Constante de disociación ácida

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El ácido acético, CH3COOH, se compone de un grupo metilo, CH3, enlazado químicamente a un grupo carboxílico, COOH.
El ácido acético, un ácido débil puede perder un protón (destacado en verde) y donarlo a una molécula de agua, H20, dando lugar a un anión acetato CH3COO- y creando un catión hidronio H3O . Esta es una reacción de equilibrio, por lo que el proceso inverso también tiene lugar. Rojo: oxígeno, negro: carbono, blanco: hidrógeno.

Una constante de disociación ácida, Ka, (también conocida como constante de acidez, o constante de ionización ácida) es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución. Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. El equilibrio puede escribirse simbólicamente como:

HA está en equilibrio con A- + H+

donde HA es un ácido genérico que se disocia dividiéndose en A-, conocida como base conjugada del ácido, y el ion hidrógeno o protón, H+, que, en el caso de soluciones acuosas, existe como un ion hidronio solvatado. En el ejemplo que se muestra en la figura, HA representa el ácido acético, y A- el ion acetato. Las especies químicas HA, A- y H+ se dice que están en equilibrio cuando sus concentraciones no cambian con el paso del tiempo. La constante de disociación se escribe normalmente como un cociente de las concentraciones de equilibrio (en mol/L), representado por [HA], [A-] y [H+]:

K_{\mathrm a} = \mathrm{\frac{[A^-] [H^+]}{[HA]}}

Debido a los muchos órdenes de magnitud que pueden abarcar los valores de K a, en la práctica se suele expresar la constante de acidez mediante una medida logarítmica de la constante de acidez, el pKa, que es igual al -log10, y que también suele ser denominada constante de disociación ácida:

\ pK_{\mathrm a} = - \log_{10}K_{\mathrm a}

A mayor valor de pKa, la extensión de la disociación es menor. Un ácido débil tiene un valor de pKa en un rango aproximado de −2 a 12 en agua. Los ácidos con valores de pKa menores que aproximadamente −2 se dice que son ácidos fuertes; un ácido fuerte está casi completamente disociado en solución acuosa, en la medida en que la concentración del ácido no disociado es indetectable. Los valores de pKa para los ácidos fuertes, pueden ser estimados por medios teóricos o por extrapolación de medidas en medios no acuosos, en los que la constante de disociación es menor, tales como acetonitrilo y dimetilsulfóxido.

Introducción[editar]

La constante de disociación ácida es una consecuencia directa de la termodinámica subyacente a la reacción de disociación, el valor de pKa es directamente proporcional al cambio de energía libre de Gibbs estándar para la reacción. El valor de pKa cambia con la temperatura y se puede entender de forma cualitativa en base al principio de Le Châtelier: cuando la reacción es endotérmica, el valor de pKa disminuye con el aumento de temperatura, lo contrario es cierto para las reacciones exotérmicas. Los factores estructurales subyacentes que influyen en la magnitud de la constante de disociación ácida incluyen las reglas de Pauling para las constantes de acidez, los efectos inductivos, los efectos mesoméricos, y el enlace por puente de hidrógeno.

El comportamiento cuantitativo de los ácidos y bases en solución solo puede ser comprendido si se conocen los valores de pKa. En particular, el pH de una solución se puede predecir cuando se conocen la concentración analítica y los valores de pKa de todos los ácidos y las bases; inversamente, también es posible calcular las concentraciones de equilibrio de los ácidos y sus bases en solución cuando se conoce el pH. Estos cálculos tienen aplicación en diferentes áreas de la química, la biología, la medicina y la geología. Por ejemplo, muchos de los compuestos utilizados para la medicación son ácidos o bases débiles, y el conocimiento de los valores de pKa, junto con el coeficiente de reparto octanol-agua, puede utilizarse para estimar la medida en que el compuesto entra en el torrente sanguíneo.

Las constantes de disociación ácida también son esenciales en química en disolución acuosa y oceanografía química, donde la acidez del agua juega un papel fundamental. En los organismos vivos, la hemostasis ácido-base y la cinética enzimática son dependientes de los valores de pKa de muchos de los ácidos y bases presentes en la célula y en el cuerpo.

