FORÇA D’ÀCIDS I BASES
La força d’un àcid ha de
mostrar la seua tendència per a funcionar com a tal. Una forma relativa de fer
ho és comparar la capacitat de diferents àcids per a transferir protons a una
base determinada que es pren com a referència. De la mateixa manera, per a
mesurar la força de les bases, les enfrontarem amb un àcid de referència.
Tenint en compte la relació entre un àcid i la seua base conjugada, és clar
que, com més fort siga l’àcid, més feble serà la base, i viceversa.
Grau de disociació de la reacció àcid-base
Considerant la definició d'àcid-base de Brönsted-Lowry es pot mesurar quantitativament la força d'àcids i bases pel grau en què els reaccionants es converteix en productes en la reacció general:
Si la reacció està desplaçada cap a la dreta: àcid 1 és més fort que àcid 2.
El grau de dissociació (a) d'aquesta reacció no només depèn de la tendència de l'àcid 1 a perdre un protó, sinó de l'afinitat de la base 2 pels protons. Per tant, l'única manera vàlida per a comparar les forces dels àcids i les bases és mesurar la magnitud de la reacció amb una substància de referència. Com substància de referència es pren, en general, l'aigua. En les dissolucions aquoses d'àcids i bases s'estableixen els següents equilibris, respectivament:
Constants de àcid y de base. pKa y pKb
Normalment, les dissolucions aquoses que ens interessen són diluïdes, i per tant podrem considerar menyspreables les atraccions electrostàtics entre els ions de signe contrari, per això utilitzar en la constant d'equilibri les concentracions de les espècies presents en lloc de les activitats. En aquestes dissolucions, la concentració de l'aigua canvia poc en variar la concentració de solut pel que sol prendre-se com a constant i incloure-la en la constant d'equilibri:
sent Ka la constant de ionització o dissociació de l'àcid HA. El seu valor ens indica l'extensió de la reacció. Un valor elevat de Ka indica que la reacció està molt desplaçada cap a la dreta, és a dir, que HA és molt fort, i viceversa. Sol dir-se que un àcid és:
- Molt fort si Ka > 103;
- És fort si Ka té un valor comprés entre 103 i 10-2,
- És feble si el seu valor està comprés entre 10-2 i 10-7 i
- Molt feble si Ka < 10-7.
De manera anàloga, la constant d'equilibri per a la reacció de la base la podem expressar així:
En els equilibris de dissociació d'àcids i bases és molt freqüent expressar la constant de dissociació en funció del grau de ionització, a.
Per al cas d'un àcid:
I substituint en la constant d'equilibri:
Ja que molts dels valors de Ka i Kb són molt xiquets, és convenient utilitzar una escala logarítmica de signe contrari, introduint:
En dissolució
aquosa, hi ha un cert nombre d’àcids neutres (HBr, HNO3, H2SO4,
etc.) i catiònics que apareixen com àcids molt forts perquè transfereixen
gairebé per complet el protó a les molècules d’aigua, i tots produeixen, en
igualtat de condicions, la mateixa concentració de H3O+.
No obstant això, les seues constants àcides són força diferents, encara que
totes elles són més grans que la constant àcida de l’àcid H3O+,
que és igual a la unitat
(H3O+ + H2O Û H2O + H3O+). Aquest és l’anomenat efecte anivellador del dissolvent, que fa que parega que tots els àcids més forts que l’àcid conjugat del dissolvent tinguen la mateixa força que aquest darrer, independentment del valor de la seua constant. Per a fer palesa la diferència entre aquests caldria dissoldre’ls en un dissolvent menys bàsic que l’aigua, en el qual la reacció de protòlisi no seria completa.
(H3O+ + H2O Û H2O + H3O+). Aquest és l’anomenat efecte anivellador del dissolvent, que fa que parega que tots els àcids més forts que l’àcid conjugat del dissolvent tinguen la mateixa força que aquest darrer, independentment del valor de la seua constant. Per a fer palesa la diferència entre aquests caldria dissoldre’ls en un dissolvent menys bàsic que l’aigua, en el qual la reacció de protòlisi no seria completa.
