Legami acidi e basi

Il legame a idrogeno (o ponte a H) è un tipo di interazione

molto forte tra molecole, anche se non è un vero e proprio

legame chimico come quello covalente.

Succede quando un atomo di idrogeno (H) è legato

covalentemente (cioè con un legame vero) a un atomo molto

elettronegativo, come ossigeno (O), azoto (N) o fluoro

(F).

Questi atomi attraggono molto gli elettroni del legame,

lasciando l’idrogeno quasi privo di elettroni e quindi con

una carica positiva parziale (δ⁺).

A causa di ciò:

L’idrogeno diventa un piccolo polo positivo molto

 concentrato, perché la sua carica è distribuita in un

volume minuscolo.

Questo genera un campo elettrico molto intenso.

 L’idrogeno “attira” fortemente un altro atomo

 elettronegativo vicino (come un altro ossigeno, azoto o

fluoro) appartenente a una molecola diversa.

Così si forma un ponte:

l’idrogeno è legato covalentemente a un atomo (per esempio

l’ossigeno della propria molecola) e attratto

elettrostaticamente da un altro atomo di una molecola

vicina.

Le forze di London (o forze di dispersione) sono il tipo di forze intermolecolari più

deboli, ma agiscono tra tutte le molecole, anche quelle apolari (cioè senza poli positivi o

negativi permanenti).

Ecco cosa succede:

Gli elettroni si muovono continuamente attorno ai nuclei degli atomi.

 In un certo istante, può capitare che gli elettroni si trovino più da una parte che

 dall’altra → si crea una distribuzione temporaneamente asimmetrica della carica.

Questo genera un dipolo istantaneo: un lato della molecola diventa leggermente

 negativo (dove ci sono più elettroni) e l’altro leggermente positivo.

Questo dipolo momentaneo può a sua volta indurre (cioè provocare) un altro dipolo in una

molecola vicina.

Così si crea una debole attrazione tra i poli temporanei di molecole diverse.

Anche se questi dipoli durano pochissimo (cambiano continuamente), il risultato complessivo è

una forza di attrazione debole ma reale tra le molecole.

Aggiungere costante equilibrio - Elettroliti e non-elettroliti - Definizione di acido e base

secondo Arrhenius Proprietà colligative delle soluzioni e nomencaltura chimica

24/10/2025

Acidi e basi forti e deboli

Acido forte:

Un acido si definisce forte quando si dissocia completamente in acqua.

Questo significa che tutte le molecole dell’acido rilasciano un protone (H⁺) all’acqua, formando

ioni idronio (H₃O⁺).

In questo caso, la costante di dissociazione acida (Ka) è molto maggiore di 1 (Ka >> 1),

indicando che la reazione è spostata quasi del tutto verso i prodotti.

Esempi di acidi forti:

HCl (acido cloridrico), HNO₃ (acido nitrico), H₂SO₄ (acido solforico), HBr (acido bromidrico).

Acido debole:

Un acido è debole quando si dissocia solo parzialmente in acqua.

Ciò significa che solo una parte delle molecole rilascia protoni, mentre il resto rimane sotto

forma di HA non dissociato.

In questo caso, la costante di dissociazione acida (Ka) è molto minore di 1 (Ka << 1), quindi

l’equilibrio è spostato verso sinistra, cioè verso i reagenti.

Esempi di acidi deboli:

HNO₂ (acido nitroso), HCN (acido cianidrico), CH₃COOH (acido acetico).

Costante di ionizzazione acida (Ka) e forza degli acidi

Quando un acido si scioglie in acqua, può cedere un protone (H⁺) alla molecola d’acqua,

formando ioni idronio (H₃O⁺).

Questo processo si chiama dissociazione acida e si può rappresentare con la reazione:

+¿ ¿

−¿+ H O

3 ¿

⇌

HA+ H O A

2

La costante di ionizzazione acida (Ka) indica quanto l’acido tende a dissociarsi.

Se Ka è grande, la reazione è spostata verso destra, quindi quasi tutte le molecole di acido si

trasformano in ioni: l’acido è forte.

Se Ka è piccola, l’equilibrio è spostato verso sinistra e l’acido resta quasi tutto nella forma

originaria HA: l’acido è debole.

Acidi forti

Gli acidi forti si dissociano completamente in acqua.

Questo significa che ogni molecola di acido libera un protone e non resta praticamente nulla

della forma non dissociata.

La concentrazione di ioni H₃O⁺ è quindi molto elevata.

Il valore di Ka è così grande da non essere neanche espresso numericamente: si dice

semplicemente “grande”.

Esempi di acidi forti:

Acido cloridrico (HCl)

 Acido solforico (H₂SO₄)

 Acido nitrico (HNO₃)

 Acido perclorico (HClO₄)



Questi acidi si trovano completamente ionizzati in soluzione e conducono molto bene la

corrente elettrica.

Acidi di media forza

Gli acidi di media forza si dissociano solo in parte, ma in modo significativo.

Una frazione delle loro molecole cede protoni, mentre il resto rimane indissociato.

I valori di Ka di questi acidi si trovano di solito tra 10⁻² e 1, quindi la reazione è equilibrata ma

con una certa prevalenza dei prodotti.

Esempi:

Ione idronio (H₃O⁺) → Ka = 1,0

 Acido solforoso (H₂SO₃) → Ka = 1,2 × 10⁻²

 Ione idrogeno solfato (HSO₄⁻) → Ka = 1,2 × 10⁻²

 Acido fosforico (H₃PO₄) → Ka = 7,5 × 10⁻³



In queste sostanze si forma una quantità apprezzabile di ioni H₃O⁺, ma non totale.

