Costante di dissociazione acida

White, George F., 1885-1929 A laboratory and class-room guide to qualitative chemical analysis / New York : D. Van Nostrand co.

La costante di dissociazione acida o costante di protolisi acida (chiamata tradizionalmente costante di ionizzazione acida), rappresentata dal simbolo K_a, ad una data temperatura, è la costante di equilibrio della reazione di protolisi (o dissociazione) di un acido HA in presenza di una base B:

HA + B   ⇌   A⁻ + BH⁺

K_a = a(A⁻) × a(BH⁺) / a(HA) × a(B)

Questa costante è una misura quantitativa della forza dell'acido, cioè una misura della sua capacità di trasferire il protone H⁺ alla base B.

Le costanti K_a di vari acidi assumono valori che possono differire tra loro di diversi ordini di grandezza, per cui in molti casi, in analogia al pH, si usa riportare i corrispondenti valori del logaritmo decimale di K_a, cambiato di segno, il cui simbolo è pK_a.

Costante di dissociazione acida in soluzione acquosa

Per gli acidi in soluzioni acquose, le più comuni, la reazione di protolisi è la seguente:

HA + H₂O   ⇌   A⁻ + H₃O⁺

K_a = a(A⁻) × a(H₃O⁺) / a(HA) × a(H₂O)

In acqua è comunque sempre presente l'equilibrio di autoprotolisi dell'acqua stessa, regolato da K_w (= 10⁻¹⁴), che produce anch'esso ioni H₃O⁺. Questo contributo può essere spesso trascurato, tranne i casi di acidi estremamente deboli (K_a < 10⁻⁸).

Se poi queste soluzioni sono sufficientemente diluite, di norma si possono fare delle approssimazioni basate sul fatto che il solvente acqua, che funge anche da base (B), è presente in quantità molto maggiore dell'acido HA iniziale e che la sua quantità è pressoché costante (non varia apprezzabilmente in seguito alla dissociazione dell'acido); di conseguenza, la sua attività è praticamente uguale a quella di un liquido puro, cioè unitaria, e perciò si può omettere al denominatore della K_a; inoltre, dato che le specie sono molto diluite, i loro coefficienti di attività (γ_i) sono prossimi a 1 e quindi in luogo delle attività nell'espressione di K_a si possono scrivere le loro concentrazioni molari. Poi, ai soli fini del calcolo, scrivere [H₃O⁺] o [H⁺] è lo stesso e volendo si può lasciare quest'ultimo.

La reazione di dissociazione di un generico acido HA in soluzione acquosa diluita, per quanto sopra, può essere scritta:

$HA\rightleftharpoons H^{+}+A^{-}$

La costante di dissociazione acida corrispondente, in accordo alla definizione, viene scritta:

$K_{a}={\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}}$

In essa le parentesi quadre indicano la concentrazione molare della specie racchiusa all'interno.

I valori delle costanti di dissociazione acida riportati in letteratura sono convenzionalmente quelli misurati a 25 °C in soluzione acquosa; inoltre, a causa del vasto intervallo di valori che la costante può assumere, è spesso più comodamente indicata secondo la corrispondente scala logaritmica, ossia dal pK_a, che è definito come

$pK_{a}=-\log _{10}K_{a}\;$

Per soluzioni sufficientemente diluite di acidi deboli, per i quali la concentrazione della specie indissociata $[HA]$ può essere ragionevolmente approssimata con il valore della concentrazione nominale dell'acido $C_{a}$, il pH è legato alla costante di dissociazione secondo la relazione

$pH=-{\frac {1}{2}}(\log _{10}K_{a}+\log _{10}C_{a})$

Infatti, ponendo

$[H^{+}]=[A^{-}]$ e $[HA]\simeq C_{a}$

si ha che

$K_{a}={\frac {[H^{+}]^{2}}{C_{a}}}$

da cui

$[H^{+}]={\sqrt {({K_{a}C_{a}})}}$

e

$pH=-\log _{10}{\sqrt {({K_{a}C_{a}})}}$

Voci correlate

• Costante di dissociazione
• Costante di dissociazione basica
• Grado di dissociazione

Collegamenti esterni

• Costanti di dissociazione degli acidi, su itchiavari.org.