta osservando che la somma algebrica delle due reazioni precedenti fornisce l’autoionizzazione dell’acqua. Indicando con le rispettive costanti di equilibrio:
\[ \text{HA}(aq) \;\rightleftharpoons\; \text{H}^+(aq) + \text{A}^-(aq) \qquad K_a \]
\[ \text{A}^-(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \;\rightleftharpoons\; \text{HA}(aq) + \text{OH}^-(aq) \qquad K_b \]
\[ \text{H}_2\text{O}(l) \;\rightleftharpoons\; \text{H}^+(aq) + \text{OH}^-(aq) \qquad K_w \]
si applica la regola generale dell’equilibrio: se due reazioni si sommano per darne una terza, la costante della reazione risultante è il prodotto delle costanti originarie. Ne consegue, per ogni coppia coniugata acido–base:
Ka Kb = Kw
Espressa in forma equivalente, \[ K_a = \frac{K_w}{K_b} \;; \qquad K_b = \frac{K_w}{K_a}. \] In termini logaritmici, risulta utile la relazione \[ pK_a + pK_b = pK_w, \] con \(pK_w \approx 14{,}00\) a 25 °C.
Queste identità hanno implicazioni dirette sulla forza relativa di acidi e basi coniugate:
- a parità di temperatura, un acido più forte (Ka maggiore, pKa minore) ha una base coniugata più debole (Kb minore, pKb maggiore);
- viceversa, una base più forte corrisponde a un acido coniugato più debole;
- per specie poliprotiche, la relazione vale per ogni coppia coniugata successiva di ciascun stadio di dissociazione;
- la dipendenza dalla temperatura è contenuta in Kw; variando T, cambiano coerentemente Ka, Kb e pKw.
Dal punto di vista formale, le costanti di equilibrio si definiscono tramite attività chimiche; in soluzioni diluite è prassi approssimare le attività con le concentrazioni molari, rendendo le espressioni precedenti operative. I valori tabulati di Ka e Kb a 25 °C sono riportati in (Tabella 05.03-01) e (Tabella 05.03-02).
Applicazione numerica: calcolo di Kb dalla Ka
Usando dati tipici di letteratura (Tabella 05.03-01), per l’acido ipocloroso, HOCl, a 25 °C si assume \(K_a = 3{,}0 \times 10^{-8}\). La costante basica della base coniugata OCl− si ottiene da:
\[ K_b \;=\; \frac{K_w}{K_a} \;=\; \frac{1{,}0 \times 10^{-14}}{3{,}0 \times 10^{-8}} \;=\; 3{,}3 \times 10^{-7}. \]
In termini di pK, si ha \(pK_a(\text{HOCl}) \approx 7{,}52\), \(pK_b(\text{OCl}^-)\approx 6{,}48\) e \(pK_a + pK_b \approx 14{,}00\), in accordo con la relazione teorica. Valori di confronto per altre coppie coniugate sono riportati in (Tabella 05.03-01) e (Tabella 05.03-02).
La generalità del risultato è ampia: in qualunque solvente protico la relazione mantiene la stessa forma, sostituendo \(K_w\) con la costante di autoionizzazione del solvente. In acqua, a 25 °C, \(K_w \approx 1{,}0 \times 10^{-14}\) rimane il riferimento standard per il calcolo incrociato tra Ka e Kb.
