constante de disociación ácida

En química , una constante de disociación ácida (también conocida como constante de acidez o constante de ionización ácida ; denotada ⁠${\displaystyle K_{a}}$) es unamedida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución . Es la constante de equilibrio para una reacción química.

${\displaystyle {\ce {HA <=> A^- + H^+}}}$

Conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base . La especie química HA es un ácido que se disocia en A⁻ ^, llamado 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 directas como las inversas ocurren a la misma velocidad. ^{[ 1 ]}

La constante de disociación se define por ^{[ b ]}

${\displaystyle K_{\text{a}}=\mathrm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}} ,}$o por su forma logarítmica

${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a}}}=-\log _{10}K_{\text{a}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[HA]}}}{[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}}}$

donde las cantidades entre corchetes representan las concentraciones molares de las especies en equilibrio. ^{[ c ] [ 2 ]} Por ejemplo, un ácido débil hipotético con K _a  =  10 ⁻⁵ , el valor de log K _a es el exponente (−5), lo que da p K _a  =  5. Para el ácido acético , K _a  =  1.8  x  10 ⁻⁵ , por lo que p K _a es 4.7. Un K _a menor corresponde a un ácido más débil (un ácido que está menos disociado en el equilibrio). La forma p K _a se usa a menudo porque proporciona una escala logarítmica conveniente , y un p K _a menor corresponde a un ácido más fuerte.

La constante de disociación ácida de un ácido es una consecuencia directa de la termodinámica subyacente de la reacción de disociación; el valor _de pKa es directamente proporcional al cambio de energía libre de Gibbs estándar de la reacción. El valor de pKa varía _con la temperatura y puede entenderse cualitativamente según _el principio de Le Chatelier : cuando la reacción es endotérmica , Ka aumenta y pKa disminuye _al aumentar la temperatura; lo contrario ocurre en las reacciones exotérmicas . ^{[ 3 ]}

El valor de pKa _también depende de la estructura molecular del ácido de diversas maneras. Por ejemplo, Linus Pauling propuso dos reglas: una para los valores sucesivos de _pKa de los ácidos polipróticos (véase Ácidos polipróticos más adelante) y otra para estimar el pKa de los _oxoácidos en función del número de grupos =O y −OH (véase Factores que afectan _a los valores de pKa más adelante). Otros factores estructurales que influyen en la magnitud de la constante de disociación ácida incluyen los efectos inductivos , los efectos mesoméricos y los enlaces de hidrógeno . Las ecuaciones de tipo Hammett se han aplicado con frecuencia a la estimación de pKa _. ^{[ 4 ] [ 5 ]}

El comportamiento cuantitativo de ácidos y bases en disolución solo puede comprenderse si se conocen sus valores de pKa. En particular, el _pH de una disolución puede predecirse cuando se conocen la concentración analítica y los valores _de pKa de todos los ácidos y bases; a la inversa, es posible calcular la concentración de equilibrio de los ácidos y bases en disolución cuando se conoce el pH. Estos cálculos tienen aplicaciones en diversas áreas de la química, la biología, la medicina y la geología. Por ejemplo, muchos compuestos utilizados en medicamentos son ácidos o bases débiles, y el conocimiento de los valores _de pKa , junto con el coeficiente de reparto octanol-agua , puede utilizarse para estimar la cantidad de compuesto que ingresa al torrente sanguíneo. Las constantes de disociación ácida también son esenciales en la química acuática y la oceanografía química , donde la acidez del agua desempeña un papel fundamental. En los organismos vivos, la homeostasis ácido-base y la cinética enzimática dependen de los valores de pKa _de los numerosos ácidos y bases presentes en la célula y en el organismo. En química, el conocimiento de los valores de pKa _es necesario para la preparación de soluciones tampón y también es un requisito previo para la comprensión cuantitativa de la interacción entre ácidos o bases e iones metálicos para formar complejos . Experimentalmente, _{los valores de} pKa se pueden determinar mediante titulación potenciométrica (pH) , pero para valores de pKa menores _de aproximadamente 2 o mayores de aproximadamente 11, pueden ser necesarias mediciones espectrofotométricas o de RMN debido a las dificultades prácticas de las mediciones de pH.

Según la definición molecular original de Arrhenius , un ácido es una sustancia que se disocia en solución acuosa, liberando el ion hidrógeno H ⁺ (un protón): ^{[ 6 ]}

${\displaystyle {\ce {HA <=> A- + H+}}}$

_{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 libres no existen en disolución), por lo que Arrhenius propuso posteriormente que la disociación debería escribirse como una reacción ácido-base :

${\displaystyle {\ce {HA + H2O <=> A- + H3O+}}}$

Brønsted y Lowry generalizaron esto aún más a una reacción de intercambio de protones: ^{[ 7 ] [ 8 ] [ 9 ]}

${\displaystyle {\text{ácido}}+{\text{base }}{\ce {<=>}}{\text{base conjugada}}+{\text{ácido conjugado}}}$

El ácido pierde un protón, dejando una base conjugada; el protón se transfiere a la base, creando un ácido conjugado. Para soluciones acuosas de un ácido HA, la base es agua; la base conjugada es A ⁻ y el ácido conjugado es el ion hidronio. La definición de Brønsted-Lowry se aplica a otros disolventes, como el dimetilsulfóxido : el disolvente S actúa como una base, aceptando un protón y formando el ácido conjugado SH ⁺ .

