Ácido constante de disociación, Antecedentes teóricos, Definiciones, Constante de equilibrio, Acidez en soluciones no acuosas, Los factores que afectan a los valores de pKa, Determinación experimental, Las solicitudes y la importancia, Los valores para las sustancias comunes





Una constante de disociación ácida, Ka, es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución. Es la constante para una reacción química conocida como la disociación en el contexto de reacciones ácido-base equilibrio. El equilibrio puede escribirse simbólicamente como:

donde HA es un ácido genérico que se disocia por división en A-, conocida como la base conjugada del ácido, y el ion hidrógeno o protón, H , que, en el caso de soluciones acuosas, existe como un ion hidronio solvatado. En el ejemplo mostrado en la figura, HA representa ácido acético, y A-el ion acetato. La especie HA química, A-y H se dice que está en equilibrio cuando sus concentraciones no cambian con el paso del tiempo. La constante de disociación se suele escribir como cociente de las concentraciones en el equilibrio, indicado por, y:

Debido a las numerosas órdenes de magnitud atravesado por valores Ka, una medida logarítmica de la constante de disociación del ácido es más comúnmente utilizado en la práctica. La constante logarítmica, pKa, que es igual a-log10 Ka, es a veces también se refiere como un ácido constante de disociación:

Cuanto mayor sea el valor de pKa, cuanto menor es el grado de disociación a cualquier pH dado. Un ácido débil tiene un valor de pKa en el intervalo aproximado -2-12 en agua. Los ácidos con un valor pKa de menos de alrededor de -2 se dice que son ácidos fuertes; un ácido fuerte es casi completamente disociado en solución acuosa, en la medida en que la concentración del ácido no disociado se convierte en indetectable. valores de pKa para los ácidos fuertes pueden, sin embargo, ser estimados por medios teóricos o extrapolando a partir de mediciones en disolventes no acuosos en los que la constante de disociación es menor, tal como acetonitrilo y dimetilsulfóxido.

Antecedentes teóricos

La constante de disociación ácida de un ácido es una consecuencia directa de la termodinámica subyacentes de la reacción de disociación; el valor de pKa es directamente proporcional al cambio de energía de Gibbs estándar para la reacción. El valor de pKa de los cambios con la temperatura y se puede entender de forma cualitativa basa en el principio de Le Chatelier: cuando la reacción es endotérmica, el pKa disminuye al aumentar la temperatura, lo contrario es cierto para las reacciones exotérmicas. Los factores estructurales subyacentes que influyen en la magnitud de la constante de disociación de ácido incluyen reglas de Pauling para constantes de acidez, efectos inductivos, efectos mesoméricos, y enlaces de hidrógeno.

El comportamiento cuantitativo de ácidos y bases en solución sólo puede entenderse si se conocen los valores de pKa. En particular, el pH de una solución se puede predecir cuando se conocen los valores de concentración y pKa analíticos de todos los ácidos y bases, por el contrario, es posible calcular la concentración de equilibrio de los ácidos y bases en solución cuando se conoce el pH. Estos cálculos tienen aplicación en diferentes áreas de la química, la biología, la medicina y la geología. Por ejemplo, muchos de los compuestos utilizados para la medicación son ácidos o bases débiles, y un conocimiento de los valores de pKa, junto con el coeficiente de reparto octanol-agua, puede ser usado para estimar el grado en que el compuesto entra en el torrente sanguíneo. Ácido constantes de disociación son también esenciales para acuática química y oceanografía química, donde la acidez del agua juega un papel fundamental. En los organismos vivos, la homeostasis ácido-base y la cinética de la enzima dependen de los valores de pKa de los muchos ácidos y bases presentes en la célula y en el cuerpo. En química, es necesario para la preparación de soluciones tampón de un conocimiento de los valores de pKa y es también un requisito previo para una interpretación cuantitativa de la interacción entre ácidos o bases e iones metálicos forman complejos a. Experimentalmente, los valores de pKa se pueden determinar por valoración potenciométrica, pero para los valores de pKa de menos de aproximadamente 2 o más de aproximadamente 11, medidas espectrofotométricas o RMN pueden ser necesarios debido a dificultades prácticas con las mediciones de pH.

Definiciones

De acuerdo con la definición original de Arrhenius, un ácido es una sustancia que se disocia en solución acuosa, liberando el hidrógeno de iones H :

 HA A- H .

La constante de equilibrio de esta reacción de disociación se conoce como una constante de disociación. El protón liberado se combina con una molécula de agua para dar un ion hidronio H3O , y por lo tanto de Arrhenius propuso más tarde que la disociación debe ser escrito como una reacción ácido-base:

 HA H2O A- H3O .

Brönsted y Lowry generalizar esto más a una reacción de intercambio de protones:

 ácido base base conjugada del ácido conjugado.

