1.19: Hogyan jósoljuk meg egy sav-bázis reakció kimenetelét

A: A savállandó meghatározása

Kétségtelenül tisztában vagy azzal, hogy egyes savak erősebbek, mint mások. A különböző vegyületek vagy funkciós csoportok relatív savasságát – más szóval, hogy azonos körülmények között milyen arányban képesek protont adni egy közös bázisnak – a savassági állandónak nevezett számmal, rövidítve Ka-val számszerűsítik. Az összehasonlításhoz választott közös bázis a víz.

Elsőként az ecetsavat tekintjük. Ha vízben hígított ecetsavoldatot készítünk, a sav (protondonor) és a víz (protonakceptor) között sav-bázis reakció játszódik le.

Az ecetsav gyenge sav, ezért az egyensúly a reaktánsoknak kedvez a termékekkel szemben – termodinamikailag “felfelé” halad, amint azt a fenti ábrán az előre és a hátrafelé mutató reakciónyilak relatív hossza, valamint az alábbi reakciókoordináta-diagram is jelzi, amelyen a termékek nagyobb energiájúak, mint a reaktánsok.

Mint tudjuk, az egyensúlyi állandó Keq meghatározása:

Az egyensúlyi állandó minden kifejezése valójában a reakcióban részt vevő összes faj aktivitásának aránya. Az aktivitások használatának elkerülése és a kísérleti mérések egyszerűsítése érdekében a koncentrációk egyensúlyi állandója híg oldatokban az oldott anyagok és gázok aktivitását a megfelelő molaritásaikkal közelíti. A szilárd anyagok, tiszta folyadékok és oldószerek aktivitását azonban nem a molaritásaikkal közelíti. Ehelyett ezeket az aktivitásokat 1 (egy) értékűnek határozzuk meg.

Így, ha tudomásul vesszük, hogy a víz aktivitását híg oldatban egységnyi (1) értékkel közelítjük, akkor 1-gyel osztva megkapjuk a Ka, az ecetsav savállandójára vonatkozó kifejezés általános formáját:

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

Tény, hogy híg vizes oldat esetén a víz aktivitását 1 értékkel közelítjük, így egy adott sav HA vagy HB+ általános disszociációs állandója a következőképpen fejezhető ki:

A Ka értéke az ecetsav esetében 1.75 x 10-5 – sokkal kisebb, mint 1, ami azt jelzi, hogy az egyensúlyi állapotban sokkal több ecetsav van az oldatban, mint acetát- és hidróniumion.

Ezzel szemben a kénsav, amelynek Ka értéke körülbelül 109, vagy a sósav, amelynek Ka értéke körülbelül 107, mindkettő lényegében teljes disszociáción megy keresztül vízben: ezek nagyon erős savak.

Egy olyan számot, mint az 1,75 x 10- 5, nem túl könnyű sem kimondani, sem megjegyezni, sem szemléltetni, ezért a vegyészek általában egy kényelmesebb kifejezést használnak a relatív savasság kifejezésére. Egy sav pKa értéke egyszerűen a Ka értékének logaritmusa (bázis 10).

pKa = -log Ka Ka Ka = 10-pKa

A matematikát elvégezve azt találjuk, hogy az ecetsav pKa értéke 4,8. A kénsav pKa értéke -10, a sósavé pedig -7. A pKa értékek használata lehetővé teszi, hogy a gyakori vegyületek és funkciós csoportok relatív savasságát egy körülbelül -10-től (nagyon erős sav) 50-ig (egyáltalán nem savas vegyület) terjedő számskálán fejezzük ki. Minél alacsonyabb a pKa érték, annál erősebb a sav.

A biológiai szerves kémia szempontjából fontos ionizálható (protonadományozó vagy -elfogadó) funkciós csoportok pKa értékei általában 5 és 20 között mozognak. Ezek közül a legfontosabbakat az alábbiakban foglaljuk össze, a konjugált savas formák nagyon durva pKa értékeivel. A referenciaként további savas csoportok is szerepelnek, amelyek pKa értéke a nulla közelében van.

Ezeket a durva értékeket most erősen ajánlott megjegyezni – aztán ha pontosabb értékre van szükséged, bármikor utánanézhetsz egy pKa táblázatban.

A pKa értékek ismeretében nemcsak a savak erősségét tudjuk összehasonlítani, hanem a bázisokét is. A legfontosabb gondolat, amit nem szabad elfelejteni, a következő: minél erősebb a konjugált sav, annál gyengébb a konjugált bázis. Megállapíthatjuk, hogy a hidroxidion erősebb bázis, mint az ammónia (NH3), mert az ammóniumion (NH4+, pKa = 9,2) erősebb sav, mint a víz (pKa = 14,0).