Acidi deboli

Gli acidi deboli si dissociano in misura ridotta.

Solo una piccola parte delle molecole cede protoni, mentre la maggioranza resta nella forma

originaria HA.

La concentrazione di ioni H₃O⁺ è quindi bassa e la conduzione elettrica della soluzione è

debole.

I valori di Ka si trovano in genere tra 10⁻⁵ e 10⁻³.

Esempi:

Acido fluoridrico (HF) → Ka = 7,2 × 10⁻⁴

 Acido nitroso (HNO₂) → Ka = 4,5 × 10⁻⁴

 Acido formico (HCOOH) → Ka = 1,8 × 10⁻⁴

 Acido acetico (CH₃COOH) → Ka = 1,8 × 10⁻⁵

 Acido propanoico (CH₃CH₂COOH) → Ka = 1,3 × 10⁻⁵



In questi acidi l’equilibrio è spostato verso i reagenti, quindi la dissociazione è solo parziale.

Acidi molto deboli

Gli acidi molto deboli cedono protoni in quantità minima.

Il valore di Ka è estremamente basso, inferiore a 10⁻⁶.

La quantità di ioni H₃O⁺ formata è quasi trascurabile, e la maggior parte dell’acido resta nella

forma indissociata.

Esempi:

Acido carbonico (H₂CO₃) → Ka = 4,2 × 10⁻⁷

 Acido solfidrico (H₂S) → Ka = 1,0 × 10⁻⁷

 Ione ammonio (NH₄⁺) → Ka = 5,6 × 10⁻¹⁰

 Acido borico (B(OH)₃) → Ka = 7,3 × 10⁻¹⁰

 Acido cianidrico (HCN) → Ka = 4,0 × 10⁻¹⁰



Questi acidi si comportano quasi come sostanze neutre e la loro capacità di liberare protoni è

molto scarsa.

Sostanze praticamente neutre

Esistono infine sostanze che hanno una tendenza quasi nulla a cedere protoni.

I loro valori di Ka sono estremamente piccoli, tanto che la dissociazione è praticamente

inesistente.

Tra queste troviamo:

Acqua (H₂O) → Ka = 1,0 × 10⁻¹⁴

 Etanolo (C₂H₅OH) → Ka molto piccola

 Ammoniaca (NH₃) → Ka molto piccola

 Idrogeno molecolare (H₂) → Ka molto piccola



Queste sostanze non si comportano come acidi ma, in certi casi, come basi o composti neutri.

La Ka (costante di dissociazione acida) misura quanto un acido si dissocia in acqua, cioè

quanto facilmente cede i suoi protoni.

Matematicamente si scrive:

−¿

+¿ ¿

H O

3

¿

¿

A ׿

¿

=¿

K a

dove tra parentesi quadre si indicano le concentrazioni molari delle specie coinvolte.

Un valore grande di Ka significa che quasi tutte le molecole si sono dissociate: l’acido è forte.

Un valore piccolo di Ka significa che la dissociazione è minima: l’acido è debole.

Costante di dissociazione basica (Kb)

Le basi, al contrario degli acidi, accettano protoni o rilasciano ioni OH⁻ in acqua.

Anche per esse si definisce una costante di equilibrio, la Kb, che misura la loro forza:

+¿

−¿ ¿

−¿ O H

¿

+¿+O H ¿

¿ ¿

¿ B H ×

⇌

B+ H O B H

2 ¿

=¿

K b

Una base con Kb grande si dissocia quasi completamente (base forte), mentre una base con

Kb piccola si dissocia poco (base debole).

Esempi di basi forti sono NaOH e KOH; basi deboli sono NH₃ (ammoniaca) e CH₃NH₂

(metilammina).

Relazione tra Ka e Kb

Per una coppia acido-base coniugata (cioè formata da un acido e dalla base che deriva dalla

sua dissociazione) esiste una relazione fondamentale:

=K

K × K

a b w

K −14

dove è il prodotto ionico dell’acqua, pari a a 25°C.

1,0 ×10

w

Da questa relazione si capisce che più forte è un acido (Ka grande), più debole è la sua

base coniugata (Kb piccola), e viceversa.

Il pKa

Per rendere più semplice il confronto tra acidi con Ka molto diverse, si usa una scala

logaritmica:

=−log

p K ⁡K

a a

Il pKa serve a esprimere la forza di un acido in modo più immediato:

pKa basso → acido forte (Ka grande)

 pKa alto → acido debole (Ka piccola)



Ad esempio:

HCl ha pKa negativo → acido fortissimo

 CH₃COOH ha pKa ≈ 4,7 → acido debole

 H₂O ha pKa ≈ 15,7 → praticamente neutra



Gli acidi poliprotici sono acidi che possono cedere più di un protone (H⁺) per molecola.

Ogni volta che l’acido perde un protone, si forma un nuovo equilibrio con una costante di

dissociazione (Ka) e un corrispondente valore di pKa.

A differenza degli acidi monoprotici (come HCl o CH₃COOH, che cedono un solo H⁺), gli acidi

poliprotici liberano i protoni in più stadi successivi, ognuno dei quali è più difficile del

precedente.

Questo accade perché, man mano che la molecola perde protoni, diventa più carica

negativamente e quindi trattiene più fortemente quelli rimanenti.

Esempio 1 – Acido fosforico (H₃PO₄)

L’acido fosforico è un tipico acido triprotico, cioè può cedere tre protoni in tre stadi distinti:

1. Primo stadio:

−¿ ¿

+¿ + H P O

2 4

¿

⇌

H P O H

3 4

pKa₁ = 2,12

→ Questa prima dissociazione è la più facile: l&rs