${\displaystyle {\ce {HA + S <=> A- + SH+}}}$

En química de disoluciones, es común usar H ⁺ como abreviatura del ion hidrógeno solvatado, independientemente del disolvente. En disolución acuosa, H ⁺ denota un ion hidronio solvatado en lugar de un protón. ^{[ 10 ] [ 11 ]}

La designación de un ácido o una base como "conjugado" depende del contexto. El ácido conjugado BH ⁺ de una base B se disocia según

${\displaystyle {\ce {BH+ + OH- <=> B + H2O}}}$

lo cual es lo contrario del equilibrio

${\displaystyle {\ce {H2O}}{\text{ (ácido)}}+{\ce {B}}{\text{ (base) }}{\ce {<=> OH-}}{\text{ (base conjugada)}}+{\ce {BH+}}{\text{ (ácido conjugado)}}}$

El ion hidróxido OH⁻ ^, una base bien conocida, actúa aquí como la base conjugada del agua ácida. Por lo tanto, los ácidos y las bases se consideran simplemente como donadores y aceptores de protones, respectivamente.

Una definición más amplia de disociación ácida incluye _la hidrólisis , en la que se producen protones por la división de moléculas de agua. Por ejemplo, el ácido bórico ( B(OH) _₃ ) produce H₃O⁺ como si fuera un donador de protones, ^{[ 12 ]} pero se ha confirmado mediante espectroscopia Raman que esto se debe al equilibrio de hidrólisis ^{: [ 13 ]}

${\displaystyle {\ce {B(OH)3 + 2 H2O <=> B(OH)4- + H3O+}}}$

De manera similar, la hidrólisis de iones metálicos hace que iones como [ Al(H ₂ O) ₆ ] ³⁺ se comporten como ácidos débiles: ^{[ 14 ]}

${\displaystyle {\ce {[Al(H2O)6]^3+ + H2O <=> [Al(H2O)5(OH)]^2+ + H3O+}}}$

Según la definición original de Lewis , un ácido es una sustancia que acepta un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado . ^{[ 15 ]}

Una constante de disociación ácida es un ejemplo particular de una constante de equilibrio . La disociación de un ácido monoprótico , HA, en solución diluida se puede escribir como

${\displaystyle {\ce {HA <=> A- + H+}}}$

La constante de equilibrio termodinámico${\displaystyle K^{\ominus }}$⁠ puede definirse mediante ^{[ 16 ]}

${\displaystyle K^{\ominus }={\frac {\{{\ce {A^-}}\}\{{\ce {H+}}\}}{{\ce {\{HA\}}}}}}$

dónde${\displaystyle \{X\}}$representa la actividad , en equilibrio, de la especie química X.${\displaystyle K^{\ominus }}$La actividad es adimensional, ya que también lo es. Las actividades de los productos de disociación se colocan en el numerador, y las de los reactivos en el denominador. Consulte el coeficiente de actividad para ver la deducción de esta expresión.

Dado que la actividad es el producto de la concentración y el coeficiente de actividad ( γ ), la definición también podría escribirse como

${\displaystyle K^{\ominus }={{\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}{{\ce {[HA]}}}}\Gamma },\quad \Gamma ={\frac {\gamma _{{\ce {A^-}}}\ \gamma _{{\ce {H+}}}}{\gamma _{{\ce {HA}}}\ }}}$

dónde${\displaystyle [{\text{HA}}]}$representa la concentración de HA y${\displaystyle \Gamma }$es un cociente de coeficientes de actividad.

Para evitar las complicaciones que implica el uso de actividades, las constantes de disociación se determinan , cuando es posible, en un medio de alta fuerza iónica , es decir, en condiciones en las que${\displaystyle \Gamma }$Se puede suponer que siempre es constante. ^{[ 16 ]} Por ejemplo, el medio podría ser una solución de nitrato de sodio 0,1 molar (M)o perclorato de potasio 3 M.Con esta suposición,  

${\displaystyle K_{\text{a}}={\frac {K^{\ominus }}{\Gamma }}=\mathrm {\frac {[A^{-}][H^{+}]}{[HA]}} }$

${\displaystyle \mathrm {p} K_{{\ce {a}}}=-\log _{10}{\frac {[{\ce {A^-}}][{\ce {H^+}}]}{[{\ce {HA}}]}}=\log _{10}{\frac {{\ce {[HA]}}}{[{\ce {A^-}}][{\ce {H+}}]}}}$

Se obtiene. Sin embargo, cabe señalar que todos los valores de constante de disociación publicados se refieren al medio iónico específico utilizado en su determinación y que se obtienen valores diferentes en condiciones distintas, como se muestra para el ácido acético en la ilustración anterior. Cuando las constantes publicadas se refieren a una fuerza iónica distinta de la requerida para una aplicación particular, pueden ajustarse mediante la teoría de iones específicos (SIT) y otras teorías. ^{[ 17 ]}

Un ácido se clasifica como "fuerte" cuando la concentración de sus especies no disociadas es demasiado baja para ser medida. ^{[ 7 ]} Cualquier ácido acuoso con _{un valor de ap} K a menor que 0 está casi completamente desprotonado y se considera un ácido fuerte . ^{[ 21 ]} Todos estos ácidos transfieren sus protones al agua y forman la especie catiónica del disolvente (H ₃ O ⁺ en solución acuosa) de modo que todos tienen esencialmente la misma acidez, un fenómeno conocido como nivelación del disolvente . ^{[ 22 ] [ 23 ]} Se dice que están completamente disociados en solución acuosa porque la cantidad de ácido no disociado, en equilibrio con los productos de disociación, está por debajo del límite de detección . Del mismo modo, cualquier base acuosa con una constante de asociación p K _b menor que aproximadamente 0, correspondiente a un p K _a mayor que aproximadamente 14, se nivela a OH ⁻ y se considera una base fuerte . ^{[ 23 ]}

El ácido nítrico , con un valor de K ap de alrededor de −1,7, se comporta como un ácido fuerte en soluciones acuosas con un pH mayor que 1. ^{[ 24 ]} A valores de pH más bajos se comporta como un ácido débil.