En química, es necesario el conocimiento de los valores de pKa para la preparación de soluciones tampón, y también es un requisito previo para la comprensión cuantitativa de la interacción entre los ácidos o las bases y los iones metálicos para formar complejos. Experimentalmente, los valores de pKa pueden determinarse por valoración potenciométrica (pH), pero para valores de pKa menores que aproximadamente 2 o aproximadamente mayores de 11, pueden requerirse medidas espectrofotométricas o de RMN debido a las dificultades prácticas con las medidas de pH.

Definiciones[editar]

De acuerdo con la definición original de Arrhenius, un ácido es una sustancia que se disocia en solución acuosa, liberando el ion hidrógeno H+ (un protón):[1]

HA está en equilibrio con A- + H+

La constante de equilibrio para esta reacción de disociación se conoce como constante de disociación. El protón liberado se combina con una molécula de agua para dar un (ion hidronio o oxonio) H3O+, y así más tarde Arrhenius propuso que la disociación se debe escribir como una reacción ácido-base:

HA + H2O está en equilibrio con A- + H3O+

La Teoría de Brønsted–Lowry generaliza esto algo más al considerarla como una reacción de intercambio de protones:[2] [3] [4]

ácido + base está en equilibrio con base conjugada + ácido conjugado

El ácido pierde un protón, dando la base conjugada, el protón se transfiere a la base, dando el ácido conjugado. Para soluciones acuosas de un ácido HA, la base es el agua, la base conjugada del ácido es A- y el ácido conjugado de la base es el ion hidronio. La definición de Brønsted-Lowry se aplica a otros disolventes, como el dimetilsulfóxido: el solvente S actúa como una base, aceptando un protón y formando el ácido conjugado SH+.

En química en solución es común utilizar H+ como una abreviatura del ion hidrógeno solvatado, independientemente del disolvente. En solución acuosa, H+ denota un ion hidronio solvatado en lugar de un protón.[5] [6]

La designación de un ácido o una base como "conjugado" depende del contexto. El ácido conjugado BH+ de una base B se disocia según la ecuación:

BH+ + OH- está en equilibrio con B + H2O

que es la inversa del equilibrio:

H2O (ácido) + B (base) está en equilibrio con OH (base conjugada) + BH+ (ácido conjugado)

El ion hidróxido OH, una base bien conocida, actúa aquí como la base conjugada del ácido agua. Los ácidos y las bases se consideran así simplemente como donadores o aceptores de protones, respectivamente.

El agua es anfiprótica: puede reaccionar tanto como un ácido o como una base. Otro ejemplo de molécula anfiprótica es el ion bicarbonato HCO3- que es la base conjugada del ácido carbónico H2CO3 en el equilibrio:

H2CO3 + H2O está en equilibrio con HCO3- + H3O+

pero también el ácido conjugado del ion carbonato CO32- en la reacción inversa del equilibrio:

HCO3- + OH- está en equilibrio con CO32- + H2O

El equilibrio del ácido carbónico es importante para la hemostasis ácido-base en el cuerpo humano.

Una definición más amplia de la disociación ácida incluye la hidrólisis, en la que los protones son producidos por la separación de moléculas de agua. Por ejemplo, el ácido bórico (B(OH)3) actúa como un ácido débil, aunque no es un donante de protones, debido a la hidrólisis:

B(OH)3 + 2 H2O está en equilibrio con B(OH)4- + H3O+

Del mismo modo, la hidrólisis de los iones metálicos produce iones como el [Al(H2O)6]3+ que se comportan como ácidos débiles:[7]

[Al(H2O)6]3+ + H2O está en equilibrio con [Al(H2O)5(OH)]2+ + H3O+

Constante de equilibrio[editar]

Una constante de disociación ácida es un ejemplo particular de una constante de equilibrio. Para el equilibrio específico entre un ácido monoprótico, HA y su base conjugada A- en agua:

HA + H2O está en equilibrio con A- + H3O+

la constante de equilibrio termodinámica, KStrikeO.png puede definirse por:[8]

K^{\ominus} =\mathrm{\frac{\{A^-\} \{H_3O^+\}} {\{HA\} \{H_2O\}}}

donde {A} es la actividad de la especie química A, etc. KStrikeO.png es adimensional ya que la actividad no tiene dimensiones . Las actividades de los productos de disociación están colocados en el numerador, las actividades de los reactivos están colocadas en el denominador. Ver coeficiente de actividad para una deducción de esta expresión.

Puesto que la actividad es el producto de la concentración y el coeficiente de actividad (γ) la definición podría también escribirse como:

K^{\ominus} = \mathrm{\frac{[A^-] [H_3O^+]}{[HA] [H_2O]}\times \frac{\gamma_{A^-}\gamma_{H_3O^+}}{\gamma_{HA}\gamma_{H_2O}} =\mathrm{\frac{[A^-] [H_3O^+]}{[HA] [H_2O]}}\times\Gamma}

donde [HA] representa la concentración de HA y Γ es un cociente de coeficientes de actividad.

Ilustración del efecto de la fuerza iónica en el pKa de un ácido. En esta figura, el pKa del ácido acético disminuye con el incremento de la fuerza iónica, pasa de 4.8 en agua pura (fuerza iónica cero) y se hace aproximadamente constante a 4,45 para fuerzas iónicas por encima de 1 molar de nitrato de sodio, NaBO3.
Variación del pKa del ácido acético con la fuerza iónica.

Para evitar las complicaciones que implica el uso de actividades, las constantes de disociación se determinan, cuando es posible, en un medio de alta fuerza iónica, es decir, bajo condiciones en las que Γ se puede suponer que es siempre constante.[8] por ejemplo, el medio puede ser una solución de 0.1 M de nitrato de sodio o 3 M de perclorato de potasio (1 M = 1 mol·dm−3, una unidad de concentración molar). Además, en todos, salvo en las soluciones más concentradas se puede suponer que la concentración de agua, [H2O], es constante, aproximadamente 55 mol·dm−3. Dividiendo KStrikeO.png por los términos constantes y escribiendo [H+] para la concentración de hidronio, se obtiene la expresión:

K_{\mathrm a} = \mathrm{\frac{[A^-] [H^+]}{[HA]}}

Esta es la definición de uso común.[9] pKa se define como -log10Ka. Nótese, sin embargo, que todos los valores de las constantes de disociación publicados se refieren al medio iónico específico utilizado en su determinación y que se obtienen diferentes valores con distintas condiciones, como se muestra para ácido acético en la ilustración anterior. Cuando las constantes publicadas se refieren a una fuerza iónica que no sea la requerida para una aplicación particular, puede ajustarse mediante la teoría de iones específicos (SIT) y otras teorías.[10]

AunqueKa parece tener la dimensión de concentración, de hecho, debe ser adimensional o no sería posible obtener su logaritmo. La ilusión es el resultado de omitir el término constante [H_2O] de la definición de la expresión. Sin embargo, no es inusual, sobre todo en textos relativos a equilibrios bioquímicos, ver un valor citado con una dimensión como, por ejemplo, "Ka = 300 M".

Ácidos monopróticos[editar]

Variación del porcentaje (%) de formación de un ácido monoprótico, AH, y su base conjugada, A-, con la diferencia entre el pH y el pKa del ácido.

Después de modificar la expresión que defineKa tomando logaritmos y poniendo pH =-log 10 [H+] se obtiene:

\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_{\mathrm a} - \log\mathrm{\frac{[A^-]}{[HA]}}

Esta es una forma de la ecuación de Henderson-Hasselbalch, de la que pueden obtenerse las siguientes conclusiones:

  • A mitad de la neutralización [AH]/[A-] = 1; dado que log (1) = 0, el pH a mitad de la neutralización es numéricamente igual al pKa. Inversamente, cuando el pH = pKa, la concentración de AH es igual a la concentración de A-.
  • La región tamponada se extiende sobre el intervalo aproximado pKa ± 2, aunque el tamponamiento es débil fuera del rango de pKa ± 1. Cuando pKa ± 1, entonces [AH]/[A-] = 10 o 1/10.
  • Si se conoce el pH, se puede calcular la relación [AH]/[A-]. Esta relación es independiente de la concentración analítica del ácido.

