Cos’è pKa? Relazione con il pH

Il pK _a misura la “forza” di un acido di Bronsted, cioè di una sostanza che dona uno ione H+ (protone) per formare una base coniugata. Un protone H+ è un acido di Lewis forte che attrae le coppie di elettroni in modo molto efficiente, così efficiente che è quasi sempre legato a un donatore di elettroni. Un acido di Bronsted forte è un composto che cede molto facilmente il suo protone. Da parte sua, un acido di Bronsted debole è un composto che cede il suo protone con più difficoltà. In un caso estremo, un composto dal quale è molto, molto difficile rimuovere un protone non è affatto considerato un acido.

Quando un composto dona un protone, conserva la coppia di elettroni che aveva precedentemente condiviso con quel protone, diventando così una base coniugata. Da un altro punto di vista, un acido di Bronsted forte dona facilmente un protone e diventa una base di Bronsted debole. La base di Bronsted non forma facilmente un legame con il protone e non è adatta a cedere la sua coppia di elettroni a un protone. Pertanto, lo fa debolmente.

Allo stesso modo, se un composto cede un protone e diventa una base forte, la base riconquisterà facilmente il protone. Infatti la base forte compete così tanto con il protone che il composto rimane protonato. Qui, il composto è ancora un acido di Bronsted invece di ionizzarsi per diventare la base coniugata forte, rendendolo un acido di Bronsted debole.

Pertanto, devi tenere conto che:

• Un pKa basso significa che il protone non è stabile.
• A volte il pKa può essere così basso da essere un numero negativo.
• Un pKa alto significa che il protone è fortemente trattenuto.

L’equazione di Henderson-Hasselbalch

L’equazione di Henderson-Hasselbalch è stata sviluppata indipendentemente dal chimico biologico americano LJ Henderson e dal fisiologo svedese KA Hasselbalch, per mettere in relazione il pH con il sistema tampone di bicarbonato del sangue. Nella sua forma generale, l’equazione di Henderson-Hasselbalch è un’espressione utile per calcolare i limiti. Può essere derivato dall’espressione della costante di equilibrio per una reazione di dissociazione generale di acido debole (HA) nell’equazione:

dove K _a è la costante di equilibrio ad una data temperatura. Per un insieme definito di condizioni sperimentali, questa costante di equilibrio è indicata con K _a ed è chiamata costante di dissociazione apparente. Più alto è il valore di K _a , maggiore è il numero di ioni H+ rilasciati per mole di acido in soluzione, e quindi più forte è l’acido. K _a è quindi una misura della forza di un acido. Riorganizzando l’equazione e risolvendo per la concentrazione di ioni idrogeno otteniamo:

Poiché log [H+] = pH e log (Ka) = pK _a e applicando i logaritmi alle precedenti equazioni otteniamo:

O

Dove:

[A ^– ] è la concentrazione della base coniugata,

[HA] è la concentrazione dell’acido (non dissociato),

pK _a è il logaritmo negativo del valore di K _a

e K _a è la costante di dissociazione dell’acido.

Discussione sui valori di pH e pKa

L’equazione di Henderson-Hasselbalch viene spesso utilizzata per determinare il rapporto tra la base coniugata [A-] e l’acido coniugato [HA] che deve essere utilizzato per ottenere un determinato valore di pH di un tampone. Per fare questo, dobbiamo conoscere il valore pKa dell’acido coniugato che utilizzerai. Tuttavia, l’equazione di cui sopra contiene informazioni aggiuntive che dobbiamo comprendere.

Mentre il concetto di pK _a è spiegato sopra, la definizione funzionale di pK _a è spesso fraintesa. La cosa da ricordare da questo argomento è che quando il pH è uguale al pKa di un acido, la concentrazione della base coniugata e dell’acido coniugato sono uguali, il che significa che c’è un rapporto del 50% tra la base coniugata e un rapporto del 50% di 50 % di acido coniugato.

Quindi, se inseriamo le concentrazioni della base coniugata e dell’acido coniugato nell’equazione di Henderson-Hasselbach (non importa quale sia la concentrazione) e sono uguali, il loro rapporto sarà 1:1, il che significa che il il logaritmo di questa proporzione è zero (0). Indipendentemente da quale acido (rappresentato come donatore di protoni [H+]) si osservi, vale la relazione di cui sopra.

Ad esempio, poiché l’acido acetico ha un valore pK _di circa 4,7, quando il pH è uguale a quel pKa, il rapporto tra acetato e acido acetico sarebbe 1:1. Per un altro acido, come il fluoridrico (HF), che ha un valore pKa di circa 4,0, quando il pH è uguale a 4,0, il rapporto tra lo ione fluoruro e l’acido fluoridrico sarebbe 1:1.

Soluzioni tampone

Le soluzioni tampone sono soluzioni acquose costituite da una miscela di un acido debole e della sua base coniugata o di una base debole e del suo acido coniugato. Una proprietà importante delle soluzioni tampone è la loro capacità di mantenere un valore di pH relativamente costante in risposta all’aggiunta di una piccola quantità di acido o base. Inoltre, il pH delle soluzioni tampone rimane relativamente stabile anche durante la diluizione.

Per questo motivo, i tamponi vengono utilizzati in un’ampia gamma di applicazioni chimiche, principalmente come reagenti per mantenere un valore di pH costante. Ad esempio, nella produzione di coloranti, nei processi di fermentazione, nonché per regolare il pH di alimenti, cosmetici e medicinali. Il pH del tampone dipende dal pK _a dell’acido (o dal pK _b della base) e dal rapporto tra le concentrazioni dell’acido (base) e della sua base coniugata (acido). Questa dipendenza è descritta dall’equazione di Henderson-Hasselbalch presentata sopra.

Fonti

• Garritz, M. (2005). Equilibri acido-base .
• Pardo, J. e Matus, D. (2014). L’uso dell’equazione di Henderson-Hasselbalch per il calcolo del pH del sangue.
• Vásquez, E. e Rojas, G. (2016). pH : teoria e 132 problemi.