_{Los valores} de pKa para ácidos fuertes se han estimado por medios teóricos. ^{[ 25 ]} Por ejemplo, el valor _de pKa del HCl acuoso se ha estimado en −9,3.

Después de reorganizar la expresión que define K _a , y poner pH = −log ₁₀ [H ⁺ ] , se obtiene ^{[ 26 ]}

${\displaystyle \mathrm {pH} =\mathrm {p} K_{\text{a}}+\log \mathrm {\frac {[A^{-}]}{[HA]}} }$

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

• En la semineutralización, la relación [ A ⁻ ] / [HA] ⁠ = 1 ; dado que log(1) = 0 , el pH en la semineutralización es numéricamente igual a p K _a . Por el contrario, cuando pH = p K _a , la concentración de HA es igual a la concentración de A ⁻ .
• La región amortiguadora se extiende aproximadamente en el rango p K _a  ±  2. La capacidad amortiguadora es débil fuera del rango p K _a  ±  1. A pH ≤ p K _a − 2 se dice que la sustancia está completamente protonada y a pH ≥ p K _a + 2 está completamente disociada (desprotonada).
• Si se conoce el pH, se puede calcular la relación. Esta relación es independiente de la concentración analítica del ácido.

_{En el agua, los} valores medibles de pKa oscilan entre aproximadamente -2 para un ácido fuerte y aproximadamente 12 para un ácido muy débil (o una base fuerte).

Se puede preparar una solución tampón con el pH deseado mezclando un ácido débil con su base conjugada. En la práctica, la mezcla se obtiene disolviendo el ácido en agua y añadiendo la cantidad necesaria de ácido o base fuerte. Conociendo el pKa _y la concentración analítica del ácido, el grado de disociación y el pH de una solución de un ácido monoprótico se pueden calcular fácilmente utilizando una tabla ICE .

Un ácido poliprótico es un compuesto que puede perder más de un protón. Se definen constantes de disociación escalonadas para la pérdida de un solo protón. La constante para la disociación del primer protón se puede denotar como K a1 y las constantes para la disociación de protones sucesivos como K a2, etc. El ácido fosfórico, H₃PO₄ , _es un ejemplo _de ácido poliprótico, ya que _{puede perder} tres protones.

Cuando la diferencia entre valores de pK sucesivos es de aproximadamente cuatro o más, como en este ejemplo, cada especie puede considerarse un ácido por derecho propio; ^{[ 28 ]} De hecho, las sales de H_{El 2} PO ⁻ ₄ puede cristalizarse a partir de una solución ajustando el pH a aproximadamente 5,5, y las sales deHPO 2− 4 pueden cristalizarse a partir de una solución ajustando el pH a aproximadamente 10. El diagrama de distribución de especies muestra que las concentraciones de ambos iones son máximas a pH5,5 y 10. 

Cuando la diferencia entre valores sucesivos de pK es menor a aproximadamente cuatro, existe una superposición en el rango de pH donde las especies se encuentran en equilibrio. Cuanto menor sea la diferencia, mayor será la superposición. El caso del ácido cítrico se muestra a la derecha; las soluciones de ácido cítrico presentan un pH tamponado que abarca desde  2,5 hasta 7,5.

Según la primera regla de Pauling, los valores sucesivos de p K de un ácido dado aumentan (p K _a2 > p K _a1 ) . ^{[ 29 ]} Para los oxoácidos con más de un hidrógeno ionizable en el mismo átomo, los valores de p K _a a menudo aumentan en aproximadamente 5 unidades por cada protón eliminado, ^{[ 30 ] [ 31 ]} como en el ejemplo del ácido fosfórico anterior.

En la tabla anterior se observa que el segundo protón se elimina de una especie con carga negativa. Dado que el protón posee una carga positiva, se requiere trabajo adicional para eliminarlo, razón por la cual pK a2 _es mayor que pK a1 _. pK a3 _es mayor que pK a2 _debido a una mayor separación de carga. Cuando se encuentra una excepción a la regla de Pauling, indica que también se está produciendo un cambio estructural importante. En el caso de VO + 2 (aq), el vanadio es octaédrico , 6-coordinado, mientras que el ácido vanádico es tetraédrico , 4-coordinado. Esto significa que se liberan cuatro "partículas" con la primera disociación, pero solo dos "partículas" con las demás disociaciones, lo que resulta en una contribución entrópica mucho mayor al cambio de energía libre de Gibbs estándar para la primera reacción que para las demás.

La constante de equilibrio K _b para una base se define generalmente como la constante de asociación para la protonación de la base, B, para formar el ácido conjugado, HB ⁺ . $${\displaystyle {\ce {B + H2O <=> HB+ + OH-}}}$$

Utilizando un razonamiento similar al utilizado anteriormente $${\displaystyle {\begin{aligned}K_{\text{b}}&=\mathrm {\frac {[HB^{+}][OH^{-}]}{[B]}} \\\mathrm {p} K_{\text{b}}&=-\log _{10}\left(K_{\text{b}}\right)\end{aligned}}}$$

K _b está relacionado con K _a para el ácido conjugado. En agua, la concentración del ion hidróxido , [ OH ⁻ ] , está relacionada con la concentración del ion hidrógeno por K _w = [ H ⁺ ] [ OH ⁻ ] , por lo tanto $${\displaystyle \mathrm {[OH^{-}]} ={\frac {K_{\mathrm {w} }}{\mathrm {[H^{+}]} }}}$$

