8.2: Ionizzazione degli acidi in soluzione

In generale, gli acidi possono essere pensati come composti molecolari contenenti almeno un idrogeno che è covalentemente legato ad un atomo più elettronegativo. Come esempio, consideriamo il composto fluoruro di idrogeno (HF). Come abbiamo discusso nel capitolo 7, le elettronegatività dell’idrogeno e del fluoro sono 2,1 e 4,0, rispettivamente, e il legame covalente idrogeno-fluoro è molto altamente polarizzato.

Per questo motivo, quando l’acido fluoridrico è dissolto in acqua, le molecole d’acqua si orientano intorno a HF in modo che i dipoli dell’acqua interagiscano con il legame H-F altamente polarizzato e lo stabilizzino. Importante per questa stabilizzazione è il legame idrogeno che si forma tra l’idrogeno di HF e l’ossigeno di un’acqua adiacente. Questo legame idrogeno non solo stabilizza il dipolo molecolare HF, ma indebolisce anche il legame covalente H-F. Come risultato di questo indebolimento, il legame H-F si allunga (la lunghezza del legame aumenta) e poi si rompe completamente. L’idrogeno che era legato a idrogeno alla molecola d’acqua diventa ora completamente legato all’ossigeno, formando la specie H3O+ (lo ione idronio) e il fluoro esiste ora come anione fluoruro. Questo è noto come il processo di dissociazione dell’acido.

L’equazione chimica che descrive la reazione di dissociazione dell’acido HF è data dall’equazione 8.2a. I prodotti della reazione, l’anione fluoruro e lo ione idronio, sono ioni di carica opposta, ed è ragionevole supporre che saranno attratti l’uno dall’altro. Se entrano in contatto, è anche ragionevole suggerire che il processo di trasferimento di idrogeno che abbiamo descritto sopra possa avvenire anche al contrario. Cioè, H3O+ può legarsi a idrogeno allo ione fluoruro e l’idrogeno può essere trasferito indietro, per formare HF e acqua. L’equazione chimica che descrive questo processo è mostrata nell’equazione 8.2b. Infatti, queste due reazioni avvengono simultaneamente (e molto rapidamente) in soluzione. Quando parliamo di un insieme di reazioni in avanti e indietro che avvengono insieme su una scala temporale molto veloce, descriviamo l’insieme di reazioni come un equilibrio e usiamo una speciale doppia freccia nella reazione chimica per mostrarlo (Equazione 8.2c). Si può dire che l’equazione 8.2c rappresenta la dissociazione di equilibrio di HF in acqua.

HF (aq) + H2O(l) → H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2a

HF (aq) + H2O(l)←H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2b

HF (aq) + H2O(l) ⇄ H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2c

Per ogni equilibrio, si può scrivere una costante di equilibrio che descriva se i prodotti o i reagenti saranno le specie predominanti in soluzione. Affronteremo questo argomento in modo completo nel capitolo 10, ma secondo la legge dell’azione di massa, la costante di equilibrio, K per questa reazione, è semplicemente data dal rapporto tra le attività dei prodotti e dei reagenti. Per semplificare i calcoli, le attività dei soluti sono approssimate dalla concentrazione in unità di molarità. Si noti che qualsiasi reagente o prodotto solido o liquido, o solvente (come l’acqua) sono considerati come sostanze pure, e quindi hanno un’attività che è uguale a 1. Così per la ionizzazione di HF

{(1)}=\frac{}{}]

Quando si tratta di acidi, la costante di equilibrio è generalmente chiamata costante di dissociazione degli acidi, ed è scritta come Ka. Più grande è il valore di Ka, maggiore è l’estensione della ionizzazione e maggiore è la concentrazione risultante dello ione idronio. Poiché la concentrazione dello ione idronio è direttamente correlata all’acidità, gli acidi con un grande valore di Ka sono chiamati acidi forti. Introdurremo gli “acidi deboli” nel capitolo 10, ma per ora la cosa importante da ricordare è che gli acidi forti sono praticamente ionizzati al 100% in soluzione. Questo non significa che la retro-reazione non avviene, significa semplicemente che è molto più favorevole e che il 99,9999999999% dell’acido è presente nella sua forma ionizzata. Poiché questo supera il numero di cifre significative con cui lavoriamo tipicamente, gli acidi forti sono generalmente descritti come ionizzati al 100% in soluzione. La tabella 8.1 elenca gli acidi forti comuni che studieremo in questo testo.

Tabella 8.1. Acidi forti comuni

HCl	acido cloridrico
HNO3	acido nitrico
H2SO4	acido solforico
HBr	acido idrobromico
HI	acido idroiodico acido
HClO4	acido perclorico acido cloridrico