El ácido pierde un protón, dejando una base conjugada, el protón se transfiere a la base, la creación de un ácido conjugado. Para las soluciones acuosas de un ácido HA, la base es el agua; la base conjugada es A-y el ácido conjugado es el ion hidronio. El Brönsted-Lowry definición se aplica a otros disolventes, tales como sulfóxido de dimetilo: los S disolvente actúa como una base, aceptar un protón y formando el ácido conjugado SH .

En química de la solución, es común el uso de H como una abreviatura para el ion hidrógeno solvatado, independientemente del disolvente. En solución acuosa de H denota un ion hidronio solvatado en lugar de un protón.

La designación de un ácido o base como "conjugado" depende del contexto. El ácido conjugado BH de un disocia de base B de acuerdo con

 BH OH-B H2O

que es la inversa de la de equilibrio

 H2O B-OH BH .

El ion hidróxido OH-, una base bien conocida, aquí está actuando como la base conjugada del ácido agua. Los ácidos y las bases son así considerados simplemente como donantes y aceptores de protones, respectivamente.

Una definición más amplia de disociación ácida incluye la hidrólisis, en la que los protones se producen mediante la división de moléculas de agua. Por ejemplo, el ácido bórico produce H3O como si se tratara de un donador de protones, pero ha sido confirmada por espectroscopia de Raman que esto es debido a la hidrólisis de equilibrio:

 B3 B4-2 H2O H3O .

Del mismo modo, la hidrólisis de iones de metal hace que iones tales como 3 a comportarse como ácidos débiles:

 3 2 H2O H3O .

Constante de equilibrio

Una constante de disociación ácido es un ejemplo particular de una constante de equilibrio. Para el equilibrio específico entre un ácido monoprótico, HA y su base conjugada A-, en agua,

 HA H2O A- H3O

la constante de equilibrio termodinámico, K puede ser definido por

donde {A} es la actividad de las especies químicas A, etc K es adimensional ya que la actividad es adimensional. Actividades de los productos de disociación se colocan en el numerador, las actividades de los reactivos se colocan en el denominador. Ver coeficiente de actividad para una derivación de esta expresión.

Dado que la actividad es el producto de la concentración y el coeficiente de actividad de la definición también puede ser escrito como

donde representa la concentración de HA y G es un cociente de los coeficientes de actividad.

Para evitar las complicaciones implicadas en el uso de las actividades, se determinan las constantes de disociación, siempre que sea posible, en un medio de alta fuerza iónica, es decir, bajo condiciones en las que G puede suponerse que es siempre constante. Por ejemplo, el medio podría ser una solución de nitrato de sodio 0,1 M o perclorato de potasio 3 M. Además, en todos pero la más concentrada soluciones se puede suponer que la concentración de agua,, es constante, aproximadamente 55 moldm-3. En dividiendo K por los términos constantes y la escritura para la concentración del ión hidronio la expresión

se obtiene. Esta es la definición de uso común. pKa se define como-log10 Ka. Nótese, sin embargo, que todos los valores constantes de disociación publicados se refieren al medio iónico específico utilizado en su determinación y que los valores diferentes se obtienen con diferentes condiciones, como se muestra para el ácido acético en la ilustración anterior. Cuando constantes publicados se refieren a una fuerza iónica que no sea la requerida para una aplicación particular, que se pueden ajustar por medio de la teoría de iones específica y otras teorías.

Aunque Ka parece tener la dimensión de la concentración debe ser de hecho o adimensional que no sería posible tomar su logaritmo. La ilusión es el resultado de omitir el término constante de la expresión que define. Sin embargo, no es inusual, particularmente en textos relativos a los equilibrios bioquímicos, para ver un valor citado con una dimensión como, por ejemplo, "Ka = 300 M".

Ácidos monopróticos

Después de reordenación de la expresión que define Ka, y poniendo pH =-log 10, se obtiene

Esta es una forma de la ecuación de Henderson-Hasselbalch, de la cual las siguientes conclusiones se pueden sacar.

  • En el descanso de neutralización/= 1, ya que log = 0, el pH en el descanso neutralización es numéricamente igual al pKa. Por el contrario, cuando el pH = pKa, la concentración de HA es igual a la concentración de A-.
  • La región de memoria intermedia se extiende sobre el intervalo aproximado pKa 2, aunque tampón es débil fuera del rango de pKa 1 - En pKa 1,/= 10 o 1/10.
  • Si se conoce el valor del pH, se puede calcular la relación. Esta relación es independiente de la concentración analítica del ácido.