La sustitución de la expresión para [ OH ⁻ ] en la expresión para K _b da como resultado $${\displaystyle K_{\text{b}}={\frac {[\mathrm {HB^{+}} ]K_{\text{w}}}{\mathrm {[B][H^{+}]} }}={\frac {K_{\text{w}}}{K_{\text{a}}}}}$$

Cuando K _a , K _b y K _w se determinan bajo las mismas condiciones de temperatura y fuerza iónica, se deduce, tomando cologaritmos , que p K _b  =  p K _w  −  p K _a . En soluciones acuosas a 25  °C, p K _w es 13,9965, ^{[ 32 ]} por lo que

${\displaystyle \mathrm {p} K_{\text{b}}\approx 14-\mathrm {p} K_{\text{a}}}$

con la precisión suficiente para la mayoría de los propósitos prácticos. En efecto, no es necesario definir p K _b por separado de p K _a , ^{[ 33 ]} pero se hace aquí ya que a menudo solo se pueden encontrar valores de p K _b en la literatura antigua.

Para un ion metálico hidrolizado, K _b también puede definirse como una constante de disociación por etapas.$${\displaystyle {\begin{aligned}\mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q}&\leftrightharpoons \mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q-1}^{+}+{\ce {OH-}}\\K_{\mathrm {b} }&={\frac {[\mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q-1}^{+}][{\ce {OH-}}]}{[\mathrm {M} _{p}({\ce {OH}})_{q}]}}\\\end{aligned}}}$$

Este es el recíproco de una constante de asociación para la formación del complejo.

Una sustancia anfótera es aquella que puede actuar como ácido o como base, dependiendo del pH. El agua (abajo) es anfótera. Otro ejemplo de molécula anfótera es el ion bicarbonato HCO₃⁻ , que es la base conjugada de la molécula _de ácido carbónico _H₂CO₃ en equilibrio .

H ₂ CO ₃ + H ₂ O ⇌ HCO − 3 + H ₃ O ⁺

pero también el ácido conjugado del ion carbonato CO 2− 3 en (el inverso de) el equilibrio

HCO − 3 + OH ⁻ ⇌ CO 2− 3 + H ₂ O

El equilibrio del ácido carbónico es importante para la homeostasis ácido-base en el cuerpo humano.

Un aminoácido también es anfótero, con la complicación añadida de que la molécula neutra está sujeta a un equilibrio ácido-base interno en el que el grupo amino básico atrae y se une al protón del grupo carboxilo ácido, formando un zwitterión .

NH₂CHRCO₂H _⇌ NH₃ + _{CHRCO⁻²​}​​​

A un pH inferior a aproximadamente 5, tanto el grupo carboxilato como el grupo amino están protonados. A medida que aumenta el pH, el ácido se disocia según

NH ₃ + CHRCO ₂ H ⇌ NH ₃ + CHRCO − 2 + H ⁺

A pH elevado puede producirse una segunda disociación.

NH ₃ + CHRCO − 2 ⇌ NH ₂ CHRCO − 2 + H ⁺

Por lo tanto, la molécula de aminoácido es anfótera porque puede estar protonada o desprotonada.

Un disolvente tendrá más probabilidades de promover la ionización de una molécula ácida disuelta en las siguientes circunstancias: ^{[ 36 ]}

1. Es un disolvente prótico , capaz de formar enlaces de hidrógeno.
2. Tiene un alto número de donadores , lo que la convierte en una base de Lewis fuerte .
3. Tiene una constante dieléctrica (permitividad relativa) elevada, lo que lo convierte en un buen disolvente para especies iónicas.

_{Los valores} de pKa de los compuestos orgánicos se obtienen a menudo utilizando los disolventes apróticos dimetilsulfóxido (DMSO) ^{[ 36 ]} y acetonitrilo (ACN). ^{[ 37 ]}

El DMSO se usa ampliamente como alternativa al agua porque tiene una constante dieléctrica menor que el agua y es menos polar, por lo que disuelve más fácilmente sustancias no polares e hidrofóbicas . Tiene un rango de pKa medible _de aproximadamente 1 a 30. El acetonitrilo es menos básico que el DMSO, por lo que, en general, los ácidos son más débiles y las bases más fuertes en este disolvente. Algunos valores _de pKa a 25 °C para el acetonitrilo (ACN) ^{[ 38 ] [ 39 ] [ 40 ]} y el dimetilsulfóxido (DMSO) ^{[ 41 ]} se muestran en las siguientes tablas. Se incluyen valores para el agua a modo de comparación. 

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

${\displaystyle {\ce {HCl + CH3CO2H <=> Cl- + CH3C(OH)2+}}}$

${\displaystyle {\text{acid}}+{\text{base }}{\ce {<=>}}{\text{ conjugate base}}+{\text{conjugate acid}}}$

Compare esta reacción con lo que sucede cuando el ácido acético se disuelve en el disolvente más ácido, el ácido sulfúrico puro: ^{[ 42 ]}

${\displaystyle {\ce {H2SO4 + CH3CO2H <=> HSO4- + CH3C(OH)2+}}}$

La improbable especie diol geminal _CH₃C ( OH) ⁺₂ es estable en estos entornos. Para soluciones acuosas, la escala de pH es la función de acidez _más conveniente . ^{[ 43 ]} Se han propuesto otras funciones de acidez para medios no acuosos, siendo la más notable la función de acidez de Hammett , H₀ _, para medios superácidos y su versión modificada H⁻ para medios superbásicos . ^{[ 44 ]}

En disolventes apróticos, se pueden formar oligómeros , como el conocido dímero de ácido acético, mediante enlaces de hidrógeno. Un ácido también puede formar enlaces de hidrógeno con su base conjugada. Este proceso, conocido como homoconjugación , aumenta la acidez de los ácidos, disminuyendo sus valores de pKa efectivos _, al estabilizar la base conjugada. La homoconjugación aumenta la capacidad donadora de protones del ácido toluenosulfónico en solución de acetonitrilo en un factor de casi 800. ^{[ 45 ]}

En soluciones acuosas, no se produce la homoconjugación, porque el agua forma enlaces de hidrógeno más fuertes con la base conjugada que el ácido.

disolventes mixtos

Cuando un compuesto tiene solubilidad limitada en agua, es práctica común (en la industria farmacéutica, por ejemplo) determinar _{los valores de} pKa en una mezcla de disolventes como agua/ dioxano o agua/ metanol , en la que el compuesto es más soluble. ^{[ 47 ]} En el ejemplo que se muestra a la derecha, el valor _de pKa aumenta bruscamente con el aumento del porcentaje de dioxano a medida que disminuye la constante dieléctrica de la mezcla.

