1.19: Hvordan man forudsiger resultatet af en syre-base-reaktion

A: Definition af surhedskonstanten

Du er uden tvivl klar over, at nogle syrer er stærkere end andre. Den relative surhedsgrad af forskellige forbindelser eller funktionelle grupper – med andre ord deres relative evne til at afgive en proton til en fælles base under identiske betingelser – kvantificeres ved hjælp af et tal kaldet surhedsgradskonstanten, forkortet Ka. Den fælles base, der er valgt til sammenligning, er vand.

Vi vil betragte eddikesyre som vores første eksempel. Hvis vi laver en fortyndet opløsning af eddikesyre i vand, opstår der en syre-base-reaktion mellem syren (protonedonor) og vandet (protonacceptor).

Æblesyre er en svag syre, så ligevægten favoriserer reaktanterne frem for produkterne – det er termodynamisk set “opadgående”, som det fremgår af figuren ovenfor ved den relative længde af pilene til fremadrettet og omvendt reaktion, og i reaktionskoordinatdiagrammet nedenfor, hvor produkterne har højere energi end reaktanterne.

Som bekendt er ligevægtskonstanten Keq defineret som:

Alle udtryk for ligevægtskonstanter er faktisk et forhold mellem aktiviteterne af alle de arter, der er involveret i reaktionen. For at undgå brugen af aktiviteter og for at forenkle de eksperimentelle målinger tilnærmer ligevægtskonstanten for koncentrationer aktiviteterne af opløste stoffer og gasser i fortyndede opløsninger med deres respektive molariteter. Aktiviteterne af faste stoffer, rene væsker og opløsningsmidler tilnærmes imidlertid ikke med deres molaritet. I stedet defineres disse aktiviteter til at have en værdi lig med 1 (én).

Så hvis vi anerkender, at aktiviteten af vand i en fortyndet opløsning tilnærmes med værdien enhed (1), kan vi dividere med 1 for at få den almindelige form af udtrykket for Ka, syrekonstanten for eddikesyre:

\}{(1)} = \dfrac{}{} \]

Faktisk er vandets aktivitet for en fortyndet vandig opløsning tilnærmet med værdien 1, så den generiske dissociationskonstant for en given syre HA eller HB+ udtrykkes som:

Værdien af Ka for eddikesyre er 1.75 x 10-5 – meget mindre end 1, hvilket indikerer, at der er meget mere eddikesyre i opløsningen ved ligevægt end acetat- og hydroniumioner.

Omvendt undergår svovlsyre, med et Ka på ca. 109, eller saltsyre, med et Ka på ca. 107, begge i det væsentlige fuldstændig dissociation i vand: de er meget stærke syrer.

Et tal som 1,75 x 10- 5 er ikke særlig let hverken at sige, huske eller visualisere, så kemikere bruger normalt et mere praktisk udtryk til at udtrykke den relative surhedsgrad. En syres pKa-værdi er ganske enkelt logaritmen (base 10) af dens Ka-værdi.

pKa = -log Ka Ka Ka = 10-pKa

Gør vi regnestykket, finder vi, at eddikesyrens pKa er 4,8. Svovlsyre har en pKa på -10, og saltsyre har en pKa på -7. Ved hjælp af pKa-værdierne kan vi udtrykke den relative surhedsgrad af almindelige forbindelser og funktionelle grupper på en numerisk skala fra ca. -10 (for en meget stærk syre) til 50 (for en forbindelse, der slet ikke er sur). Jo lavere pKa-værdien er, jo stærkere er syren.

De ioniserbare (protonafgivende eller -accepterende) funktionelle grupper, der er relevante for biologisk organisk kemi, har generelt pKa-værdier på mellem ca. 5 og ca. 20. De vigtigste af disse er opsummeret nedenfor, med meget grove pKa-værdier for de konjugerede syreformer. Mere sure grupper med pKa-værdier nær nul er også medtaget som reference.

Du anbefales kraftigt at huske disse grove værdier nu – hvis du så har brug for en mere præcis værdi, kan du altid slå den op i en pKa-tabel.

Kendskab til pKa-værdier giver os ikke kun mulighed for at sammenligne syrestyrke, det giver os også mulighed for at sammenligne basestyrke. Den vigtigste idé at huske er følgende: Jo stærkere den konjugerede syre er, jo svagere er den konjugerede base. Vi kan fastslå, at hydroxidion er en stærkere base end ammoniak (NH3), fordi ammoniumion (NH4+, pKa = 9,2) er en stærkere syre end vand (pKa = 14,0).