En el agua, los valores de pKa medibles van desde alrededor de -2 para un ácido fuerte a aproximadamente 12 por un ácido muy débil. Todos los ácidos con un valor pKa de menos de -2 son más de 99% disocia a pH 0. Esto se conoce como nivelación disolvente ya que todos los tales ácidos son llevados al mismo nivel de bienestar ácidos fuertes, independientemente de sus valores de pKa. Del mismo modo, todas las bases con un valor de pKa mayor que el límite superior son más de 99% protonada en todos los valores de pH alcanzables y se clasifican como bases fuertes.

Un ejemplo de un ácido fuerte es ácido clorhídrico, HCl, que tiene un valor de pKa, que se estima a partir de cantidades termodinámicas, de -9,3 en agua. La concentración de ácido no disociado en una solución de 3-moldm 1 será menor que 0,01% de las concentraciones de los productos de disociación. El ácido clorhídrico se dice que es "totalmente disociado" en solución acuosa debido a que la cantidad de ácido no disociado es imperceptible. Cuando se conocen el pKa y analítico de la concentración del ácido, el grado de disociación y el pH de una solución de un ácido monoprótico se puede calcular fácilmente usando una tabla de ICE.

Una solución tampón de un pH deseado se puede preparar como una mezcla de un ácido débil y su base conjugada. En la práctica, la mezcla puede ser creado mediante la disolución del ácido en agua, y la adición de la cantidad requerida de ácido o base fuerte. El pKa del ácido debe ser menos de dos unidades diferentes del pH objetivo.

Ácidos polipróticos

Polipróticos ácidos son ácidos que pueden perder más de un protón. La constante de disociación de la primera de protones pueden estar indicados como Ka1 y las constantes de disociación de protones sucesivas como Ka2, etc ácido fosfórico, H3PO4, es un ejemplo de un ácido poliprótico, ya que puede perder tres protones.

Cuando la diferencia entre los valores de pK sucesivas es alrededor de cuatro o más, como en este ejemplo, cada especie pueden ser considerados como un ácido en su propio derecho; En sales hecho de H2PO4-se pueden cristalizar de la solución mediante ajuste del pH a aproximadamente 5,5 y sales de HPO42-se pueden cristalizar de la solución mediante ajuste del pH a aproximadamente 10 - El diagrama de distribución de las especies muestra que las concentraciones de los dos iones son máximo a pH 5,5 y 10.

Cuando la diferencia entre los valores de pK sucesivas es menor que aproximadamente cuatro existe una superposición entre el intervalo de pH de la existencia de la especie en equilibrio. El menor sea la diferencia, más la superposición. El caso del ácido cítrico se muestra a la derecha; soluciones de ácido cítrico se almacenan en todo el intervalo de pH 2,5 a 7,5.

En general, es cierto que aumentan los valores de pK sucesivas. Por ejemplo, para un ácido diprótico, H2A, los dos equilibrios son

 H2A HA- H HA-A2- H

se puede observar que el segundo protón se elimina de una especie cargada negativamente. Dado que el protón lleva se necesita una carga de trabajo extra positivo para quitarlo; que es la causa de la tendencia ha indicado anteriormente. Valores de ácido fosfórico ilustran esta regla, al igual que los valores para el ácido vanádico, H3VO4. Cuando se encuentra una excepción a la regla que indica que un cambio importante en la estructura que está ocurriendo. En el caso de VO2 , el vanadio es octaédrica, 6-de coordenadas, mientras que el ácido vanádico es tetraédrica, 4-coordenadas. Esta es la base para una explicación de por qué pKa1> pKa2 de oxoácidos de vanadio.

Para las sustancias en solución el punto isoeléctrico se define como el pH al que la suma, ponderada por el valor de carga, de las concentraciones de las especies con carga positiva es igual a la suma ponderada de las concentraciones de las especies cargadas negativamente. En el caso de que hay una especie de cada tipo, el punto isoeléctrico se puede obtener directamente a partir de los valores de pK. Tomemos el ejemplo de la glicina, que se define como AH. Hay dos equilibrios de disociación a considerar.

 AH2 AH H , = K1 AH A- H , = K2

Sustituir la expresión para en la primera ecuación

 2 = K1K2

En el punto isoeléctrico la concentración de las especies cargadas positivamente, AH2 , es igual a la concentración de las especies cargadas negativamente, A-, de modo

 2 = K1K2

Por lo tanto, teniendo cologarithms, el pH viene dado por

valores de PI para los aminoácidos se enumeran en el aminoácido proteinogénicos # Propiedades Químicas. Cuando más de dos especies cargadas están en equilibrio entre sí puede ser necesario un cálculo especiación completa.

Agua auto-ionización

El agua posee ambas propiedades ácidas y básicas. Es anfótero. La constante de equilibrio para el equilibrio

 2 H2O OH- H3O

está dada por

Cuando, como suele ser el caso, la concentración de agua puede ser supone que es constante, esta expresión puede ser sustituido por

La constante de agua, Kw, auto-ionización es por lo tanto sólo un caso especial de una constante de disociación del ácido.

