Constante de disociación del ácido
En química existen escalas relacionadas que se utilizan para medir lo ácida o básica que es una solución y la fuerza de los ácidos y las bases. Aunque la escala de pH es la más conocida, pKa, Ka, pKb y Kb son cálculos comunes que ofrecen información sobre las reacciones ácido-base. A continuación te explicamos los términos y cómo se diferencian unos de otros.
Ka es la constante de disociación del ácido. pKa es simplemente el logaritmo de esta constante. Del mismo modo, Kb es la constante de disociación de la base, mientras que pKb es el -log de la constante. Las constantes de disociación de ácidos y bases suelen expresarse en términos de moles por litro (mol/L). Los ácidos y las bases se disocian según ecuaciones generales:
Un valor Ka grande indica un ácido fuerte porque significa que el ácido se disocia en gran medida en sus iones. Un valor Ka grande también significa que se favorece la formación de productos en la reacción. Un valor Ka pequeño significa que el ácido se disocia poco, por lo que se trata de un ácido débil. El valor Ka para la mayoría de los ácidos débiles oscila entre 10-2 y 10-14.
¿Cómo se calcula la constante de equilibrio de un ácido?
La magnitud de la constante de equilibrio para una reacción de ionización puede utilizarse para determinar las fuerzas relativas de los ácidos y las bases. Por ejemplo, la ecuación general para la ionización de un ácido débil en el agua, donde HA es el ácido madre y A- es su base conjugada, es la siguiente:
Tenga en cuenta, sin embargo, que el \ (H^+\) libre no existe en las soluciones acuosas y que un protón se transfiere al \ (H_2O\) en todas las reacciones de ionización de ácidos para formar iones de hidronio, \ (H_3O^+\). Cuanto mayor sea la \ (K_a), más fuerte será el ácido y mayor será la concentración de \ (H^+\) en el equilibrio. Como todas las constantes de equilibrio, las constantes de ionización ácido-base se miden en realidad en términos de las actividades de \(H^+\) o \(OH^-\), por lo que no tienen unidad. Los valores de \ (K_a) para una serie de ácidos comunes se dan en la Tabla \ (\PageIndex{1}).
Una vez más, la actividad del agua tiene un valor de 1, por lo que el agua no aparece en la expresión de la constante de equilibrio. Cuanto mayor sea el \(K_b\), más fuerte será la base y mayor será la concentración de \(OH^-\) en el equilibrio. Los valores de \(K_b\) para una serie de bases débiles comunes se dan en la tabla \(\PageIndex{2}\).
Lista de constantes de disociación de los ácidos
conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. La especie química HA es un ácido que se disocia en A-, la base conjugada del ácido y un ion hidrógeno, H+.[a] Se dice que el sistema está en equilibrio cuando las concentraciones de sus componentes no cambian con el tiempo, porque tanto las reacciones de avance como las de retroceso se producen a la misma velocidad[1].
El valor de pKa también depende de la estructura molecular del ácido de muchas maneras. Por ejemplo, Pauling propuso dos reglas: una para el pKa sucesivo de los ácidos polipróticos (véase Ácidos polipróticos más abajo), y otra para estimar el pKa de los oxiácidos en función del número de grupos =O y -OH (véase Factores que afectan a los valores de pKa más abajo). Otros factores estructurales que influyen en la magnitud de la constante de disociación de los ácidos son los efectos inductivos, los efectos mesoméricos y los enlaces de hidrógeno. Las ecuaciones de tipo Hammett se han aplicado con frecuencia para la estimación del pKa[3][4].
La constante de equilibrio para esta reacción de disociación se conoce como constante de disociación. El protón liberado se combina con una molécula de agua para dar un ion hidronio (u oxonio) H3O+ (los protones desnudos no existen en solución), por lo que Arrhenius propuso posteriormente que la disociación se escribiera como una reacción ácido-base:
Constante de equilibrio para el ácido acético
Recuerda: La fuerza del ácido se determina por la distancia del equilibrio hacia la derecha. Cualitativamente, esto se puede juzgar por la Ka del ácido. Una Ka grande indica un ácido fuerte; una Ka pequeña indica un ácido débil.
Los ácidos débiles y las bases débiles no se disocian completamente. Existe un equilibrio entre el ácido débil, el agua, H3O+, y el anión del ácido débil. El equilibrio se encuentra a la izquierda de la ecuación, lo que indica que no se produce mucho H3O+. El hecho de que se produzca muy poco H3O+ es la definición de un ácido débil. La Ka de un ácido débil es pequeña, normalmente un número inferior a 1.
La solución para x se simplifica porque la x que aparece en el denominador puede despreciarse. Esta x puede despreciarse porque será insignificante en comparación con la concentración, 0,10 M. Para determinar si x es despreciable, compare la magnitud del último decimal de la concentración del ácido con la magnitud de la constante de equilibrio. Si la diferencia de magnitud es mayor que 100, la x puede despreciarse. En este caso, la concentración se conoce hasta el lugar 10-3 y la constante de equilibrio es la magnitud de 10-8. La diferencia de magnitud es de 105, por lo tanto, la x puede despreciarse fácilmente.
