Constante de acidez

El ácido acético, un ácido débil, dona un protón (blanco) al agua en una reacción de equilibrio para producir el ion acetato y el ion hidronio. Rojo: oxígeno, gris: carbono.

Una constante de disociación ácida, K_a, (también conocida como constante de acidez o constante de ionización ácida) es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución: a mayor valor, más fuerte es el ácido, y más disociado estará el ácido, a una concentración dada, en su base conjugada y el ion hidronio. La fuerza de una base está cuantificado por el valor de K_a de su ácido conjugado.

K_a es una constante de equilibrio. Para un equilibrio ácido-base entre un ácido genérico, HB, y su base conjugada, B⁻, HA : A⁻ + H⁺, K_a está definida, bajo condiciones dadas, como

$K_a = \mathrm{\frac{[B^-][H^+]}{[HB]}}$

donde [HA], [A⁻] y [H⁺] son las concentraciones en el equilibrio de los reactivos. El término constante de disociación ácida también es usada para pK_a, que es igual a -log₁₀ K_a. pK_a es proporcional al cambio de energía libre de Gibbs para la reacción. Mientras que el cambio de entalpía estándar para una reacción de disociación de un ácido débil puede ser positiva (reacción endotérmica) o negativa (reacción exotérmica), el cambio de entropía estándar siempre es negativo. Los valores de pK_a para las reacciones endotérmicas se incrementan con el aumento de la temperatura; lo opuesto es cierto para las reacciones exotérmicas. Esto en concordancia con el principio de Le Châtelier.

En soluciones acuosas, los ácidos que liberan un solo protón están parcialmente disociados en una extensión apreciable en el rango de pH pK_a ± 2. La extensión real de la disociación puede ser calculada, usando el valor de pK_a, si son conocidas la concentración analítica del ácido y el pH (o concentración analítica del ácido mineral agregado). El comportamiento ácido puede ser caracterizado en soluciones no acuosas. Los factores que determinan la magnitud de los valores de pK_a incluyen a las reglas de Pauling para las constantes de acidez y, para los ácidos y bases orgánicos, del efecto inductivo y el efecto mesomérico; estos efectos se resumen en la función de acidez de Hammett. Los efectos estructurales, como el puente de hidrógeno intramolecular, también puede ser importante. pK_a puede ser experimentalmente determinado por titulación potenciométrica (pH), pero para valores de pK_a menores que 2 o mayores que 11 se requieren mediciones de espectrofotometría o resonancia magnética nuclear.

Es esencial un conocimiento de los valores de pK_a para entender el comportamiento de los ácidos y las bases en solución. Por ejemplo, muchos compuestos usados para la medicación son ácidos o bases débiles, así que un conocimiento de los valores de pK_a y el coeficiente de partición es esencial para entender cómo el compuesto ingresa (o no ingresa) en el torrente sanguíneo. Hay muchas otras aplicaciones, incluyendo química acuática, oceanografía química, soluciones buffer, homeostasis ácido-base y cinética enzimática. El conocimiento de los valores de pK_a también es un prerrequisito para la comprensión cuantitativa de las interacciones entre los ácidos o bases y los iones metálicos para formar complejo (química) en solución.

Definiciones

Según la definición original de Arrhenius, un ácido es una sustancia que se disocian en solución acuosa, liberando el ion hidrógeno.^[1] :HB B⁻ + H⁺ La constante de equilibrio para esta reacción de "disociación" se conoce como una constante de disociación. Sin embargo, dado que el protón liberado se combina con una o más moléculas de agua para producir un ion hidronio (también llamado oxonio), Arrhenius propuso que la reacción de "disociación" debería ser escrita como una reacción ácido-base.

HB + H₂O → B⁻ + H₃O⁺

Véase también

• Disociación

Referencias

1. ↑ Miessler, G. (1991). Inorganic Chemistry (2nd edition edición). Prentice Hall. pp. 165. ISBN 0134656598. 

Enlaces externos

• Tabla de constantes de equilibrio Ka y Kb de ácidos y bases.