_{El valor} de pKa obtenido en una mezcla de disolventes no puede utilizarse directamente para soluciones acuosas. Esto se debe a que, en su estado estándar, la actividad del disolvente se define como uno. Por ejemplo, el estado estándar de una mezcla de agua y dioxano con una proporción de 9:1 corresponde precisamente a esa mezcla de disolventes, sin solutos añadidos. Para obtener el valor _de pKa aplicable a soluciones acuosas, es necesario extrapolarlo a concentración cero de codisolvente a partir de valores obtenidos en diversas mezclas de codisolventes.

Estos datos se ven oscurecidos por la omisión del disolvente en la expresión que se usa normalmente para definir el pKa _, pero los valores _de pKa obtenidos en una mezcla de disolventes determinada pueden compararse entre sí, lo que permite determinar la acidez relativa. Lo mismo ocurre con _{los valores de} pKa obtenidos en un disolvente no acuoso específico, como el DMSO.

No se ha desarrollado una escala universal e independiente del disolvente para las constantes de disociación ácida, ya que no se conoce ninguna forma de comparar los estados estándar de dos disolventes diferentes.

La segunda regla de Pauling es que el valor del primer p K _a para ácidos de la fórmula XO _m (OH) _n depende principalmente del número de grupos oxo m , y es aproximadamente independiente del número de grupos hidroxilo n , y también del átomo central X. Los valores aproximados de p K _a son 8 para m  =  0, 2 para m  =  1, −3 para m  =  2 y <  −10 para m  =  3. ^{[ 29 ]} Alternativamente, se han propuesto varias fórmulas numéricas que incluyen p K _a  =  8  −  5 m (conocida como regla de Bell ), ^{[ 30 ] [ 48 ]} p K _a  =  7  −  5 m , ^{[ 31 ] [ 49 ]} o p K _a  =  9  −  7 m . ^{[ 30 ]} La dependencia de m se correlaciona con el estado de oxidación del átomo central, X: cuanto mayor sea el estado de oxidación, más fuerte será el oxoácido.

Por ejemplo, el pKa _para HClO es 7,2, para HClO₂ _es 2,0, para HClO₃ _es −1 y HClO₄ _es un ácido fuerte ( pKa _≪ 0 ). ^{[ 8 ]} El aumento de la acidez al añadir un grupo oxo se debe a la estabilización de la base conjugada por la deslocalización de su carga negativa sobre un átomo de oxígeno adicional. [48] Esta regla puede ayudar a asignar la estructura molecular: por ejemplo, el ácido fosforoso, con fórmula molecular H₃PO₃ ^{, tiene un} pKa _cercano a 2 , lo que sugiere _{que la} estructura es HPO(OH) _₂ , como se confirmó posteriormente mediante espectroscopia de RMN , y no P(OH) _₃ , que se esperaría que tuviera un pKa cercano _a 8. ^{[ 49 ]}

Los efectos inductivos y mesoméricos afectan los valores _de pKa . Un ejemplo sencillo lo proporciona el efecto de reemplazar los átomos de hidrógeno en el ácido acético por el átomo de cloro, más electronegativo. El efecto atractor de electrones del sustituyente facilita la ionización, por lo que los valores sucesivos _de pKa disminuyen en la serie 4,7, 2,8, 1,4 y 0,7 cuando hay 0, 1, 2 o 3 átomos de cloro presentes. ^{[ 50 ]} La ecuación de Hammett proporciona una expresión general para el efecto de los sustituyentes. ^{[ 51 ]}

log( K _a )  =  log( K ⁰ _a )  +  ρσ.

K _a es la constante de disociación de un compuesto sustituido, K ⁰ _a es la constante de disociación cuando el sustituyente es hidrógeno, ρ es una propiedad del compuesto no sustituido y σ tiene un valor particular para cada sustituyente. Una gráfica de log( K _a ) frente a σ es una línea recta con intersección log( K ⁰ _a ) y pendiente ρ. Este es un ejemplo de una relación lineal de energía libre, ya que log( K _a ) es proporcional al cambio de energía libre estándar. Hammett originalmente ^{[ 52 ]} formuló la relación con datos del ácido benzoico con diferentes sustituyentes en las posiciones orto y para : algunos valores numéricos están en la ecuación de Hammett . Este y otros estudios permitieron ordenar los sustituyentes según su poder atractor o donador de electrones , y distinguir entre efectos inductivos y mesoméricos. ^{[ 53 ] [ 54 ]}

Los alcoholes no suelen comportarse como ácidos en agua, pero la presencia de un doble enlace adyacente al grupo OH puede disminuir sustancialmente el pKa _mediante el mecanismo de tautomería ceto-enólica . El ácido ascórbico es un ejemplo de este efecto. La dicetona 2,4-pentanodiona ( acetilacetona ) también es un ácido débil debido al equilibrio ceto-enólico. En compuestos aromáticos, como el fenol , que poseen un sustituyente OH, la conjugación con el anillo aromático en su conjunto aumenta considerablemente la estabilidad de la forma desprotonada.