| Nome dell’acido | Formula | Ka | Base coniugata | Kb |
|---|---|---|---|---|
| Acido cloridrico | HCl | Molto grande | Cl⁻ | Molto piccola |
| Acido nitrico | HNO₃ | Molto grande | NO₃⁻ | Molto piccola |
| Acido solforico | H₂SO₄ | Molto grande | HSO₄⁻ | Molto piccola |
| Acido perclorico | HClO₄ | Molto grande | ClO₄⁻ | Molto piccola |
| Ione idrossonio | H₃O⁺ | Molto grande | H₂O | Molto piccola |
| Acido ossalico | H₂C₂O₄ | 6.5 × 10⁻² | HC₂O₄⁻ | 1.5 × 10⁻¹³ |
| Acido solforoso | H₂SO₃ | 1.3 × 10⁻² | HSO₃⁻ | 7.7 × 10⁻¹³ |
| Acido ortofosforico | H₃PO₄ | 7.5 × 10⁻³ | H₂PO₄⁻ | 1.3 × 10⁻¹² |
| Acido fluoridrico | HF | 7.1 × 10⁻⁴ | F⁻ | 1.4 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetilsalicilico (aspirina) | C₉H₈O₄ | 3.0 × 10⁻⁴ | C₉H₇O₄⁻ | 3.3 × 10⁻¹¹ |
| Acido formico | HCOOH | 1.7 × 10⁻⁴ | HCOO⁻ | 5.9 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetico | CH₃COOH | 1.8 × 10⁻⁵ | CH₃COO⁻ | 5.6 × 10⁻¹⁰ |
| Acido carbonico | H₂CO₃ | 4.2 × 10⁻⁷ | HCO₃⁻ | 2.4 × 10⁻⁸ |
| Ione idrogenosolfito | HSO₃⁻ | 6.3 × 10⁻⁸ | SO₃²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido solfidrico | H₂S | 9.5 × 10⁻⁸ | HS⁻ | 1.1 × 10⁻⁷ |
| Ione diidrogenofosfato | H₂PO₄⁻ | 6.2 × 10⁻⁸ | HPO₄²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido lattico | C₃H₆O₃ | 1.4 × 10⁻⁴ | C₃H₅O₃⁻ | 7.1 × 10⁻¹¹ |
| Acido piruvico | C₃H₄O₃ | 3.2 × 10⁻³ | C₃H₃O₃⁻ | 3.1 × 10⁻¹² |
| Acido cianidrico | HCN | 4.9 × 10⁻¹⁰ | CN⁻ | 2.0 × 10⁻⁵ |
| Ione idrogenocarbonato | HCO₃⁻ | 4.8 × 10⁻¹¹ | CO₃²⁻ | 2.1 × 10⁻⁴ |
| Ione idrogenofosfato | HPO₄²⁻ | 4.8 × 10⁻¹³ | PO₄³⁻ | 2.1 × 10⁻² |
| Ione idrogenosolfuro | HS⁻ | 1.0 × 10⁻¹⁹ | S²⁻ | 1 × 10⁵ |
| Ione idrossido | OH⁻ | Trascurabile | O²⁻ | Molto grande |
Costanti di ionizzazione a 25 °C
Valori di ionizzazione di vari acidi monoprotici e poliprotici e delle rispettive basi coniugate.
| Nome della base | Formula | Kb | Acido coniugato | Ka |
|---|---|---|---|---|
| Idrossido di sodio | NaOH | Molto grande | Na⁺ | Molto piccola |
| Idrossido di magnesio | Mg(OH)₂ | Molto grande | MgOH⁺ | Molto piccola |
| Etilammina | C₂H₅NH₂ | 5.6 × 10⁻⁴ | C₂H₅NH₃⁺ | 1.8 × 10⁻¹¹ |
| Metilammina | CH₃NH₂ | 4.4 × 10⁻⁴ | CH₃NH₃⁺ | 2.3 × 10⁻¹¹ |
| Ammoniaca | NH₃ | 1.8 × 10⁻⁵ | NH₄⁺ | 5.6 × 10⁻¹⁰ |
| Piridina | C₅H₅N | 1.7 × 10⁻⁹ | C₅H₅NH⁺ | 5.9 × 10⁻⁶ |
| Anilina | C₆H₅NH₂ | 3.8 × 10⁻¹⁰ | C₆H₅NH₃⁺ | 2.6 × 10⁻⁵ |
| Urea | (NH₂)₂CO | 1.5 × 10⁻¹⁴ | NH₂CONH₃⁺ | 0.6 |
| Guanidina (extra) | HN=C(NH₂)₂ | 1.7 × 10⁻¹³ | C(NH₂)₃⁺ | 1.0 |
| Imidazolo (extra) | C₃H₄N₂ | 1.0 × 10⁻⁷ | C₃H₅N₂⁺ | 1.0 × 10⁻⁷ |
Costanti di ionizzazione delle basi a 25 °C
Valori di ionizzazione di alcune basi insieme ai loro acidi coniugati.