En el agua, los valores medibles de pKa varían en un rango que va desde alrededor de -2 para un ácido fuerte a cerca de 12 para un ácido muy débil (o base fuerte). Todos los ácidos con un valor de pKa menores que -2 están disociados más del 99 % a un pH de 0 (1 M de ácido). Esto se conoce como efecto nivelador del disolvente ya que todos los ácidos parecen estar al mismo nivel de ácidos fuertes, independientemente de sus valores de pKa. Asimismo, todas las bases con un valor de pKa mayor que el límite superior están desprotonadas en más del 99 % para todos los valores posibles de pH y se clasifican como bases fuertes.[3]

Un ejemplo de ácido fuerte es el ácido clorhídrico, HCl que tiene un valor de pKa, estimado a partir de medidas termodinámicas de -9,3 en agua.[11] La concentración de ácido no disociado en una solución 1 mol·dm−3 sería menor del 0.01 % de las concentraciones de los productos de disociación. Se dice que el ácido clorhídrico está completamente disociado en solución acuosa porque la cantidad de ácido no disociado es imperceptible. Cuando se conocen el pKa y la concentración analítica del ácido, se puede calcular fácilmente la extensión de la disociación y el pH de una solución de un ácido monoprótico utilizando una tabla ICE (concentraciones iniciales, cambio y concentraciones en el equilibrio).

Un tampón de un pH deseado puede prepararse como una mezcla de un ácido débil y su base conjugada. En la práctica, la mezcla puede crearse disolviendo el ácido en agua, y agregando la cantidad necesaria de ácido o base fuerte. El pKa del ácido debe ser inferior a dos unidades de diferencia del pH de destino.

Ácidos polipróticos[editar]

los ácidos con más de un átomo de hidrógeno ionizable se denominan ácidos poliprótidos, y tienen muchos estados de desprotonación, también llamados especies. Esta muestra el porcentaje relativo de las diferentes especies protonadas del ácido fosfórico H3PO4 en función del pH de la solución. El ácido fosfórico tiene tres átomos de hidrógeno ionizables cuyos pKa están alrededor de 2, 7 y 12. A pH inferior a 2 predomina la especie triplemente protonada H3PO4; la especie doblemente protonada H2PO4- predomina alrededor de pH 5; la especie monoprotonada HPO42- predomina alrededor de pH 9 y la especie desprotonada PO43- predomina por encima de pH 12.
Porcentaje de formación de especies en función del pH.
Esta imagen muestra el porcentaje relativo de especies protonadas de ácido cítrico en función del pH. Elácido cítrico tiene tres átomos de hidrógeno ionizables y por tanto, tres valores de pKa. Antes del menor pKa, prevalece la especie triplemente protonada; entre el pKa menor y el intermedio, prevalece la forma doblemente protonada; entre el intermedio y el más alto pKa, prevalece la especie monoprotonada; y por encima del pKa más alto, predomina la forma desprotonada del ácido cítrico.
Porcentaje de formación de especies calculada con el programa HySS para una solución 10 milimolar de ácido cítrico. pKa1=3.13, pKa2 = 4.76, pKa3=6.40.

