VIII.3. Acizi tari și acizi slabi. Constanta de aciditate.

👀 Experiment:Tăria acizilor

Ușurința acizilor de a ceda protoni în soluții este diferită și, astfel, soluțiile de acizi au caracter acid diferit.

Acizii tari cedează foarte ușor protoni, fiind total (aproape total) ionizați în soluție apoasă.

De exemplu, la dizolvarea acidului clorhidric în apă are loc ionizarea acidului în apă, cu formarea anionului Cl^- și cationului hidroniu H3O⁺ (molecula acidului cedează ioni H⁺ unui molecule de apă cu formarea H₃O⁺):

HCl + H₂O ⇄ H₃O⁺ + Cl^-

Sunt considerați acizi tari: HClO₄, HI, HCl, H₂SO₄ , HNO₃ etc.

Acizii slabi cedează greu protoni, fiind parțial (puțin) ionizați în soluție apoasă.

De exemplu, la dizolvarea acidului acetic (CH₃COOH) în apă are loc o ionizare parțială în soluție, cu formarea anionului acetat (CH₃COO^-) și cationului hidroniu H₃O⁺ (molecula acidului cedează ioni H⁺ unui molecule de apă cu formarea H₃O⁺):

CH₃COOH (l) + H₂O(l) ⇄ H₃O⁺ (aq) + CH₃COO^-(aq)

Sunt considerați acizi slabi: CH₃COOH (acid acetic din oțet), H₂CO₃ (acid carbonic din sifon), H₂S (acid sulhidric din emanațiile vulcanice), H₃PO₄ (acid fosforic din coca-cola), HCN (acid cianhidric din migdale), C₆H₈O₇ (acid citric din sucul de citrice), C₃H₆O₃ (acid lactic din laptele acru) etc.

Ionizarea acizilor slabi fiind parțială, este un proces de echilibru. Dacă notăm acidul cu HA, putem scrie:

HA + H₂O ⇄ H₃O⁺ + A^-

Aplicăm legea acțiunii maselor pentru a scrie constanta de echilibru:

Deoarece în soluții diluate concentrația apei este constantă, vom nota cu K_a = K_c ∙ [H₂O], constantă numită constantă de aciditate:

Cu cât un acid are constanta de aciditate mai mare, cu atât el are o tărie mai mare.

Cel mai frecvent se utilizează pentru aprecierea tăriei acizilor exponentul de aciditate:

pK_a = -lgK_a

Cu cât valoarea pK_a este mai mică, cu atât acidul este mai tare.

Pentru acizii poliprotici, care cedează protonii în trepte, ionizarea este mai puternică în prima treaptă.

Pentru prima treaptă:
H₂SO₄ + H₂O → H₃O⁺ + HSO₄^- avem pK_a = -3.

Pentru a II-a treaptă:
HSO₄^- + H₂O → H₃O⁺ + SO₄^-2 avem pK_a = 1,92.

Deci, H₂SO₄ este un acid mai tare decât HSO₄^-.

Prin analogie cu pK_a = -lgK_a se scrie și exponentul de bazicitate, pK_b = -lgK_b. Cu cât pK_b este mai mică, cu atât baza este mai tare.

Tabel cu constante de aciditate (pK_a) și constante de bazicitate (pK_b)