| Nome dell’acido | Formula | Ka | Base coniugata | Kb |
|---|---|---|---|---|
| Acido cloridrico | HCl | Molto grande | Cl⁻ | Molto piccola |
| Acido nitrico | HNO₃ | Molto grande | NO₃⁻ | Molto piccola |
| Acido solforico | H₂SO₄ | Molto grande | HSO₄⁻ | Molto piccola |
| Acido perclorico | HClO₄ | Molto grande | ClO₄⁻ | Molto piccola |
| Ione idrossonio | H₃O⁺ | Molto grande | H₂O | Molto piccola |
| Acido ossalico | H₂C₂O₄ | 6.5 × 10⁻² | HC₂O₄⁻ | 1.5 × 10⁻¹³ |
| Acido solforoso | H₂SO₃ | 1.3 × 10⁻² | HSO₃⁻ | 7.7 × 10⁻¹³ |
| Acido ortofosforico | H₃PO₄ | 7.5 × 10⁻³ | H₂PO₄⁻ | 1.3 × 10⁻¹² |
| Acido fluoridrico | HF | 7.1 × 10⁻⁴ | F⁻ | 1.4 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetilsalicilico (aspirina) | C₉H₈O₄ | 3.0 × 10⁻⁴ | C₉H₇O₄⁻ | 3.3 × 10⁻¹¹ |
| Acido formico | HCOOH | 1.7 × 10⁻⁴ | HCOO⁻ | 5.9 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetico | CH₃COOH | 1.8 × 10⁻⁵ | CH₃COO⁻ | 5.6 × 10⁻¹⁰ |
| Acido carbonico | H₂CO₃ | 4.2 × 10⁻⁷ | HCO₃⁻ | 2.4 × 10⁻⁸ |
| Ione idrogenosolfito | HSO₃⁻ | 6.3 × 10⁻⁸ | SO₃²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido solfidrico | H₂S | 9.5 × 10⁻⁸ | HS⁻ | 1.1 × 10⁻⁷ |
| Ione diidrogenofosfato | H₂PO₄⁻ | 6.2 × 10⁻⁸ | HPO₄²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido lattico | C₃H₆O₃ | 1.4 × 10⁻⁴ | C₃H₅O₃⁻ | 7.1 × 10⁻¹¹ |
| Acido piruvico | C₃H₄O₃ | 3.2 × 10⁻³ | C₃H₃O₃⁻ | 3.1 × 10⁻¹² |
| Acido cianidrico | HCN | 4.9 × 10⁻¹⁰ | CN⁻ | 2.0 × 10⁻⁵ |
| Ione idrogenocarbonato | HCO₃⁻ | 4.8 × 10⁻¹¹ | CO₃²⁻ | 2.1 × 10⁻⁴ |
| Ione idrogenofosfato | HPO₄²⁻ | 4.8 × 10⁻¹³ | PO₄³⁻ | 2.1 × 10⁻² |
| Ione idrogenosolfuro | HS⁻ | 1.0 × 10⁻¹⁹ | S²⁻ | 1 × 10⁵ |
| Ione idrossido | OH⁻ | Trascurabile | O²⁻ | Molto grande |
Costanti di ionizzazione a 25 °C
Valori di ionizzazione di vari acidi monoprotici e poliprotici e delle rispettive basi coniugate.
