1.19: Cómo predecir el resultado de una reacción ácido-base

A: Definición de la constante de acidez

Sin duda sabe que algunos ácidos son más fuertes que otros. La acidez relativa de diferentes compuestos o grupos funcionales -en otras palabras, su capacidad relativa de donar un protón a una base común en condiciones idénticas- se cuantifica mediante un número llamado constante de acidez, abreviado Ka. La base común elegida para la comparación es el agua.

Consideraremos el ácido acético como nuestro primer ejemplo. Si hacemos una solución diluida de ácido acético en agua, se produce una reacción ácido-base entre el ácido (donante de protones) y el agua (aceptor de protones).

El ácido acético es un ácido débil, por lo que el equilibrio favorece a los reactantes sobre los productos – es termodinámicamente «cuesta arriba», como se indica en la figura anterior por la longitud relativa de las flechas de reacción hacia adelante y hacia atrás, y en el diagrama de coordenadas de reacción de abajo en el que los productos son de mayor energía que los reactantes.

Como sabes, la constante de equilibrio Keq se define como:

Todas las expresiones de la constante de equilibrio son en realidad un cociente de las actividades de todas las especies implicadas en la reacción. Para evitar el uso de actividades, y para simplificar las mediciones experimentales, la constante de equilibrio de las concentraciones aproxima las actividades de los solutos y los gases en soluciones diluidas con sus respectivas molaridades. Sin embargo, las actividades de los sólidos, líquidos puros y disolventes no se aproximan con sus molaridades. En su lugar, estas actividades se definen para tener un valor igual a 1 (uno).

Así, si reconocemos que la actividad del agua en una solución diluida se aproxima con el valor de la unidad (1), podemos dividir por 1 para obtener la forma común de la expresión para Ka, la constante ácida para el ácido acético:

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

De hecho, para una solución acuosa diluida, la actividad del agua se aproxima con el valor de 1, por lo que la constante de disociación genérica para un ácido dado HA o HB+ se expresa como:

El valor de Ka para el ácido acético es 1.75 x 10-5 – mucho menos que 1, lo que indica que hay mucho más ácido acético en solución en el equilibrio que iones de acetato e hidronio.

Por el contrario, el ácido sulfúrico, con una Ka de aproximadamente 109, o el ácido clorhídrico, con una Ka de aproximadamente 107, ambos experimentan una disociación esencialmente completa en el agua: son ácidos muy fuertes.

Un número como 1,75 x 10- 5 no es muy fácil de decir, recordar o visualizar, por lo que los químicos suelen utilizar un término más conveniente para expresar la acidez relativa. El valor pKa de un ácido es simplemente el logaritmo (base 10) de su valor Ka.

pKa = -log Ka Ka = 10-pKa

Haciendo las cuentas, encontramos que el pKa del ácido acético es 4,8. El pKa del ácido sulfúrico es -10, y el del ácido clorhídrico es -7. El uso de los valores de pKa nos permite expresar la acidez relativa de compuestos y grupos funcionales comunes en una escala numérica que va de -10 (para un ácido muy fuerte) a 50 (para un compuesto que no es ácido en absoluto). Cuanto más bajo es el valor de pKa, más fuerte es el ácido.

Los grupos funcionales ionizables (que donan o aceptan protones) relevantes para la química orgánica biológica suelen tener valores de pKa que oscilan entre 5 y 20 aproximadamente. Los más importantes se resumen a continuación, con valores de pKa muy aproximados para las formas de ácidos conjugados. También se incluyen, como referencia, más grupos ácidos con valores de pKa cercanos a cero.

Se recomienda encarecidamente que memorice estos valores aproximados ahora – luego, si necesita un valor más preciso, siempre puede buscarlo en una tabla de pKa.

Conocer los valores de pKa no sólo nos permite comparar la fuerza de los ácidos, sino también la de las bases. La idea clave que hay que recordar es ésta: cuanto más fuerte es el ácido conjugado, más débil es la base conjugada. Podemos determinar que el ion hidróxido es una base más fuerte que el amoníaco (NH3), porque el ion amonio (NH4+, pKa = 9,2) es un ácido más fuerte que el agua (pKa = 14,0).

Pongamos en práctica nuestra comprensión del concepto de pKa en el contexto de una molécula más compleja. Por ejemplo, ¿cuál es el pKa del siguiente compuesto?

Necesitamos evaluar la acidez potencial de cuatro tipos diferentes de protones en la molécula, y encontrar el más ácido. Los protones aromáticos no son todos ácidos – su pKa es de aproximadamente 45. El grupo amina tampoco es ácido, su pKa es de aproximadamente 35. (Recuerda que las aminas sin carga son básicas: son las aminas protonadas con carga positiva, con valores de pKa alrededor de 10, las que son débilmente ácidas). El protón del alcohol tiene un pKa de alrededor de 15, y el protón del fenol tiene un pKa de alrededor de 10: por lo tanto, el grupo más ácido de la molécula de arriba es el fenol. (Asegúrate de que puedes reconocer la diferencia entre un fenol y un alcohol; recuerda que en un fenol el grupo OH está unido directamente al anillo aromático). Si esta molécula reaccionara con un equivalente molar de una base fuerte como el hidróxido de sodio, es el protón del fenol el que se donaría para formar un anión fenolato.