A partir de estos datos se puede deducir que Kw = 10-14 a 24,87 C. A esa temperatura, ambos iones de hidrógeno e hidróxido tienen una concentración de 10-7 mol dm-3.

Sustancias anfóteros

Una sustancia anfótero es uno que puede actuar como un ácido o como una base, dependiendo del pH. El agua es anfótero. Otro ejemplo de una molécula de anfótero es el ion bicarbonato HCO3-que es la base conjugada de la molécula de ácido carbónico H2CO3 en el equilibrio

 H2CO3 H2O HCO3- H3O

pero también el ácido conjugado del ión carbonato CO32-en el equilibrio

 HCO3- OH-CO32- H2O.

Equilibrios ácido carbónico son importantes para la homeostasis ácido-base en el cuerpo humano.

Un aminoácido también es anfótero con la complicación añadida de que la molécula neutra está sujeto a un equilibrio ácido-base interna en la que el grupo amino básico atrae y se une el protón del grupo carboxilo ácido, la formación de un ion híbrido.

 NH2CHRCO2H NH3 CHRCO2-

A un pH de menos de aproximadamente 5 tanto en el grupo carboxilato de metilo y el grupo amino están protonados. Como el pH aumenta el ácido se disocia según

 NH3 NH3 CHRCO2H CHRCO2- H

A pH alto una segunda disociación puede llevarse a cabo.

 NH3 CHRCO2-NH2CHRCO2- H

Por lo tanto el ion bipolar, NH3 CHRCO2-, es anfótero ya que cualquiera puede estar protonado o desprotonado.

Bases

Históricamente, las constantes de equilibrio Kb para una base se ha definido como la constante de protonación de la base, B asociación, para formar el ácido conjugado, HB .

 B H2O HB OH-

Utilizando un razonamiento similar al que se utiliza antes de

Kb se relaciona con Ka para el ácido conjugado. En el agua, la concentración del ion hidróxido,, está relacionada con la concentración del ión de hidrógeno por Kw =, por lo tanto

La sustitución de la expresión para en la expresión para Kb da

Cuando Ka, Kb y Kw se determinan en las mismas condiciones de temperatura y fuerza iónica, se deduce, teniendo cologarithms, que pKb = PKW - pKa. En soluciones acuosas a 25 C, PKW es 13,9965, por lo pKb ~ 14 - pKa. En efecto, no hay necesidad de definir pKb por separado de pKa, pero se hace aquí porque los valores de pKb se pueden encontrar en la literatura más antigua.

Dependencia de la temperatura

Todas las constantes de equilibrio varía con la temperatura de acuerdo con la ecuación t van 'Hoff

R es la constante del gas y T es la temperatura absoluta. Por lo tanto, para las reacciones exotérmicas, K disminuye con la temperatura, pero para las reacciones endotérmicas K aumenta con la temperatura.

Acidez en soluciones no acuosas

Un disolvente será más probable para promover la ionización de una molécula de ácido disuelto en las siguientes circunstancias:

  • Es un disolvente prótico, capaz de formar enlaces de hidrógeno.
  • Tiene un alto número de donantes, lo que es una base de Lewis fuerte.
  • Tiene una alta constante dieléctrica, lo que es un buen disolvente para las especies iónicas.
  • valores de pKa de los compuestos orgánicos se obtienen a menudo el uso de los disolventes apróticos dimetil sulfóxido y acetonitrilo.

    DMSO es ampliamente usado como una alternativa al agua, ya que tiene una constante dieléctrica más baja que el agua, y es menos polar y así se disuelve sustancias no polares, hidrófobas más fácilmente. Tiene un rango de pKa medible de aproximadamente 1 a 30. El acetonitrilo es menos básico de DMSO, y, así, en general, los ácidos y las bases son más débiles son más fuertes en este disolvente. Algunos valores de pKa a 25 º C para acetonitrilo y sulfóxido de dimetilo se muestran en las siguientes tablas. Los valores para el agua se incluyen para la comparación.

    La ionización de los ácidos es menor en un disolvente ácido que en el agua. Por ejemplo, cloruro de hidrógeno es un ácido débil cuando se disuelve en ácido acético. Esto es porque el ácido acético es una base mucho más débil que el agua.

     HCl CH3CO2H CH3C2 ácido base conjugado ácido-base Cl- conjugado

    Compare esta reacción con lo que sucede cuando se disuelve el ácido acético en el ácido sulfúrico puro solvente más ácida

     H2SO4 CH3CO2H HSO4-CH3C2

    Las especies diol geminales improbables CH3C2 es estable en estos ambientes. Para las soluciones acuosas de la escala de pH es la función de acidez más conveniente. Se han propuesto otras funciones acidez para medios no acuosos, siendo el más notable la función de acidez de Hammett, H0, por medios superácidos y su versión modificada H-para los medios superbásicos.

