Força àcida

Plantilla:Àcit i bases

La força àcida és la tendència d'un àcit, simbolisada per la fòrmula química $H A$ , a disociarse en un protón, $H^{+}$ i un anión, $A^{-}$ . La dissociació d'un àcit fort en solució és efectivament completa, llevat en les seues solucions més concentrades.

H A ⟶ H^{+} + A^{-}

Eixemples d'àcit forts són l'àcit clorhídric $(H C l)$ , àcit perclórico $(H C l O_{4})$ , àcit nítric $(H N O_{3})$ i àcit sulfúric $(H_{2} S O_{4})$ .

Un àcit dèbil solament es disocia parcialment, estant presents tant l'àcit no disociado com els seus productes de dissociació, en solució, en equilibri entre sí.

H A \overset{- ⇀}{↽ -} H^{+} + A^{-}

l'àcit acètic ( $C H_{3} C O O H$ ) és un eixemple d'àcit dèbil. La força d'un àcit dèbil es quantifica pel seu constant de dissociació àcida, $p K_{a}$ .

La força d'un àcit orgànic dèbil pot dependre dels efectes dels sustituyentes. La força d'un àcit inorgànic depén del estat d'oxidació de l'àtom al que es pot unir el protón. La força àcida depén del solvent. Per eixemple, el clorur d'hidrogen és un àcit fort en solució acuosa, pero és un àcit dèbil quan es dissol en àcit acètic glacial.

Mides de força àcida

La mida habitual de la força d'un àcit és el seu constant de dissociació àcida ( $K_{a}$ ), que pugues determinar-se experimentalment per mig de métodos de titulació. Els àcit més forts tenen un major $K_{a}$ i una constant logarítmica més chicoteta ( $p K_{a} = - \log K_{a}$ ) que els àcit més dèbils. Quant més fort és un àcit, més fàcilment pert un protón, $H^{+}$ . Dos factors clau que contribuïxen a la facilitat de la desprotonación són la polaridad de l'enllaç $H - A$ i el tamany de l'àtom A, que determinen la força de l'enllaç $H - A$ . Les concentracions àcides també depenen de l'estabilitat de la base conjugada.

Mentres que la $p K_{a}$ El valor medix la tendència d'un solut àcit a transferir un protó a un solvent estàndar (més comunament aigua o DMSO), la tendència d'un solvent àcit a transferir un protó a un solut de referència (més comunament una base de anilina dèbil) es medix per la seua Funció d'acidea d'Hammett, el valor $H_{0}$ . Encara que estos dos conceptes de força àcida a sovint equivalen a la mateixa tendència general d'una substància a donar un protón, els valors de $p K_{a}$ i $H_{0}$ són medides de propietats distintes i ocasionalment poden divergir. Per eixemple, el fluorur d'hidrogen, ya siga que estiga dissolt en aigua ( $p K_{a}$ = 3,2) o DMSO ( $p K_{a}$ = 15), té $p K_{a}$ valors que indiquen que sofrix una dissociació incompleta en estos dissolvents, lo que ho convertix en un àcit dèbil. No obstant, com a mig àcit net i rigorosament sec, el fluorur d'hidrogen té i $H_{0}$ valor de -15,^[1] lo que ho convertix en un mig de protonación més fort que l'àcit sulfúric al 100% i, per lo tant, per definició, un superácido.^[2] (Per a evitar ambigüitats, en el restant d'este artícul, "àcit fort" es referirà, a menos que s'indique lo contrari, a un àcit que és fort segons es medix pel seu $p K_{a}$ valor ( $p K_{a}$ <–1,74). Este us és consistent en el llenguage comú de la majoria dels químics practicants.)

Quan el mig àcit en qüestió és una solució acuosa diluïda, el $H_{0}$ és aproximadament igual al valor de pH, que és un logaritmo negatiu de la concentració de $H^{+}$ en solució acuosa. El pH d'una solució simple d'un àcit en aigua està determinat per abdós $K_{a}$ i la concentració d'àcit. Per a solucions àcides dèbils, depén del grau de dissociació, que pot determinar-se per mig d'un càlcul d'equilibri. Per a solucions concentrades de àcit, especialment àcit forts per als quals pH <0, el valor $H_{0}$ és una millor mida de l'acidea que el pH.

Àcit forts

Un àcit fort és un àcit que es disocia segons la reacció.

H A + S \overset{- ⇀}{↽ -} S H^{+} + A^{-}

a on S representa una molècula de dissolvent, com una molècula d'aigua o DMSO, fins a tal punt que la concentració de les espècies no disociadas $H A$ és massa baix per a ser medit. A efectes pràctics, es pot dir que un àcit fort està completament disociado. Un eixemple d'àcit fort és l'àcit clorhídric.

