Acidi forti e deboli

A 0.100 M l'acido cloridrico è completamente ionizzato e ha pH 1.00; l'acido acetico, invece, ha ceduto solo l'1.3% dei suoi protoni e ha pH 2.87.

L'acido cloridrico e l'aceto sono entrambi acidi, ma nessuno cucina con l'acido cloridrico. La differenza non sta solo nella quantità di acido nella bottiglia. Anche alla stessa concentrazione, alcuni acidi cedono i propri protoni quasi completamente, mentre altri ne trattengono la maggior parte. I chimici chiamano i primi acidi forti e i secondi acidi deboli. La forza descrive quanto l'acido si ionizza in acqua; la concentrazione descrive quanto acido è disciolto. Sono due concetti distinti: un acido forte diluito può essere meno acido di un acido debole concentrato.

Gli acidi forti si ionizzano completamente

OpenStax elenca sei acidi forti comuni: acido perclorico HClO₄, acido cloridrico HCl, acido bromidrico HBr, acido iodidrico HI, acido nitrico HNO₃ e acido solforico H₂SO₄. Per gli acidi forti monoprotici come HCl, la ionizzazione è praticamente completa in soluzione diluita, quindi [H₃O⁺] è circa uguale alla concentrazione dell’acido. L’acido solforico perde il primo protone praticamente del tutto, ma la seconda ionizzazione è un equilibrio che può aggiungere altro H₃O⁺. Una soluzione di HCl 0.100 M ha [H₃O⁺] = 0.100 M e pH 1.00; una soluzione 0.0010 M ha pH 3.00. Le sei basi forti comuni sono gli idrossidi di litio, sodio, potassio, calcio, stronzio e bario, che liberano completamente i loro OH⁻.

Acidi deboli e Ka

La maggior parte degli acidi è debole. L'acido acetico, presente nell'aceto, stabilisce un equilibrio in acqua: CH₃COOH + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CH₃COO⁻. La sua forza si misura con la costante di ionizzazione acida, Ka = [H₃O⁺][CH₃COO⁻] / [CH₃COOH]. Per l'acido acetico Ka = 1.8 × 10⁻⁵, quindi pKa = 4.74; PubChem riporta un pKa misurato di 4.76 a 25 °C. L'acido formico è circa dieci volte più forte, con Ka = 1.8 × 10⁻⁴. Maggiore è Ka, più forte è l'acido.

Per trovare il pH di un acido debole bisogna risolvere l'equilibrio. Per acido acetico 0.100 M, chiamiamo x la quantità che si ionizza: x² / (0.100 − x) = 1.8 × 10⁻⁵. Poiché x è piccolo, x² ≈ 1.8 × 10⁻⁶ e x ≈ 1.3 × 10⁻³ M. Il pH è 2.87 e la percentuale di ionizzazione è (1.3 × 10⁻³ / 0.100) × 100 = 1.3%. Solo circa una molecola su settantacinque ha ceduto il proprio protone: il laboratorio lo rappresenta con una molecola scissa su cento. Risolvendo l'equazione senza l'approssimazione per x piccolo si ottiene pH 2.88; il laboratorio usa questa soluzione esatta.

La diluizione cambia la percentuale

Nel laboratorio abbassa la concentrazione dell'acido acetico. A 0.010 M è ionizzato circa il 4.2%, a 0.0010 M circa il 12.5%. Ka resta invariata, ma la percentuale di ionizzazione cresce quando l'acido viene diluito, perché l'equilibrio si sposta verso il lato con più particelle. Un acido forte resta al 100% a ogni concentrazione. Per questo la percentuale di ionizzazione non è una proprietà fissa di un acido, mentre Ka lo è.

Le basi deboli si comportano allo stesso modo, con una costante di ionizzazione basica, Kb. L'ammoniaca accetta un protone dall'acqua formando NH₄⁺ e OH⁻, con Kb = 1.8 × 10⁻⁵. PubChem indica per l'ammoniaca 0.1 N un pH di 11.1, molto inferiore al valore 13 di una base forte alla stessa concentrazione.