    En disolventes apróticos, oligómeros, tales como el bien conocido dímero de ácido acético, pueden estar formados por enlaces de hidrógeno. Un ácido también puede formar enlaces de hidrógeno con su base conjugada. Este proceso, conocido como homoconjugation, tiene el efecto de aumentar la acidez de los ácidos, la reducción de sus valores de pKa eficaces, mediante la estabilización de la base conjugada. Homoconjugation aumenta el poder donador de protones de ácido toluensulfónico en una solución de acetonitrilo por un factor de casi 800. En soluciones acuosas, homoconjugation no se produce, porque el agua forma enlaces de hidrógeno fuertes a la base conjugada que lo hace el ácido.

    Disolventes mixtos

    Cuando un compuesto se ha limitado la solubilidad en agua es una práctica común para determinar los valores de pKa en una mezcla de disolventes tales como agua/dioxano o agua/metanol, en el que el compuesto es más soluble. En el ejemplo que se muestra a la derecha, el valor de pKa se eleva abruptamente con el incremento de porcentaje de dioxano como la constante de la mezcla está disminuyendo dieléctrica.

    Un valor de pKa obtenido en una mezcla de disolventes no se puede utilizar directamente para las soluciones acuosas. La razón de esto es que cuando el disolvente es en su estado estándar de su actividad se define como uno. Por ejemplo, el estado estándar de agua: dioxano 09:01 es precisamente la mezcla de disolventes, sin solutos añadidos. Para obtener el valor de pKa para su uso con soluciones acuosas que tiene que ser extrapolados a la concentración de co-disolvente cero de los valores obtenidos a partir de diversas mezclas de co-disolvente.

    Estos hechos están oscurecidos por la omisión del disolvente de la expresión que se utiliza normalmente para definir pKa, pero los valores de pKa obtenidos en un disolvente mixto dado puede ser comparado con uno del otro, dando concentraciones de ácido relativas. Lo mismo es cierto de los valores de pKa obtenidos en un determinado disolvente no acuoso una DMSO tales.

    A partir de 2008, un disolvente-independiente, escala universal, para las constantes de disociación de ácido no se ha desarrollado, ya que no hay manera conocida para comparar los estados estándar de dos disolventes diferentes.

    Los factores que afectan a los valores de pKa

    Segunda regla de estados de Pauling que el valor de la primera pKa para los ácidos de la fórmula XOM n es aproximadamente independiente de n y X y es de aproximadamente 8 para m = 0, 2 para m = 1, -3 para m = 2 y <-10 para m = 3. Esto se correlaciona con el estado de oxidación del átomo central, X: cuanto mayor sea el estado de oxidación más fuerte es la oxiácido. Por ejemplo, para HClO pKa es 7,2, para HClO2 es 2,0, para HClO3 es -1 y HClO4 es un ácido fuerte.

    Con ácidos orgánicos efectos inductivos y efectos mesoméricos afectan los valores de pKa. Un ejemplo sencillo es proporcionado por el efecto de la sustitución de los átomos de hidrógeno en ácido acético por el átomo de cloro más electronegativo. El efecto de retirada de electrones del sustituyente hace más fácil de ionización, los valores de pKa para sucesivos disminuyen en la serie 4.7, 2.8, 1.4 y 0.7 cuando 0,1, 2 o 3 átomos de cloro están presentes. La ecuación de Hammett, proporciona una expresión general para el efecto de los sustituyentes.

     log Ka = log Ka0 ? s.

    Ka es la constante de disociación de un compuesto sustituido, Ka0 es la constante de disociación cuando el sustituyente es hidrógeno,? es una propiedad del compuesto no sustituido y s tiene un valor particular para cada sustituyente. Una representación gráfica de log Ka contra s es una línea recta con intersección Ka0 registro y la pendiente?. Este es un ejemplo de una relación lineal de energía libre como log Ka es proporcional a la variación de energía tasa. Hammett formulado inicialmente la relación con los datos de ácido benzoico con diferentes substiuents en el para-posiciones orto-y: algunos valores numéricos en la ecuación de Hammett. Éste y otros estudios permitieron sustituyentes que se ordenan de acuerdo a su poder atrayente de electrones o liberadores de electrones, y distinguir entre los efectos inductivos y mesómero.

    Alcoholes no se comportan como ácidos normalmente en agua, pero la presencia de un doble enlace adyacente al grupo OH pueden disminuir sustancialmente el pKa por el mecanismo de ceto-enólica. El ácido ascórbico es un ejemplo de este efecto. La dicetona 2,4-pentanodiona es también un ácido débil a causa de la equilibrio ceto-enol. En los compuestos aromáticos, tales como fenol, que tienen un sustituyente OH, conjugación con el anillo aromático en su conjunto aumenta en gran medida la estabilidad de la forma desprotonada.

