La neutralizzazione di acidi forti e di acidi deboli

 

Ho ricevuto da Claudia la seguente domanda:
 
Non capisco perché, per neutralizzare 50 ml di acido acetico (CH3COOH) 1M, è necessario utilizzare la stessa quantità di NaOH che si utilizza per neutralizzare 50 ml di acido cloridrico (HCl) 1M. Essendo l’acido acetico un acido debole, non dovrebbe servire una quantità inferiore di NaOH?
 
Le rispondo così:
 
L’acido acetico è un acido debole, cioè parzialmente ionizzato in soluzione acquosa; l’acido cloridrico è invece un acido forte ed è quindi totalmente ionizzato. Il numero di ioni H3O+ presenti in una soluzione acquosa 1M di HCl è quindi superiore al numero di ioni H3O+ presenti in una soluzione acquosa 1M di acido acetico.  Devi però ricordare che la ionizzazione in acqua dell’acido acetico è una reazione di equilibrio:
CH3COOH + H2O CH3COO + H3O+
ed è per questo sensibile alle variazioni di concentrazione di uno dei suoi componenti (ricorda il principio di Le Chatelier!). Quando si aggiunge una base ad una soluzione acida, avviene la seguente reazione di neutralizzazione:
H3O+ + OH → 2H2O
Man mano che si aggiunge la base NaOH alla soluzione di acido acetico, scompare quindi un certo numero di ioni H3O+. La loro concentrazione, pertanto, diminuisce e ciò determina uno spostamento dell’equilibrio verso destra, cioè la ionizzazione di altre molecole di acido acetico. Continuando ad aggiungere NaOH, il processo conduce alla completa ionizzazione dell’acido acetico. Il numero di ioni H3O+ liberati in totale dall’acido acetico corrisponde quindi a quello degli ioni H3O+ presenti sin dall’inizio nella soluzione di HCl. La quantità di NaOH necessaria per neutralizzare 50 ml di ciascuna delle due soluzioni è pertanto la stessa.
 

 

Per la lezione