Los ácidos polipróticos son ácidos que pueden perder más de un protón. La constante de disociación para el primer protón puede indicarse como Ka1 y las constantes de disociación de los sucesivos protones como Ka2, etc. El ácido fosfórico, H3PO4, es un ejemplo de ácido poliprótido que puede perder tres protones.

equilibrio Valor de pKa
H3PO4 está en equilibrio con H2PO4 + H+ pKa1 = 2.15
H2PO4 está en equilibrio con HPO42− + H+ pKa2 = 7.20
HPO42− está en equilibrio con PO43− + H+ pKa3 = 12.37

Cuando la diferencia entre valores sucesivos de pK es de alrededor de cuatro o más unidades, como en este ejemplo, cada especie puede considerarse como un ácido por derecho propio.[12] De hecho, las sales de H2PO4 pueden cristalizarse de una solución ajustando el pH alrededor de 5.5 y las sales de HPO42− pueden cristalizarse de la solución ajustando el pH alrededor de 10. El diagrama de distribución de especies muestra que las concentraciones de los dos iones son máximas a pH 5.5 y 10.

Cuando la diferencia entre valores sucesivos de pK es menor que aproximadamente cuatro hay superposición entre el rango de pH de existencia de las especies en equilibrio. A menor diferencia, mayor solapamiento. El caso del ácido cítrico se muestra a la derecha; las soluciones de ácido cítrico están tamponadas en el rango completo de pH de 2,5 a 7,5.

En general, es cierto que los sucesivos valores de pK aumentan (Primera regla de Pauling).[13] por ejemplo, para un ácido diprótico, H2A, los dos equilibrios son:

H2A está en equilibrio con HA + H+
HA está en equilibrio con A2− + H+

se puede observar que el segundo protón se retira de una especie cargada negativamente. Dado que el protón tiene una carga positiva se necesita un trabajo extra para arrancarlo; esta es la causa de la tendencia señalada anteriormente. Los (anteriores) valores para el ácido fosfórico ilustran esta regla, al igual que los valores del ácido vanádico, H3VO4. Cuando se encuentra una excepción a la regla indica que está ocurriendo un cambio importante en la estructura. En el caso de VO2+ (aq), el vanadio tiene geometría molecular octaédrica, (número de coordinación 6), mientras que el ácido vanádico tiene geometría molecular tetraédrica, (número de coordinación 4). Esta es la explicación de porqué pKa1 > pKa2 para los oxoácidos de vanadio (V).

equilibrio Valor de pKa
[VO2(H2O)4]+ está en equilibrio con H3VO4 + H+ + 2H2O pKa1 = 4.2
H3VO4 está en equilibrio con H2VO4 + H+ pKa2 = 2.60
H2VO4 está en equilibrio con HVO42− + H+ pKa3 = 7.92
HVO42− está en equilibrio con VO43− + H+ pKa4 = 13.27

Autoionización del agua[editar]

El agua tiene propiedades tanto ácidas como básicas. La constante de equilibrio para el equilibrio:

2 H2O está en equilibrio con OH + H3O+

viene dada por:

K_{\mathrm a}=\mathrm{\frac{[H_3O^+] [OH^-]}{[H_2O]^2}}

Cuando, como suele ser usual, la concentración de agua se puede considerar constante, esta expresión puede reemplazarse por:

K_{\mathrm w} =[\mathrm{H_3O}^+] [\mathrm{OH}^-]\,

El valor de Kw en condiciones estándar es 1.0×10−14. La constante de autoionización del agua, Kw, es por tanto, un caso especial de constante de disociación ácida.

Bases[editar]

Históricamente, la constante de equilibrio Kb para una base se ha definido como la constante de asociación para la protonación de la base, B, a la forma ácida conjugada, HB+. Normalmente se obtiene a partir del valor de Ka.

B + H2O está en equilibrio con HB+ + OH

Utilizando un razonamiento similar al usado anteriormente:

K_{\mathrm b} = \mathrm{\frac{[HB^+] [OH^-]}{[B]}}

En agua, la concentración del ion hidróxido, [OH], se relaciona con la concentración del ion hidrógeno mediante Kw = [H+] [OH], por tanto:

\mathrm{[OH^-]} = \frac{K_{\mathrm w}}{\mathrm{[H^+]}}

La sustitución de la expresión de [OH] en la expresión de Kb da:

K_{\mathrm b} = \frac{[\mathrm{HB^+}]K_{\mathrm w}}{\mathrm{[B] [H^+]}} = \frac{K_{\mathrm w}}{K_{\mathrm a}}

Cuando Ka, Kb y Kw se determinan en las mismas condiciones de temperatura y fuerza iónica, se sigue, tomando logaritmos que pKb = pKw - pKa. En solución acuosa a 25 °C, pKw es 13.9965,[14] así pKb ~ 14 - pKa. En efecto, no hay necesidad de definir pKb de forma separada de pKa, pero se hace aquí porque los valores de pKb pueden encontrarse en la literatura antigua.