ácido fumárico

ácido maleico

Los efectos estructurales también pueden ser importantes. La diferencia entre el ácido fumárico y el ácido maleico es un ejemplo clásico. El ácido fumárico es el ácido (E)-1,4-but-2-enedioico, un isómero trans , mientras que el ácido maleico es el isómero cis correspondiente , es decir, el ácido (Z)-1,4-but-2-enedioico (véase isomería cis-trans ). El 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 se elimina un protón del isómero cis (ácido maleico), se forma un fuerte enlace de hidrógeno intramolecular con el grupo carboxilo restante cercano. Esto favorece la formación del maleato H ⁺ y se opone a la eliminación del segundo protón de esa especie. En el isómero trans , los dos grupos carboxilo siempre están muy separados, por lo que no se observa enlace de hidrógeno. ^{[ 55 ]}

La esponja de protones , 1,8-bis(dimetilamino)naftaleno, tiene _{un valor de} apK de 12,1. Es una de las bases amínicas más fuertes conocidas. Su alta basicidad se atribuye a la liberación de tensión tras la protonación y a los fuertes enlaces de hidrógeno internos. ^{[ 56 ] [ 57 ]}

En esta sección también deben mencionarse los efectos del disolvente y la solvatación. Resulta que estas influencias son más sutiles que las del medio dieléctrico mencionado anteriormente. Por ejemplo, el orden de basicidad de las metilaminas esperado (debido a los efectos electrónicos de los sustituyentes metilo) y observado en fase gaseosa, Me₃N _> Me₂NH _> MeNH₂ _> NH₃ _, cambia por la presencia de agua a Me₂NH _{> MeNH₂} > _Me₃N > NH₃ _. Las moléculas neutras de metilamina se unen a las moléculas de agua mediante enlaces de hidrógeno principalmente a través de una interacción aceptora, N–HOH, y solo ocasionalmente un enlace donador adicional, NH–OH₂ _. Por lo tanto, las metilaminas se estabilizan en aproximadamente la misma medida por hidratación, independientemente del número de grupos metilo. En marcado contraste, los cationes metilamonio correspondientes siempre utilizan todos los protones disponibles para el enlace donador NH– _OH₂ . La estabilización relativa de los iones metilamonio disminuye con el número de grupos metilo, lo que explica el orden de basicidad del agua de las metilaminas. ^{[ 5 ]}

La determinación experimental de los valores de pKa _se realiza comúnmente mediante titulaciones en un medio de alta fuerza iónica y a temperatura constante. ^{[ 59 ]} Un procedimiento típico sería el siguiente: una solución del compuesto en el medio se acidifica con un ácido fuerte hasta que el compuesto se protona completamente. Luego, la solución se titula con una base fuerte hasta que se hayan eliminado todos los protones. En cada punto de la titulación, se mide el pH utilizando un electrodo de vidrio y un pHmetro . Las constantes de equilibrio se obtienen ajustando los valores de pH calculados a los valores observados, utilizando el método de mínimos cuadrados . ^{[ 60 ]}

El volumen total de base fuerte añadida debe ser pequeño en comparación con el volumen inicial de la solución a valorar para mantener la fuerza iónica prácticamente constante. Esto garantizará que el pKa _permanezca invariable durante la titulación.

A la derecha se muestra una curva de titulación calculada para el ácido oxálico. El ácido oxálico tiene valores _de pKa de 1,27 y 4,27. Por lo tanto, las regiones tampón estarán centradas aproximadamente en pH 1,3 y pH 4,3. Estas regiones contienen la información necesaria para obtener los valores _de pKa a medida que cambian las concentraciones de ácido y base conjugada a lo largo de la región tampón.  

Entre las dos regiones amortiguadoras hay un punto final, o punto de equivalencia , alrededor de pH  3. Este punto final no es nítido y es típico de un ácido diprótico cuyas regiones amortiguadoras se superponen ligeramente: p K _a2  −  p K _a1 es aproximadamente tres en este ejemplo. (Si la diferencia en los valores de p K fuera de aproximadamente dos o menos, el punto final no sería perceptible). El segundo punto final comienza alrededor de pH  6,3 y es nítido. Esto indica que se han eliminado todos los protones. Cuando esto sucede, la solución no está amortiguada y el pH aumenta bruscamente al añadir una pequeña cantidad de base fuerte. Sin embargo, el pH no continúa aumentando indefinidamente. Una nueva región amortiguadora comienza alrededor de pH  11 (p K _w  −  3), que es donde la autoionización del agua se vuelve importante.

Es muy difícil medir valores de pH inferiores a dos en solución acuosa con un electrodo de vidrio , ya que la ecuación de Nernst deja de ser válida a valores de pH tan bajos. Para determinar valores de pK inferiores a aproximadamente 2 o superiores a aproximadamente 11, se pueden utilizar mediciones espectrofotométricas ^{[ 61 ] [ 62 ]} o de RMN ^{[ 63 ] [ 64 ]} en lugar de, o combinadas con, mediciones de pH.

Cuando no se puede emplear el electrodo de vidrio, como en el caso de soluciones no acuosas, se suelen utilizar métodos espectrofotométricos. ^{[ 39 ]} Estos pueden incluir mediciones de absorbancia o fluorescencia . En ambos casos, se supone que la magnitud medida es proporcional a la suma de las contribuciones de cada especie fotoactiva; en las mediciones de absorbancia, se asume que se aplica la ley de Beer-Lambert .