    Los efectos estructurales también pueden ser importantes. La diferencia entre el ácido fumárico y ácido maleico es un ejemplo clásico. El ácido fumárico es el ácido 1,4-pero-2-enodioico, un isómero trans, mientras que el ácido maleico es el isómero cis correspondiente, es decir, ácido 1,4-pero-2-enodioico. Ácido fumárico tiene valores de pKa de aproximadamente 3,0 y 4,5 - Por el contrario, el ácido maleico tiene valores de pKa de aproximadamente 1,5 y 6,5 - La razón de esta gran diferencia es que cuando un protón se elimina de la cis-isómero se forma un fuerte enlace de hidrógeno intramolecular con el grupo carboxilo restante en las inmediaciones. Esto favorece la formación del maleato de H , y se opone a la retirada del segundo protón de esa especie. En el isómero trans, los dos grupos carboxilo son siempre muy separados, por lo que no se observa unión de hidrógeno.

    Esponja de protones, 1,8-bisnaphthalene, tiene un valor de pKa de 12,1 - Es una de las bases más fuertes de amina conocidos. La alta basicidad se atribuye al alivio de la tensión sobre la protonación y fuerte enlace de hidrógeno interno.

    Efectos del disolvente de solvatación y deben mencionarse también en esta sección. Resulta, estas influencias son más sutiles que la de un medio dieléctrico se ha mencionado anteriormente. Por ejemplo, el esperado y observado para fase gaseosa de basicidad de methylamines, Me3N> Me2NH> MeNH2> NH3, se cambia por agua para Me2NH> MeNH2> Me3N> NH3. Metilamina moléculas neutras son hidrógeno unidos a las moléculas de agua a través de una mailnly aceptante, N-HOH, la interacción y sólo ocasionalmente uno más bonos donantes, NH-OH2. Por lo tanto, metilaminas se estabilizan a aproximadamente la misma medida por la hidratación, sin importar el número de grupos metilo. En marcado contraste, los cationes metilamonio correspondientes siempre utilizan todos los protones disponibles para los donantes NH-OH2 unión. La estabilización relativa de iones metilamonio disminuye por lo tanto con el número de grupos metilo que explican el orden de basicidad del agua de metilaminas.

    Termodinámica

    Una constante de equilibrio está relacionado con el cambio de energía de Gibbs estándar para la reacción, por lo que para una constante de disociación del ácido

     Delta G =-RT ln Ka 2,303 RT pKa.

    R es la constante del gas y T es la temperatura absoluta. Tenga en cuenta que pKa =-log Ka y 2.303 ln 10 - A 25 C G en kJmol-1 = 5.708 pKa. La energía libre se compone de un término entalpía y un término de entropía.

     ? G = H - T S

    El cambio de entalpía estándar puede ser determinada por calorimetría o mediante el uso de la ecuación t van 'Hoff, aunque el método calorimétrico es preferible. Cuando la constante de disociación se han determinado tanto el cambio de entalpía estándar y el ácido, el cambio de entropía estándar se calcula fácilmente a partir de la ecuación anterior. En la tabla siguiente, los términos de entropía se calculan a partir de los valores experimentales de pKa y? H. Los datos fueron seleccionados críticamente y se refieren a 25 C y fuerza iónica cero, en agua.

     ? G = 2.303RT pKa computarizada aquí, de H y G valores suministrados en la citación, con-T S = G - ? H

    El primer punto a destacar es que, cuando pKa es positivo, el cambio de energía libre estándar para la reacción de disociación es también positivo. En segundo lugar, algunas reacciones son exotérmicas y algunos son endotérmicas, pero, cuando? H es negativo-T? S es el factor dominante, lo que determina que? G es positivo. Por último, la contribución de la entropía es siempre desfavorables en estas reacciones. Los iones en solución acuosa tienden a orientar las moléculas de agua circundantes, que las órdenes de la solución y disminuye la entropía. La contribución de un ion a la entropía es la entropía molar parcial que a menudo es negativo, especialmente para los iones pequeños o altamente cargado. La ionización de un ácido neutro implica la formación de dos iones de manera que los entropía disminuye. En la segunda ionización del mismo ácido, ahora hay tres iones y el anión tiene una carga, por lo que la entropía disminuye de nuevo.

    Tenga en cuenta que el cambio de energía libre estándar de la reacción es que los cambios de los reactivos en sus estados normales para los productos en sus estados estándar. El cambio de energía libre en el equilibrio es cero ya que los potenciales químicos de las sustancias reaccionantes y los productos son iguales en el equilibrio.