H C l ⟶ H^{+} + C l^{-}

(en solució acuosa)

Qualsevol àcit en $p K_{a}$ el valor que és menor que aproximadament -2 es classifica com un àcit fort. Açò es deu a la capacitat tampó molt alta de les solucions en un valor de pH d'1 o menys i es coneix com efecte nivelador.^[3]

Els següents són àcits forts en solució acuosa i dimetilsulfóxido. Els valors de $p K_{a}$ , no es pot medir experimentalment. Els valors de la següent taula són valores promig de fins a 8 càlculs teòrics diferents.

Valors estimats de pK_a^[4]
Àcit	Fòrmula	en aigua	en DMSO
Àcit clorhídric	HCl	-5.9 ± 0.4	−2.0 ± 0.6
Àcit bromhídrico	HBr	-8.8 ± 0.8	−6.8 ± 0.8
Àcit yodhídrico	HI	-9.5 ± 1	−10.9 ± 1
Àcit tríflico	H[CF₃SO₃]	−14 ± 2	−14 ± 2
Àcit perclórico	H[ClO₄]	−15 ± 2	−15 ± 2

Ademés, en aigua

Àcit nítric $H N O_{3}$ $p K_{a}$ = -1,6^[5]
Àcit sulfúric $H_{2} S O_{4}$ (primera dissociació solament, $p K_{a_{1}}$ ≈ −3)^[6]

Els següents poden usar-se com protonadores en química orgànica

Àcit fluoroantimónico $H [S b F_{6}]$
Àcit màgic $H [F S O_{3} S b F_{5}]$
Superácido carborano $H [C H B_{11} C l_{11}]$

Àcit fluorosulfúrico $H [F S O_{3}]$ ( $p K_{a}$ = −6,4)^[7]

Els àcits sulfónicos, com l'àcit p-toluenosulfónico (àcit tosílico) són una classe d'oxiácidos orgànics forts.^[7] Alguns àcit sulfónicos es poden aïllar com a sòlits. El poliestireno funcionalizado en poliestireno sulfonato és un eixemple d'una substància que és un àcit fort sòlit.

Referències

↑ Liang, Joan-Nan Jack (1976). The Hammett Acidity Function for Hydrofluoric Acid and some related Superacid Systems (Ph.D. Thesis), Hamilton, Ontario: McMaster University, p. 94.
↑ Miessler G.L. and Tarr D.A. Inorganic Chemistry (2nd ed., Prentice-Hall 1998, p.170) ISBN 0-13-841891-8
↑ Porterfield, William W. Inorganic Chemistry (Addison-Wesley 1984) p.260 ISBN 0-201-05660-7
↑ «Acidity of strong acids in water and dimethyl sulfoxide».J. Phys. Chem. A.120(20)
3663–3669.doi:10.1021/acs.jpca.6b02253.
↑ Erro en la seqüencia d'órdens: no existix el mòdul «Citas».
↑ Housecroft, Catherine E. (2005). Inorganic chemistry, 2nd ed edició, Pearson Prentice Hall. OCLC 56834315. ISBN 0-13-039913-2.
↑ ^7,0 ^7,1 Canadian Journal of Chemistry.56(17)
2342–2354.ISSN 0008-4042.doi:10.1139/v78-385.

Este artícul conté una traducció derivada de «Fuerza ácida» de Wikipedia en castellà publicada baix la Llicència de documentació lliure de GNU i la Llicència Creative Commons Reconeiximent-CompartirIgual 4.0 Internacional.

[1] Liang, Joan-Nan Jack (1976). The Hammett Acidity Function for Hydrofluoric Acid and some related Superacid Systems (Ph.D. Thesis), Hamilton, Ontario: McMaster University, p. 94.

[2] Miessler G.L. and Tarr D.A. Inorganic Chemistry (2nd ed., Prentice-Hall 1998, p.170) ISBN 0-13-841891-8

[3] Porterfield, William W. Inorganic Chemistry (Addison-Wesley 1984) p.260 ISBN 0-201-05660-7

[Leito-4] «Acidity of strong acids in water and dimethyl sulfoxide».J. Phys. Chem. A.120(20)
3663–3669.doi:10.1021/acs.jpca.6b02253.

[5] Erro en la seqüencia d'órdens: no existix el mòdul «Citas».

[:0-6] Housecroft, Catherine E. (2005). Inorganic chemistry, 2nd ed edició, Pearson Prentice Hall. OCLC 56834315. ISBN 0-13-039913-2.

[:1-7] 7,0 ^7,1 Canadian Journal of Chemistry.56(17)
2342–2354.ISSN 0008-4042.doi:10.1139/v78-385.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]