Equilibri acido-base in soluzione acquosa

Acidi e Basi forti

Si definiscono acidi forti quegli acidi che in soluzione sono completamente dissociati. Sono acidi forti tutti gli idracidi degli alogeni (ad eccezione del Fluoro) e gli ossoacidi a più alto grado di ossidazione dell'azoto, dello zolfo, degli alogeni (tranne ovviamente il fluoro, che non dà acidi ossigenati) e del manganese.

Sono basi forti tutte quelle sostanze che in soluzione acquosa si dissociano completamente in ioni del metallo e ioni OH-.
Tipiche basi forti sono gli idrossidi dei metalli del I gruppo.

Acidi e Basi deboli

Gli acidi deboli, in soluzione, sono parzialmente dissociati. Ciò significa che la loro reazione di ionizzazione non procede in maniera completa, come nel caso degli acidi forti, ma si instaura un equilibrio in cui la forma indissociata dell'acido è sempre prevalente.
La forza dell'acido è indicata dalla sua costante di dissociazione acida: maggiore è il suo valore, maggiore la forza dell'acido.

Nel caso di specie deboli, può essere utile talvolta esprimere il grado di dissociazione (α), che si definisce come il rapporto fra le moli di sostanza dissociata e le moli totali (C° significa concentrazione analitica).

Q 54, 2001. Una soluzione acquosa 0.0001 M di un acido debole presenta una concentrazione di ioni idronio:
A) 10-3 M
B) 10-4 M
C) minore di 10-4 M
D) maggiore di 10-2 M
E) 10-2 M
Q 59, 2002B. Una soluzione acquosa 0.001 M di acido acetico (acido debole) ha pH:
A) maggiore di 3
B) 3
C) minore di 3
D) 10-3
E) 103
Q 53, 2003B. Una soluzione di acido formico 0.1 M (Ka = 4.8 x 10-5) è:
A) meno acida di una soluzione 0.1 M di acido cloridrico
B) più acida di una soluzione 0.1 M di acido cloridrico
C) acida come una soluzione 0.1 M di acido cloridrico
D) neutra
E) basica

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