    Determinación experimental

    La determinación experimental de los valores de pKa se realiza con frecuencia por medio de las valoraciones, en un medio de alta fuerza iónica y a temperatura constante. Un procedimiento típico sería el siguiente. Una solución del compuesto en el medio se acidifica con un ácido fuerte hasta el punto donde el compuesto está totalmente protonado. La solución se valora luego con una base fuerte hasta que se han eliminado todos los protones. En cada punto de titulación en el pH se mide usando un electrodo de vidrio y un medidor de pH. Las constantes de equilibrio se encuentran por ajuste de valores de pH calculados a los valores observados, utilizando el método de los mínimos cuadrados.

    El volumen total de base fuerte añadida debe ser pequeña en comparación con el volumen inicial de la solución de titrand con el fin de mantener la fuerza iónica casi constante. Esto asegurará que pKa permanece invariante durante la titulación.

    Una curva de valoración calculada para el ácido oxálico se muestra a la derecha. El ácido oxálico tiene valores de pKa de 1,27 y 4,27 - tanto las regiones de amortiguamiento se centrarán alrededor de pH 1.3 y pH 4.3 - Las zonas de amortiguamiento llevan la información necesaria para obtener los valores de pKa como las concentraciones de ácido y base conjugada del cambio a lo largo de una zona tampón .

    Entre las dos zonas de amortiguamiento no hay un punto final o punto de equivalencia, donde el pH se eleva en cerca de dos unidades. Este punto final no es agudo y es típico de un ácido diprótico cuya tampón regiones se solapan en una pequeña cantidad: pKa2 - pKa1 es de aproximadamente tres en este ejemplo. El segundo punto final comienza aproximadamente pH 6,3 y es fuerte. Esto indica que todos los protones se han eliminado. Cuando esto es así, la solución no está tamponada y el pH se eleva abruptamente en la adición de una pequeña cantidad de base fuerte. Sin embargo, el pH no siguen aumentando indefinidamente. Una nueva región de memoria intermedia empieza a aproximadamente pH 11, que es donde la auto-ionización del agua se convierte en importante.

    Es muy difícil de medir valores de pH de menos de dos en solución acuosa con un electrodo de vidrio, debido a que la ecuación de Nernst se descompone a tales valores de pH bajos. Para determinar los valores de pK de menos de aproximadamente 2 o más de aproximadamente 11 mediciones espectrofotométricas o RMN puede utilizarse en lugar de, o en combinación con, las mediciones de pH.

    Cuando el electrodo de vidrio no se puede emplear, como con soluciones no acuosas, se utilizan con frecuencia métodos espectrofotométricos. Estos pueden implicar medidas de fluorescencia o absorbancia. En ambos casos se supone que la cantidad medida de ser proporcional a la suma de las contribuciones de cada especie de foto-activos; con medidas de absorbancia se supone que la ley de Beer-Lambert para aplicar.

    Las soluciones acuosas con agua normal no se pueden utilizar para mediciones de RMN 1H pero el agua pesada, D2O, deben ser utilizados en su lugar. Datos de 13C RMN, sin embargo, se pueden utilizar con agua normal y 1H RMN se puede utilizar con medios no acuosos. Las cantidades medidas con RMN son los desplazamientos químicos promediados en el tiempo, como el intercambio de protones es rápido en la RMN de escala de tiempo. Otros desplazamientos químicos, tales como los de 31P se pueden medir.

    Micro-constantes

    Una base tal como espermina tiene unos pocos sitios diferentes donde puede ocurrir la protonación. En este ejemplo, la primera de protones puede ir en el grupo terminal-NH2, o cualquiera de los grupos-NH-internos. Los valores de pKa para disociación de espermina protonados en uno u otro de los sitios son ejemplos de micro-constantes. Ellos no pueden determinarse directamente por medio de mediciones de pH, absorbancia, fluorescencia o RMN. Sin embargo, el sitio de protonación es muy importante para la función biológica, por lo que los métodos matemáticos se han desarrollado para la determinación de micro-constantes.

    Las solicitudes y la importancia

    Un conocimiento de los valores de pKa es importante para el tratamiento cuantitativo de los sistemas que implican equilibrios ácido-base en solución. Existen muchas aplicaciones en bioquímica, por ejemplo, los valores de pKa de las proteínas y las cadenas laterales de los aminoácidos son de gran importancia para la actividad de las enzimas y la estabilidad de las proteínas. Los valores de proteína pKa no siempre se puede medir directamente, pero pueden ser calculadas usando métodos teóricos. Las soluciones tampón se utilizan ampliamente para proporcionar soluciones en o cerca del pH fisiológico para el estudio de las reacciones bioquímicas; el diseño de estas soluciones depende de un conocimiento de los valores de pKa de sus componentes. Soluciones tampón MOPS importantes incluyen, lo que proporciona una solución con un pH de 7,2, y tricina, que se utiliza en electroforesis en gel. Buffering es una parte esencial de la fisiología ácido-base incluyendo la homeostasis ácido-base, y es clave para la comprensión de trastornos tales como el desequilibrio ácido-base. El punto de una molécula dada isoeléctrico es una función de sus valores de pK, por lo que diferentes moléculas tienen diferentes puntos isoeléctricos. Esto permite una técnica llamada el enfoque isoeléctrico, que se utiliza para la separación de proteínas por 2-D electroforesis en gel de poliacrilamida gel.