La calorimetría de titulación isotérmica (ITC) puede utilizarse para determinar tanto el valor de ap K como la entalpía estándar correspondiente para la disociación del ácido. ^{[ 65 ]} Los fabricantes de instrumentos proporcionan el software para realizar los cálculos en sistemas sencillos.

Las soluciones acuosas con agua normal no pueden utilizarse para mediciones de RMN de 1H, sino ^que debe emplearse agua pesada (D₂O). Sin embargo _, los datos de RMN de ^13C pueden utilizarse con agua normal, y los espectros de RMN ^{de 1H} pueden utilizarse con medios no acuosos. Las magnitudes medidas mediante RMN son desplazamientos químicos promediados en el tiempo, dado que el intercambio de protones es rápido en la escala temporal de la RMN. También pueden medirse otros desplazamientos químicos, como los del ^{31P .}

microconstantes

Para algunos ácidos polipróticos, la disociación (o asociación) ocurre en más de un sitio no equivalente, ^{[ 5 ]} y la constante de equilibrio macroscópica observada, o macroconstante, es una combinación de microconstantes que involucran especies distintas. Cuando un reactivo forma dos productos en paralelo, la macroconstante es una suma de dos microconstantes,${\displaystyle K=K_{X}+K_{Y}.}$Esto es cierto, por ejemplo, para la desprotonación del aminoácido cisteína , que existe en solución como un zwitterión neutro HS−CH ₂ −CH(NH + 3 )−COO ⁻ . Las dos microconstantes representan la desprotonación en el azufre o en el nitrógeno, y la suma de las macroconstantes es la constante de disociación ácida.${\displaystyle K_{\mathrm {a} }=K_{\mathrm {a} }{\ce {(-SH)}}+K_{\mathrm {a} }{\ce {(-NH3+)}}.}$^{[ 66 ]}

De forma similar, una base como la espermina tiene más de un sitio donde puede ocurrir la protonación. Por ejemplo, la monoprotonación puede ocurrir en un grupo −NH₂ _terminal o en grupos −NH− internos. Los valores de K_{_b} para la disociación de la espermina protonada en uno u otro de los sitios son ejemplos de microconstantes . No se pueden determinar directamente mediante mediciones de pH, absorbancia, fluorescencia o RMN; un valor de K_{_b} medido es la suma de los valores de K_b para las microrreacciones.

${\displaystyle K_{\text{b}}=K_{\text{terminal}}+K_{\text{internal}}}$

Sin embargo, el sitio de protonación es muy importante para la función biológica, por lo que se han desarrollado métodos matemáticos para la determinación de microconstantes. ^{[ 67 ]}

Cuando dos reactivos forman un único producto en paralelo, la macroconstante${\displaystyle 1/K=1/K_{X}+1/K_{Y}.}$^{[ 66 ]} Por ejemplo, el equilibrio mencionado anteriormente para la espermina puede considerarse en términos deK_ade dostautoméricos, con macroconstante En este caso${\displaystyle 1/K_{\text{a}}=1/K_{{\text{a}},{\text{terminal}}}+1/K_{{\text{a}},{\text{internal}}}.}$Esto es equivalente a la expresión anterior ya que${\displaystyle K_{\mathrm {b} }}$es proporcional a${\displaystyle 1/K_{\mathrm {a} }.}$

Cuando un reactivo experimenta dos reacciones en serie, la macroconstante de la reacción combinada es el producto de las microconstantes de las dos etapas. Por ejemplo, el zwitterión de cisteína mencionado anteriormente puede perder dos protones, uno del azufre y otro del nitrógeno, y la macroconstante global para la pérdida de dos protones es el producto de dos constantes de disociación.${\displaystyle K=K_{\mathrm {a} }{\ce {(-SH)}}K_{\mathrm {a} }{\ce {(-NH3+)}}.}$^{[ 66 ]} Esto también se puede escribir en términos de constantes logarítmicas como${\displaystyle \mathrm {p} K=\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }{\ce {(-SH)}}+\mathrm {p} K_{\mathrm {a} }{\ce {(-NH3+)}}.}$

El conocimiento de los valores de pK a _es importante para el tratamiento cuantitativo de sistemas que involucran equilibrios ácido-base en solución. Existen muchas aplicaciones en bioquímica ; por ejemplo, los valores de pK a _de las proteínas y las cadenas laterales de aminoácidos son de gran importancia para la actividad de las enzimas y la estabilidad de las proteínas. ^{[ 68 ]} Los valores de pK _a de las proteínas no siempre se pueden medir directamente, pero se pueden calcular utilizando métodos teóricos. Las soluciones tampón se utilizan ampliamente para proporcionar soluciones a o cerca del pH fisiológico para el estudio de reacciones bioquímicas; ^{[ 69 ]} el diseño de estas soluciones depende del conocimiento de los valores de pK a de sus componentes. Las soluciones tampón importantes incluyen MOPS _, que proporciona una solución con pH  7,2, y tricina , que se utiliza en electroforesis en gel . ^{[ 70 ] [ 71 ]} El tamponamiento es una parte esencial de la fisiología ácido-base, incluida la homeostasis ácido-base , ^{[ 72 ]} y es clave para comprender trastornos como el trastorno ácido-base . ^{[ 73 ] [ 74 ] [ 75 ]} El punto isoeléctrico de una molécula dada es una función de sus valores de p K , por lo que diferentes moléculas tienen diferentes puntos isoeléctricos. Esto permite una técnica llamada enfoque isoeléctrico , ^{[ 76 ]} que se utiliza para la separación de proteínas mediante electroforesis en gel de poliacrilamida en gel 2D .