Dependencia de la temperatura[editar]

Todas las constantes de equilibrio varían con la temperatura de acuerdo con la ecuación de van't Hoff[15]

\frac {\operatorname{d} \ln K} {\operatorname{d}T} = \frac{{\Delta H}^{\ominus}} {RT^2}

R es la Constante universal de los gases ideales y T es la temperatura absoluta . Así, para las reacciones exotérmicas, (el cambio de entalpía estándar, ΔHStrikeO.png, es negativo) K disminuye con la temperatura, pero para las reacciones endotérmicasHStrikeO.png es positivo) K aumenta con la temperatura.

Acidez en soluciones no acuosas[editar]

Un disolvente es más probable que promueva la ionización de una molécula ácida disuelta en las siguientes circunstancias.[16]

  1. Si es un disolvente prótico, capaz de formar enlaces de hidrógeno.
  2. Si tiene un alto número donador, por lo que es una base de Lewis fuerte.
  3. Si tiene una alta constante dieléctrica (permitividad relativa), por lo que es un buen disolvente de especies iónicas.

Los valores de pKa de los compuestos orgánicos a menudo se obtienen utilizando disolventes apróticos dimetilsulfóxido (DMSO)[16] y acetonitrilo (ACN).[17]

Propiedades de los disolventes a 25oC
Disolvente Número donador[16] Constante dieléctrica[16]
Acetonitrilo 14 37
Dimetilsulfóxido 30 47
Agua 18 78

El DMSO se utiliza ampliamente como una alternativa al agua porque tiene una constante dieléctrica menor que el agua, y es menos polar, disolviendo por ello más fácilmente las sustancias hidrofóbicas no polares. Tiene un rango de pKa medible entre 1 y 30. El acetonitrilo es menos básico que el DMSO, y, por ello, en general, los ácidos son más débiles y las bases más fuertes en este disolvente. Algunos valores de pKa a 25 o C para el acetonitrilo (ACN)[18] [19] [20] y el dimetilsulfóxido (DMSO)[21] se muestran en las siguientes tablas. Los valores para el agua se incluyen a título comparativo.

Valores de pKa de ácidos
HA está en equilibrio con A + H+ ACN DMSO agua
ácido p-Toluenosulfónico 8.5 0.9 fuerte
2,4-Dinitrofenol 16.66 5.1 3.9
Ácido Benzoico 21.51 11.1 4.2
Ácido Acético 23.51 12.6 4.756
Fenol 29.14 18.0 9.99
BH+ está en equilibrio con B + H+
Pirrolidina 19.56 10.8 11.4
Trietilamina 18.82 9.0 10.72
1,8-Bis(dimetilamino)naftaleno{{ |11}} 18.62 7.5 12.1
Piridina 12.53 3.4 5.2
Anilina 10.62 3.6 9.4

La ionización de los ácidos es menor en un disolvente acídico que en el agua. Por ejemplo, el cloruro de hidrógeno es un ácido débil cuando se disuelve en ácido acético. Esto es debido a que el ácido acético es una base mucho más débil que el agua.

