L'idrolisi come reazione acido-base di Brønsted

L'idrolisi come reazione acido-base di Br nsted

Come avremo modo di vedere successivamente, le reazioni di idrolisi possono essere descritte come reazioni acido-base secondo la teoria di Brønsted-Lowry.

Un acido di Brønsted è una sostanza in grado di cedere ioni H⁺ (protoni)

Una base di Brønsted è una sostanza in grado di acquistare ioni H⁺ (protoni)

Secondo la teoria di Brønsted e Lowry una reazione acido-base consiste dunque nel trasferimento di un protone da un acido ad una base.

H-A + :B → :A^- + H-B⁺

acido base

Ogni acido di Brønsted, cedendo uno ione H⁺, genera una specie chimica che può rilegarsi ad esso. La specie generata è detta base coniugata dell'acido.

Ogni base di Brønsted, acquistando uno ione H⁺, genera una specie chimica che può rilasciarloLa specie generata è detta acido coniugato della base.

Nella reazione precedente sono presenti le due coppie acido/base

HA/A^- e HB⁺/B

L'acqua viene vista come un composto anfotero, potendo sia cedere che acquistare ioni H⁺,

H₂O + H₂O OH^¯ + H₃O⁺

acido base base acido

coniugata coniugato

presenta due coppie coniugate acido/base

H₃O⁺ / H₂O H₂O / OH

acido base acido base

Ovviamente se un acido è forte, con una elevata tendenza a cedere ioni H⁺, la sua base coniugata sarà debole, manifestando una scarsa tendenza ad acquistare ioni H⁺ (e viceversa).

La forza di un acido o di una base viene misurata in relazione alla forza dell'acqua, cioè alla tendenza che l'acqua manifesta a cedere ed acquistare ioni H⁺.

La forza di un acido HA, misura la sua tendenza a cedere ioni H⁺ all'acqua secondo l'equilibrio

HA + H₂O A^¯ + H₃O⁺

acido base

La costante di equilibrio sarà

Ed inglobando la concentrazione dell'acqua (considerata costante e pari a 55,55 mol/L) nella costante di equilibrio otteniamo la k_a.

Definiamo ora la basicità della sua base coniugata (A^-), misurando la sua tendenza ad acquistare ioni H⁺ dall'acqua.

A^¯ + H₂O HA + OH^¯

base acido

Si noti come l'equilibrio acido-base della base coniugata A^¯ non sia altro che l'equilibrio che abbiamo descritto in precedenza come una idrolisi basica

La costante di equilibrio sarà

Ed analogamente a quanto abbiamo fatto in precedenza, definiamo anche per esso la k_b, inglobando la concentrazione dell'acqua nella costante di equilibrio

Si noti come la k_b della base coniugata coincida con la costante di idrolisi k_h

Moltiplicando ora numeratore e denominatore per la concentrazione degli ioni idronio, otteniamo, la relazione esistente tra la kappa acida di un acido e la kappa basica della sua base coniugata.

Dunque per un acido e la sua base coniugata vale la relazione

k_w = 10^-14 = k_a · k_b.

Le rispettive costanti di dissociazione acida e basica sono dunque inversamente proporzionali. Più forte è un acido e più debole è la sua base coniugata.

Ovviamente la medesima dimostrazione può essere fatta per una base ed il suo acido coniugato.