    Soluciones tampón también desempeñan un papel clave en la química analítica. Se utilizan cada vez que hay una necesidad de fijar el pH de una solución a un valor en particular. En comparación con una solución acuosa, el pH de una solución tampón es relativamente insensible a la adición de una pequeña cantidad de ácido fuerte o base fuerte. La capacidad tampón de una solución tampón simple es más grande cuando el pH = pKa. En la extracción ácido-base, la eficiencia de la extracción de un compuesto en una fase orgánica, tal como un éter, puede ser optimizada mediante el ajuste del pH de la fase acuosa utilizando un tampón apropiado. En el pH óptimo, la concentración de las especies eléctricamente neutro se maximiza; como una especie es más soluble en disolventes orgánicos que tienen una constante dieléctrica baja de lo que es en agua. Esta técnica se utiliza para la purificación de ácidos y bases débiles.

    Un indicador de pH es un ácido débil o base débil que cambia de color en el rango de pH de transición, que es aproximadamente el pKa 1 - El diseño de un indicador universal requiere una mezcla de indicadores cuyos valores de pKa adyacentes difieren en alrededor de dos, de modo que su transición rangos de pH sólo se solapan.

    En farmacología de ionización de un compuesto altera su comportamiento físico y propiedades de macro tales como la solubilidad y lipofilicidad. Por ejemplo ionización de cualquier compuesto aumentará la solubilidad en agua, pero disminuir la lipofilia. Esta es explotada en el desarrollo de fármacos para aumentar la concentración de un compuesto en la sangre mediante el ajuste de la pKa de un grupo ionizable.

    El conocimiento de los valores de pKa es importante para la comprensión de complejos de coordinación, que se forman por la interacción de un ion metálico, Mm , que actúa como un ácido de Lewis, con un ligando, L, que actúa como una base de Lewis. Sin embargo, el ligando también puede someterse a reacciones de protonación, por lo que la formación de un complejo en solución acuosa puede ser representado simbólicamente por la reacción

     m LH H3O

    Para determinar la constante de esta reacción, en la que el ligando pierde un protón de equilibrio, el pKa del ligando protonado debe ser conocida. En la práctica, el ligando puede ser poliprótico, por ejemplo EDTA4-puede aceptar cuatro protones, en cuyo caso, todos los valores de pKa deben ser conocidos. Además, el ión metálico está sujeto a la hidrólisis, es decir, que se comporta como un ácido débil, por lo que los valores de pK para las reacciones de hidrólisis también deben ser conocidos. Evaluar el riesgo asociado con un ácido o base puede requerir un conocimiento de los valores de pKa. Por ejemplo, el cianuro de hidrógeno es un gas muy tóxico, debido a que el ion de cianuro inhibe la enzima que contiene hierro citocromo c oxidasa. El cianuro de hidrógeno es un ácido débil en solución acuosa con un pKa de aproximadamente 9 - En soluciones fuertemente alcalinas, por encima de pH 11, por ejemplo, se deduce que el cianuro de sodio es "totalmente disociado" por lo que el riesgo debido a que el gas de cianuro de hidrógeno es mucho más reducido. Una solución ácida, por otro lado, es muy peligrosa porque todo el cianuro que es en su forma ácida. La ingestión de cianuro por vía oral es potencialmente fatal, independientemente del pH, debido a la reacción con el citocromo c oxidasa.

    En la ciencia del medio ambiente equilibrios ácido-base son importantes para los lagos y ríos, por ejemplo, los ácidos húmicos son componentes importantes de las aguas naturales. Otro ejemplo se produce en oceanografía química: con el fin de cuantificar la solubilidad del hierro en el agua de mar en diferentes salinidades, los valores de pKa para la formación de los productos de la hidrólisis de hierro Fe2 , Fe2 y Fe3 se determinaron, junto con el producto de solubilidad del hidróxido de hierro.

    Los valores para las sustancias comunes

    Hay varias técnicas para determinar el pKa de un producto químico, que conduce a algunas discrepancias entre diferentes fuentes. Bueno valores medidos son típicamente dentro de 0,1 unidades de cada otra. Los datos presentados aquí fueron tomadas a 25 º C en el agua. Más valores se pueden encontrar en la termodinámica, por encima de.