La grandezza della costante di equilibrio per una reazione di ionizzazione può essere utilizzata per determinare le forze relative di acidi e basi. Ad esempio, l’equazione generale per la ionizzazione di un acido debole in acqua, dove HA è l’acido genitore e A-è la sua base coniugata, è la seguente:

\

La costante di equilibrio di questa dissociazione è come indicato di seguito:

\}{} \label{16.5.2}\]

La costante di equilibrio per questa reazione è la costante di ionizzazione dell’acido \(K_a\), chiamato anche la costante di dissociazione acida:

\}{} \label{16.5.3}\]

Così i valori numerici di K e \(K_a\) differiscono per la concentrazione di acqua (il 55,3 M). Di nuovo, per semplicità, \(H_3O^+\) può essere scritto come\ (H^+\) nell’equazione \(\ref{16.5.3}\). Tieni presente, tuttavia, che \(H^+\) libero non esiste in soluzioni acquose e che un protone viene trasferito a \(H_2O\) in tutte le reazioni di ionizzazione acida per formare \(H^3O^+\). Più grande è il \(K_a\), più forte è l’acido e maggiore è la concentrazione \(H^+\) all’equilibrio. Come tutte le costanti di equilibrio, le costanti di ionizzazione acido-base sono effettivamente misurate in termini di attività di \(H^+\) o \(OH^−\), rendendole quindi senza unità. I valori di \ (K_a\) per un numero di acidi comuni sono riportati nella Tabella \(\PageIndex{1}\).

Deboli basi reagiscono con l’acqua per produrre l’idrossido di litio, come mostrato nella seguente equazione generale, dove B è il padre di base e BH+ è il suo acido coniugato:

\

La costante di equilibrio per questa reazione è la base costante di ionizzazione (Kb), chiamato anche la base costante di dissociazione:

\}{} \label{16.5.5}\]

ancora una Volta, la concentrazione non compare nell’espressione della costante di equilibrio.. Più grande è il \(K_b\), più forte è la base e maggiore è la concentrazione \(OH^−\) all’equilibrio. I valori di \ (K_b\) per un numero di basi deboli comuni sono indicati nella Tabella \(\PageIndex{2}\).

Esiste una semplice relazione tra la grandezza di \(K_a\) per un acido e \(K_b\) per la sua base coniugata. Si consideri, ad esempio, la ionizzazione dell’acido cianidrico (\(HCN\)) in acqua per produrre una soluzione acida, e la reazione di \(CN^−\) con acqua per ottenere una soluzione di base:

\

\

L’espressione della costante di equilibrio per la ionizzazione di HCN è come indicato di seguito:

\}{} \label{16.5.8}\]

L’espressione corrispondente per la reazione di cianuro con l’acqua è come indicato di seguito:

\}{} \label{16.5.9}\]

Se ci aggiungi le Equazioni \(\ref{16.5.6}\) e \(\ref{16.5.7}\), si ottengono i seguenti (si ricorda che la costante di equilibrio per la somma delle due reazioni è il prodotto delle costanti di equilibrio per le reazioni singole):

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In questo caso, la somma delle reazioni descritte da \(K_a\) e \(K_b\) è l’equazione per il autoionization di acqua, e il prodotto delle due costanti di equilibrio è \(K_w\):

\

Quindi, se sappiamo che sia \(K_a\) di un acido o di \(K_b\) per la sua base coniugata, siamo in grado di calcolare l’altra costante di equilibrio per qualsiasi coniugata acido–base coppia.

Proprio come con \(pH\), \(pOH\), e pKw, siamo in grado di utilizzare negativo logaritmi per evitare la notazione esponenziale nella scrittura di acido e di base costanti di ionizzazione, attraverso la definizione di \(pK_a\) come segue:

\

\

e \(pK_b\) come

\

\

allo stesso modo, l’Equazione 16.5.10, che esprime il rapporto tra \(K_a\) e \(K_b\), può essere scritto in forma logaritmica come segue:

\

A 25°C, questo diventa

\

I valori di \(pK_a\) e \(pK_b\) sono indicati per diversi comuni acidi e basi in Tabella 16.5.1 e Tabella 16.5.2, rispettivamente, e un insieme più ampio di dati è fornito nelle tabelle E1 ed E2. A causa dell’uso di logaritmi negativi, valori più piccoli di \(pK_a\) corrispondono a costanti di ionizzazione acida più grandi e quindi acidi più forti. Ad esempio, l’acido nitroso (\(HNO_2\)), con un \(pK_a\) di 3,25, è circa un acido 1000 volte più forte dell’acido cianidrico (HCN), con un \(pK_a\) di 9,21. Al contrario, valori più piccoli di\ (pK_b\) corrispondono a costanti di ionizzazione di base più grandi e quindi basi più forti.

I punti di forza relativi di alcuni acidi comuni e delle loro basi coniugate sono mostrati graficamente nella Figura 16.5. Le coppie acido-base coniugate sono elencate in ordine(dall’alto verso il basso) di crescente forza acida, che corrisponde a valori decrescenti di \(pK_a\). Questo ordine corrisponde alla forza decrescente della base coniugata o ai valori crescenti di \(pK_b\). In basso a sinistra della Figura 16.5.2 sono gli acidi forti comuni; in alto a destra sono le basi forti più comuni. Si noti la relazione inversa tra la forza dell’acido genitore e la forza della base coniugata. Quindi la base coniugata di un acido forte è una base molto debole e la base coniugata di un acido molto debole è una base forte.

Possiamo usare le forze relative di acidi e basi per prevedere la direzione di una reazione acido–base seguendo una singola regola: un equilibrio acido–base favorisce sempre il lato con l’acido e la base più deboli, come indicato da queste frecce:

\

In una reazione acido–base, il protone reagisce sempre con la base più forte.

Ad esempio, l’acido cloridrico è un acido forte che ionizza essenzialmente completamente in soluzione acquosa diluita per produrre \(H_3O^+\) e \(Cl^−\); solo quantità trascurabili di molecole \(HCl\) rimangono non associate. Quindi l’equilibrio di ionizzazione si trova praticamente fino a destra, come rappresentato da una singola freccia:

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Al contrario, l’acido acetico è un acido debole e l’acqua è una base debole. Di conseguenza, soluzioni acquose di acido acetico contengono principalmente acido acetico molecole in equilibrio con una piccola concentrazione di \(H_3O^+\) e acetato di ioni, e l’equilibrio di ionizzazione si trova all’estremo di sinistra, rappresentata da queste frecce:

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allo stesso modo, la reazione dell’ammoniaca con acqua, idrossido di ioni è una base forte, e l’ammoniaca è una base debole, mentre lo ione ammonio è un acido più forte di acqua. Quindi questo equilibrio si trova anche a sinistra:

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