Las soluciones tampón también desempeñan un papel fundamental en la química analítica . Se utilizan siempre que sea necesario fijar el pH de una solución a un valor determinado. En comparación con una solución acuosa, el pH de una solución tampón es relativamente insensible a la adición de una pequeña cantidad de ácido o base fuertes. La capacidad tampón [ ^{77 ] de} una solución tampón simple es máxima cuando pH  =  pKa _. En la extracción ácido-base , la eficiencia de extracción de un compuesto en una fase orgánica, como un éter , puede optimizarse ajustando el pH de la fase acuosa mediante una solución tampón adecuada. Al pH óptimo, se maximiza la concentración de la especie eléctricamente neutra; dicha especie es más soluble en disolventes orgánicos con una constante dieléctrica baja que en agua. Esta técnica se utiliza para la purificación de ácidos y bases débiles. ^{[ 78 ]}

Un indicador de pH es un ácido o una base débil que cambia de color en el rango de pH de transición, que es aproximadamente pKa ± _1. El diseño de un indicador universal requiere una mezcla de indicadores cuyos valores de pKa adyacentes _difieran  en aproximadamente dos, de modo que sus rangos de pH de transición se superpongan. 

En farmacología , la ionización de un compuesto altera su comportamiento físico y sus macropropiedades, como la solubilidad y la lipofilicidad (log p ). Por ejemplo, la ionización de cualquier compuesto aumenta su solubilidad en agua, pero disminuye su lipofilicidad. Esto se aprovecha en el desarrollo de fármacos para aumentar la concentración de un compuesto en sangre ajustando el pKa de _un grupo ionizable. ^{[ 79 ]} 

El conocimiento de los valores de pKa _es importante para la comprensión de los complejos de coordinación , que se forman por la interacción de un ion metálico, M ^m+ , que actúa como un ácido de Lewis , con un ligando , L, que actúa como una base de Lewis . Sin embargo, el ligando también puede sufrir reacciones de protonación, por lo que la formación de un complejo en solución acuosa podría representarse simbólicamente mediante la reacción

${\displaystyle [{\ce {M(H2O)_{\mathit {n}}}}]^{m+}+{\ce {LH<=>}}\ [{\ce {M(H2O)}}_{n-1}{\ce {L}}]^{(m-1)+}+{\ce {H3O+}}}$

Para determinar la constante de equilibrio de esta reacción, en la que el ligando pierde un protón, es necesario conocer el pKa del ligando protonado. En la práctica, el ligando puede ser poliprótico; por ejemplo, _el ^EDTA⁴⁻ puede aceptar cuatro protones; en ese caso, se deben conocer todos los valores _de pKa . Además, el ion metálico es susceptible a hidrólisis , es decir, se comporta como un ácido débil, por lo que también deben conocerse los valores de pKa de las reacciones de hidrólisis . ^{[ 80 ]}

Evaluar el peligro asociado con un ácido o una base puede requerir el conocimiento de los valores _de pKa . ^{[ 81 ]} Por ejemplo, el cianuro de hidrógeno es un gas muy tóxico, porque el ion cianuro inhibe la enzima citocromo c oxidasa que contiene hierro . 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 está "completamente disociado", por lo que el peligro debido al gas cianuro de hidrógeno se reduce mucho. Una solución ácida, por otro lado, es muy peligrosa porque todo el cianuro está en su forma ácida. La ingestión de cianuro por vía oral es potencialmente mortal, independientemente del pH, debido a la reacción con la citocromo c oxidasa. 

En ciencias ambientales, los equilibrios ácido-base son importantes para lagos ^{[ 82 ]} y ríos; ^{[ 83 ] [ 84 ]} por ejemplo, los ácidos húmicos son componentes importantes de las aguas naturales. Otro ejemplo se da en oceanografía química : ^{[ 85 ]} para cuantificar la solubilidad del hierro(III) en agua de mar a diversas salinidades , se determinaron los valores _de pKa para la formación de los productos de hidrólisis del hierro(III) Fe(OH) ²⁺ , Fe(OH) +2 y Fe(OH) ₃ , junto con el producto de solubilidad del hidróxido de hierro . ^{[ 86 ]}

Existen diversas técnicas para determinar el pKa de una _sustancia química, lo que genera discrepancias entre diferentes fuentes. Los valores medidos con precisión suelen diferir en menos de 0,1 unidades. Los datos presentados aquí se obtuvieron a 25  °C en agua. ^{[ 8 ] [ 87 ]} Se pueden encontrar más valores en la sección de Termodinámica , más arriba. Una tabla de pKa de ácidos _de carbono, medidos en DMSO, se encuentra en la página sobre carbaniones .

• Acidosis
• Ácidos en el vino : el tartárico , el málico y el cítrico son los principales ácidos presentes en el vino.
• Alcalosis
• Gases en sangre arterial
• Equilibrio químico
• Conductividad (electrolítica)
• Mecanismo de Grotthuss : cómo se transfieren los protones entre los iones hidronio y las moléculas de agua, lo que explica la excepcional movilidad iónica del protón (animación).
• Función de acidez de Hammett : una medida de acidez que se utiliza para soluciones muy concentradas de ácidos fuertes, incluidos los superácidos .
• Número de transporte de iones
• Acidificación oceánica : la disolución del dióxido de carbono atmosférico afecta el pH del agua de mar . La reacción depende del carbono inorgánico total y de los equilibrios de solubilidad con carbonatos sólidos como la caliza y la dolomita .
• Ley de dilución
• pCO2
• pH
• Diagrama de predominio : se refiere a equilibrios que involucran polioxianiones . Se necesitan valores _de pKa para construir estos diagramas.
• Afinidad protónica : una medida de basicidad en la fase gaseosa.
• Constantes de estabilidad de los complejos : la formación de un complejo a menudo puede verse como una competencia entre un protón y un ion metálico por un ligando, que es el producto de la disociación de un ácido.