HCl + CH3CO2H está en equilibrio con Cl + CH3C(OH)2+
ácido + base está en equilibrio con base conjugada + ácido conjugado

Compare esta reacción con lo que ocurre cuando el ácido acético se disuelve en el disolvente más acídico ácido sulfúrico puro[22]

H2SO4 + CH3CO2H está en equilibrio con HSO4 + CH3C(OH)2+

La especie poco probable diol geminal diol CH3C(OH)2+ es estable en estos entornos. Para soluciones acuosas la función de acidez más adecuada es la escala de pH.[23] Se han propuesto otras funciones de acidez para medios no acuosos, la más notable es la función de acidez de Hammett, H0, para medios superácidos y su versión modificada H para medios superbásicos.[24]

Dimerización de un ácido carboxílico.

En disolventes apróticos, se pueden formar oligómeros por enlace de hidrógeno, como el conocido dímero del ácido acético. Un ácido también puede formar enlaces de hidrógeno con su base conjugada. Este proceso, conocido como homoconjugación, tiene el efecto de aumentar la acidez de los ácidos, reduciendo sus valores efectivos de pKa, mediante la estabilización de la base conjugada. La homoconjugación aumenta en un factor de casi 800 el poder donador de protones del ácido toluenosulfónico en una solución de acetonitrilo.[25] En soluciones acuosas, la homoconjugation no se produce, porque el agua forma enlaces de hidrógeno más fuertes a la base conjugada que al ácido.

Mezcla de disolventes[editar]

pKa del ácido acético en mezclas dioxano/agua. Datos a 25oC de Pine et al.[26]

Cuando un compuesto tiene una solubilidad limitada en agua es una práctica corriente (en la industria farmacéutica, por ejemplo) determinar los valores de pKa en una mezcla de disolventes tal como agua/dioxano o agua/metanol, en las que el compuesto es más soluble.[27] En el ejemplo que se muestra a la derecha, el valor de pKa aumenta bruscamente con el porcentaje creciente de dioxano al disminuir la constante dieléctrica de la mezcla.

Un valor de pKa obtenido en una mezcla de disolventes no puede utilizarse directamente para soluciones acuosas. La razón de esto es que cuando el disolvente está en su estado estándar su actividad se “define” como la unidad. Por ejemplo, el estado estándar del agua:dioxano 9:1 es precisamente la mezcla disolvente, sin solutos añadidos. Para obtener el valor de pKa para utilizar en disoluciones acuosas tienen que ser extrapolados a una concentración de codisolvente de cero a partir de los valores obtenidos de varias mezclas de codisolvente.

Estos hechos quedan ocultados por la omisión del disolvente en la expresión que se utiliza normalmente para definir el pKa pero los valores de pKa obtenidos en una determinada mezcla de disolventes dada se puede comparar con cualquier otra, dando las fuerzas ácidas relativas. Lo mismo es cierto para los valores de pKa obtenidos en un disolvente no acuoso particular tal como el DMSO.

Hasta el momento actual, no se ha desarrollado una escala de constantes de disociación universal e independiente del disolvente, ya que no se conoce la forma de comparar los estados estándar de dos disolventes diferentes.

Factores que afectan a los valores de pKa[editar]

La segunda regla de Pauling establece que el valor del primer pKa para los ácidos de fórmula XmO(OH)n es aproximadamente independiente de n y X, y es de aproximadamente 8 para m = 0; 2 para m = 1; -3 para m = 2 y <-10 para m = 3.[13] Esto está relacionado con el estado de oxidación del átomo central, X: cuanto mayor sea el estado de oxidación más fuerte es la fuerza del oxoácido. Por ejemplo, el pKa para el HClO es de 7,2, para el HClO2 es de 2,0, para el HClO3 es -1 y el HclO4 es un ácido fuerte.

Fumaric acid.
Maleic acid.
proton sponge.

Con los ácidos orgánicos los efectos inductivos y los efecto mesómeros afectan a los valores de pKa. Un ejemplo sencillo es el proporcionado por el efecto de la sustitución de los átomos de hidrógeno en el ácido acético por el átomo más electronegativo de cloro. El efecto de atracción de los electrones de los sustituyentes hace la ionización más fácil, por lo que los sucesivos valores de pKa disminuyen en la serie 4,7, 2,8, 1,3 y 0,7, cuando están presentes 0, 1, 2 o 3 átomos de cloro.[28] La ecuación de Hammett, proporciona una expresión general para el efecto de los sustituyentes.[29]

log Ka = log Ka0 + ρσ.