| Nome dell’acido | Formula | Ka | Base coniugata | Kb |
|---|---|---|---|---|
| Acido cloridrico | HCl | Molto grande | Cl⁻ | Molto piccola |
| Acido nitrico | HNO₃ | Molto grande | NO₃⁻ | Molto piccola |
| Acido solforico | H₂SO₄ | Molto grande | HSO₄⁻ | Molto piccola |
| Acido perclorico | HClO₄ | Molto grande | ClO₄⁻ | Molto piccola |
| Ione idrossonio | H₃O⁺ | Molto grande | H₂O | Molto piccola |
| Acido ossalico | H₂C₂O₄ | 6.5 × 10⁻² | HC₂O₄⁻ | 1.5 × 10⁻¹³ |
| Acido solforoso | H₂SO₃ | 1.3 × 10⁻² | HSO₃⁻ | 7.7 × 10⁻¹³ |
| Acido ortofosforico | H₃PO₄ | 7.5 × 10⁻³ | H₂PO₄⁻ | 1.3 × 10⁻¹² |
| Acido fluoridrico | HF | 7.1 × 10⁻⁴ | F⁻ | 1.4 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetilsalicilico (aspirina) | C₉H₈O₄ | 3.0 × 10⁻⁴ | C₉H₇O₄⁻ | 3.3 × 10⁻¹¹ |
| Acido formico | HCOOH | 1.7 × 10⁻⁴ | HCOO⁻ | 5.9 × 10⁻¹¹ |
| Acido acetico | CH₃COOH | 1.8 × 10⁻⁵ | CH₃COO⁻ | 5.6 × 10⁻¹⁰ |
| Acido carbonico | H₂CO₃ | 4.2 × 10⁻⁷ | HCO₃⁻ | 2.4 × 10⁻⁸ |
| Ione idrogenosolfito | HSO₃⁻ | 6.3 × 10⁻⁸ | SO₃²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido solfidrico | H₂S | 9.5 × 10⁻⁸ | HS⁻ | 1.1 × 10⁻⁷ |
| Ione diidrogenofosfato | H₂PO₄⁻ | 6.2 × 10⁻⁸ | HPO₄²⁻ | 1.6 × 10⁻⁷ |
| Acido lattico | C₃H₆O₃ | 1.4 × 10⁻⁴ | C₃H₅O₃⁻ | 7.1 × 10⁻¹¹ |
| Acido piruvico | C₃H₄O₃ | 3.2 × 10⁻³ | C₃H₃O₃⁻ | 3.1 × 10⁻¹² |
| Acido cianidrico | HCN | 4.9 × 10⁻¹⁰ | CN⁻ | 2.0 × 10⁻⁵ |
| Ione idrogenocarbonato | HCO₃⁻ | 4.8 × 10⁻¹¹ | CO₃²⁻ | 2.1 × 10⁻⁴ |
| Ione idrogenofosfato | HPO₄²⁻ | 4.8 × 10⁻¹³ | PO₄³⁻ | 2.1 × 10⁻² |
| Ione idrogenosolfuro | HS⁻ | 1.0 × 10⁻¹⁹ | S²⁻ | 1 × 10⁵ |
| Ione idrossido | OH⁻ | Trascurabile | O²⁻ | Molto grande |
Costanti di ionizzazione a 25 °C
Valori di ionizzazione di vari acidi monoprotici e poliprotici e delle rispettive basi coniugate.
| Nome della base | Formula | Kb | Acido coniugato | Ka |
|---|---|---|---|---|
| Idrossido di sodio | NaOH | Molto grande | Na⁺ | Molto piccola |
| Idrossido di magnesio | Mg(OH)₂ | Molto grande | MgOH⁺ | Molto piccola |
| Etilammina | C₂H₅NH₂ | 5.6 × 10⁻⁴ | C₂H₅NH₃⁺ | 1.8 × 10⁻¹¹ |
| Metilammina | CH₃NH₂ | 4.4 × 10⁻⁴ | CH₃NH₃⁺ | 2.3 × 10⁻¹¹ |
| Ammoniaca | NH₃ | 1.8 × 10⁻⁵ | NH₄⁺ | 5.6 × 10⁻¹⁰ |
| Piridina | C₅H₅N | 1.7 × 10⁻⁹ | C₅H₅NH⁺ | 5.9 × 10⁻⁶ |
| Anilina | C₆H₅NH₂ | 3.8 × 10⁻¹⁰ | C₆H₅NH₃⁺ | 2.6 × 10⁻⁵ |
| Urea | (NH₂)₂CO | 1.5 × 10⁻¹⁴ | NH₂CONH₃⁺ | 0.6 |
| Guanidina (extra) | HN=C(NH₂)₂ | 1.7 × 10⁻¹³ | C(NH₂)₃⁺ | 1.0 |
| Imidazolo (extra) | C₃H₄N₂ | 1.0 × 10⁻⁷ | C₃H₅N₂⁺ | 1.0 × 10⁻⁷ |
Costanti di ionizzazione delle basi a 25 °C
Valori di ionizzazione di alcune basi insieme ai loro acidi coniugati.
