Chimica generale - gli equilibri acido base

Reazioni in soluzioni acquose di acidi e basi

Equilibri acido-base sono largamente diffusi in natura ed essenziali per la vita animale e vegetale. Le reazioni in cui figurano acidi o basi sono indicate con il termine di reazioni acido-base.

Studio degli acidi e basi

Lo studio di acidi e basi è stato razionalizzato all’inizio di questo secolo da Arrhenius. Alla base di tale studio vi sono le osservazioni sull’autodissociazione (autoionizzazione, autoprotolisi) dell’acqua:

H₂O(l) ↔ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)

Gli ioni (protoni) che si formano nella reazione vengono subito catturati da una vicina molecola di acqua per formare uno ione idronio, H₃O⁺. A sua volta, più precisamente, lo ione idronio attira a sé le molecole di acqua circostanti, sicché la specie più stabile in soluzione risulta essere H₉O₄⁺. Il tutto è dovuto alla forte attrazione elettrostatica promossa da tali ioni.

Autodissociazione dell'acqua

L’autodissociazione è una reazione che avviene spontaneamente a condizioni ordinarie. Essa consiste nel seguente processo:

2H₂O(l) ↔ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)

In questa reazione si forma lo ione idronio H₃O⁺ e lo ione ossidrile OH⁻.

L’espressione della costante di equilibrio per l’equilibrio di autoprotolisi dell’acqua pura è:

K_w = [H₃O⁺][OH⁻]

Il prodotto ionico dell’acqua prende il nome di K_w (si legge kappa doppia v). Sperimentalmente si trova che nell’acqua pura a 25°C:

• [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1,0 x 10^-7 mol/L
• K_w = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0 x 10^-14

Sebbene l’espressione K_w sia stata calcolata per l’acqua pura, essa è valida per le soluzioni acquose diluite a 25°C. Poiché la reazione di dissociazione è endotermica (trascurando la solvatazione), la K_w aumenta all'aumentare della temperatura.

Ad esempio, a 50°C, K_w = 5,47 x 10^-14.

Questo significa che, in acqua pura a 50°C, la [H₃O⁺] è maggiore che a 25°C.

La reazione di autoprotolisi avviene solo in minima parte.