Constante de acidez

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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, Ka, (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 Ka de su ácido conjugado.

Ka es una constante de equilibrio. Para un equilibrio √°cido-base entre un √°cido gen√©rico, HB, y su base conjugada, B‚ąí, HA : A‚ąí + H+, Ka est√° definida, bajo condiciones dadas, como

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

donde [HA], [A‚ąí] y [H+] son las concentraciones en el equilibrio de los reactivos. El t√©rmino constante de disociaci√≥n √°cida tambi√©n es usada para pKa, que es igual a -log10 Ka. pKa es proporcional al cambio de energ√≠a libre de Gibbs para la reacci√≥n. Mientras que el cambio de entalp√≠a est√°ndar para una reacci√≥n de disociaci√≥n de un √°cido d√©bil puede ser positiva (reacci√≥n endot√©rmica) o negativa (reacci√≥n exot√©rmica), el cambio de entrop√≠a est√°ndar siempre es negativo. Los valores de pKa para las reacciones endot√©rmicas se incrementan con el aumento de la temperatura; lo opuesto es cierto para las reacciones exot√©rmicas. Esto en concordancia con el principio de Le Ch√Ętelier.

En soluciones acuosas, los √°cidos que liberan un solo prot√≥n est√°n parcialmente disociados en una extensi√≥n apreciable en el rango de pH pKa ¬Ī 2. La extensi√≥n real de la disociaci√≥n puede ser calculada, usando el valor de pKa, si son conocidas la concentraci√≥n anal√≠tica del √°cido y el pH (o concentraci√≥n anal√≠tica del √°cido mineral agregado). El comportamiento √°cido puede ser caracterizado en soluciones no acuosas. Los factores que determinan la magnitud de los valores de pKa incluyen a las reglas de Pauling para las constantes de acidez y, para los √°cidos y bases org√°nicos, del efecto inductivo y el efecto mesom√©rico; estos efectos se resumen en la funci√≥n de acidez de Hammett. Los efectos estructurales, como el puente de hidr√≥geno intramolecular, tambi√©n puede ser importante. pKa puede ser experimentalmente determinado por titulaci√≥n potenciom√©trica (pH), pero para valores de pKa menores que 2 o mayores que 11 se requieren mediciones de espectrofotometr√≠a o resonancia magn√©tica nuclear.

Es esencial un conocimiento de los valores de pKa 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 pKa 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 pKa 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.

Contenido

Definiciones

Seg√ļn la definici√≥n original de Arrhenius, un √°cido es una sustancia que se disocian en soluci√≥n acuosa, liberando el ion hidr√≥geno.[1] :HB B‚ąí + H+ La constante de equilibrio para esta reacci√≥n de "disociaci√≥n" se conoce como una constante de disociaci√≥n. Sin embargo, dado que el prot√≥n liberado se combina con una o m√°s mol√©culas de agua para producir un ion hidronio (tambi√©n llamado oxonio), Arrhenius propuso que la reacci√≥n de "disociaci√≥n" deber√≠a ser escrita como una reacci√≥n √°cido-base.

HB + H2O ‚Üí B‚ąí + H3O+

Véase también

Referencias

  1. ‚ÜĎ Miessler, G. (1991). Inorganic Chemistry (2nd edition edici√≥n). Prentice Hall. pp. 165. ISBN 0134656598. 

Enlaces externos


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Mira otros diccionarios:

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