14.9: Fuerza del Donante de Protones- pKa

Es útil tener una manera de comparar las acidedades de Brønsted-Lowry de diferentes compuestos. Si la química de los protones implica pasar de un sitio más ácido a un sitio menos ácido, entonces el sitio que se une al protón más fuertemente retendrá el protón, y el sitio que se une a los protones con menos fuerza perderá el protón. Si sabemos qué sitios unen protones más fuertemente, podemos predecir en qué dirección se transferirá un protón.

Figura\(\PageIndex{1}\): ¿En qué dirección estará el equilibrio? ¿Qué base obtiene el protón?

Hay un parámetro determinado experimentalmente que nos dice cuán fuertemente los protones están unidos a diferentes compuestos. “Experimental” a menudo implica a los estudiantes “no probados” o “poco confiables”, pero aquí significa que alguien ha hecho el trabajo para medir con qué fuerza está atado el protón. Experimental en este sentido significa “basado en evidencia física”.

Este parámetro experimental se llama “el pKa”. El pKa mide la fuerza con la que un ácido de Brønsted sostiene un protón. Un pKa puede ser un número pequeño negativo, como -3 o -5. Puede ser un número mayor, positivo, como 30 o 50. Cuanto menor es el pKa de un ácido de Brønsted, más fácilmente cede su protón. Cuanto mayor sea el pKa de un ácido de Brønsted, más fuertemente se mantiene el protón y menos fácilmente se cede el protón.

Figura\(\PageIndex{2}\): La escala pKa como índice de disponibilidad de protones.

• Un pKa bajo significa que un protón no se sujeta firmemente.
• ¡El pKa a veces puede ser tan bajo que es un número negativo!
• Un pKa alto significa que un protón se sujeta firmemente.

Figura\(\PageIndex{3}\): Algunos compuestos ácidos de Brønsted; todos estos compuestos suministran protones con relativa facilidad.

Por ejemplo, el ácido nítrico y el ácido clorhídrico renuncian a sus protones muy fácilmente. El ácido nítrico en agua tiene un pKa de -1.3 y el ácido bromhídrico tiene un pKa de -9.0. Por otro lado, el ácido acético (que se encuentra en el vinagre) y el ácido fórmico (el irritante en las picaduras de hormigas y abejas) también renunciarán a los protones, pero los sujetarán un poco más apretados. Sus PKAs se reportan como 4.76 y 3.77, respectivamente. El agua ciertamente puede renunciar a un protón, pero no muy fácilmente; tiene un pKa de alrededor de 14. El metano no es realmente un ácido en absoluto, y tiene un pKa estimado de alrededor de 50.

Figura\(\PageIndex{4}\): Algunos compuestos no tan ácidos. El agua es muy, muy débilmente ácida; el metano no es realmente ácido en absoluto.

El pKa mide la “fuerza” de un ácido de Brønsted. Un protón, H ⁺, es un ácido de Lewis fuerte; atrae pares de electrones de manera muy efectiva, tanto es así que casi siempre está unido a un donador de electrones. Un ácido fuerte de Brønsted es un compuesto que cede su protón muy fácilmente.

Un ácido Brønsted débil es aquel que renuncia a su protón con más dificultad. Yendo a un extremo más lejano, un compuesto del que es muy, muy difícil eliminar un protón no se considera en absoluto un ácido.

Cuando un compuesto renuncia a un protón, retiene el par de electrones que antes compartía con el protón. Se convierte en una base conjugada. Mirado de otra manera, un fuerte ácido de Brønsted renuncia fácilmente a un protón, convirtiéndose en una base débil de Brønsted. La base de Brønsted no forma fácilmente un enlace con el protón. No es bueno donando su par de electrones a un protón. Lo hace sólo débilmente.

De manera similar, si un compuesto renuncia a un protón y se convierte en una base fuerte, la base fácilmente recuperará el protón nuevamente. Efectivamente, la base fuerte compite tan bien por el protón que el compuesto permanece protonado. El compuesto sigue siendo un ácido de Brønsted en lugar de ionizar y convertirse en la base conjugada fuerte. Se trata de un ácido Brønsted débil.

Figura\(\PageIndex{5}\): La escala de pKa y su efecto sobre bases conjugadas.

• Los ácidos Brønsted “fuertes” se ionizan fácilmente para proporcionar H ⁺.
• Este término se suele utilizar para describir ácidos comunes como el ácido sulfúrico y el ácido bromhídrico.
• Los ácidos Brønsted “débiles” no se ionizan tan fácilmente.
• Este término se usa a menudo para describir ácidos comunes como el ácido acético y el ácido fluorhídrico.

Sin embargo, los términos “fuerte” y “débil” son realmente relativos. Los valores de pKa que hemos visto oscilan entre -5 y 50. Si algo con un pKa de 4 se describe como un ácido débil, ¿qué es algo con un pKa de 25? ¿Un ácido muy, muy débil? Sin duda es una mejor fuente de protones que algo con un pKa de 35. ¿Es ese un ácido muy, muy, muy débil? ¿Cuántos “verys” hay en una unidad pKa?

Esta idea también es cierta al considerar lo contrario: una base recogiendo un protón para formar un ácido conjugado. La fuerza con la que ese ácido conjugado sostiene un protón está relacionado con la fuerza con la que la base puede eliminar protones de otros ácidos. Cuanto más débil es algo como fuente de protones, más fuerte es su conjugado como esponja de protones.

Figura\(\PageIndex{6}\): Ejemplos de una base fuerte y una aún más fuerte.

• Ten cuidado. Los términos “ácido fuerte” y “ácido débil” se pueden usar relativamente, en lugar de absolutamente.
• Lo mismo es cierto para “base fuerte” y “base débil”.
• En ocasiones, si algo se llama “fuerte” o “débil” depende de con qué más se le esté comparando.

Mesa\(\PageIndex{1}\). Valores aproximados de pKa para compuestos seleccionados.

Una tabla pKa más extensa se puede encontrar en el sitio del profesor David Evans en Harvard.

Ejercicio\(\PageIndex{1}\)

Encuentra una tabla pKa. Úsalo para ayudarte a decidir cuál de los siguientes pares es el más ácido Brønsted en el agua.

a) HNO ₃ o HNO ₂ b) H ₂ Se o H ₂ O c) HCl o H ₂ SO ₄ d) Ser (OH) ₂ o HSeO ₃

Contestar a

Respuesta b

Respuesta c

Respuesta d

* Una nota sobre el pKa del agua: los textos de física y química física listan 14 como el valor del pKa del agua. Los textos de bioquímica y química orgánica suelen enumerar el valor como 15.7. Estos últimos textos simplemente han factorizado en la constante un valor molar para la concentración de agua; los primeros coinciden en que este factor debe ser sustituido por la actividad del agua, que tiene un valor de 1.