Ka es la constante de disociación de un compuesto sustituido, Ka0 es la constante de disociación cuando el sustituyente es hidrógeno, ρ es una propiedad del compuesto sin sustituir y σ tiene un determinado valor para cada sustituyente. Un gráfico de logKa frente a σ es una línea recta, con ordenada en el origen logKa0 y pendiente ρ. Este es un ejemplo de una relación lineal de energía libre donde el logKa es proporcional a la variación de energía libre estándar. Originalmente Hammett[30] formulo la relación con los datos del ácido benzoico con diferentes sustituyentes en posiciones orto- y para-: algunos valores numéricos están en ecuación de Hammett. Este y otros estudios permiten ordenar los sustituyentes de acuerdo con su poder de atracción de electrones o de repulsión de electrones, y distinguir entre los efectos inductivos y mesómeros.[31] [32]

Los alcoholes normalmente no se comportan como ácidos en agua, pero la presencia de un doble enlace adyacente al grupo OH puede disminuir considerablemente el pKa por el mecanismo de tautomería ceto-enólica. El ácido ascórbico es un ejemplo de este efecto. La dicetona 2,4-pentanodiona (acetilacetona) es también un ácido débil a causa del equilibrio ceto-enólico. En compuestos aromáticos, tales como el fenol, que tienen un sustituyente OH, la conjugación con el anillo aromático en su conjunto aumenta en gran medida la estabilidad de la forma desprotonada.

Los efectos estructurales también pueden ser importantes. La diferencia entre ácido fumárico y ácido maleico es un clásico ejemplo. El ácido fumárico es el ácido (E)-1,4-but-2-enodioico, un isómero trans, mientras que el ácido maleico es el correspondiente isómero cis, es decir, el ácido (Z)-1,4-but-2-enodioico (ver isomería cis-trans). El ácido fumárico tiene valores de pKa de aproximadamente 3.5 y 4.5. Por el contrario, el ácido maleico tiene valores de pKa de aproximadamente 1.5 y 6.5. La razón de esta gran diferencia es que cuando se retira un electrón del isómero cis- (ácido maleico) se forma un fuerte enlace de hidrógeno intramolecular con el cercano grupo carboxilo restante. Esto favorece la formación del maleato-H+, y se opone a la eliminación del segundo protón desde esa especie. En el isómero trans, los dos grupos carboxilos están siempre muy alejados, por lo que no se observa el enlace de hidrógeno.[33]

El 1,8-bis(dimetilamino)naftaleno, tiene un valor de pKa de 12,1. Esta es una de las bases de amina más fuerte conocidas. La alta basicidad se atribuye al alivio de la tensión sobre la protonación y los fuertes enlaces de hidrógeno internos.[34] [35]

También cabe mencionar en esta sección los efectos del disolvente y de la solvatación. Resulta que, estas influencias son más sutiles que las de un medio dieléctrico como el anteriormente mencionado. Por ejemplo, el orden de basicidad esperado para las metilaminas en fase gaseosa (por los efectos electrónicos de los sustituyentes metilo) y observado:

Me3N > Me2NH > MeNH2 > NH3

es modificado por el agua a:

Me2NH > MeNH2 > Me3N > NH3

Las moléculas de metilamina neutras están enlazadas por puentes de hidrógeno a las moléculas de agua principalmente por interacción a través de un receptor, N-HOH, y solo de vez en cuando con más de un enlace donante, NH-OH 2. Por lo tanto, metilaminas se estabilizan casi en la misma medida por hidratación, independientemente del número de grupos metilo. En marcado contraste, los cationes metilamonio correspondientes siempre utilizar 'todos' los protones disponibles para los donantes NH-OH 2 enlaces. La estabilización relativa de los iones de metilamonio, disminuye por tanto con el número de grupos metilo explicando el orden de basicidad en el agua de las metilaminas.[36]

Termodinámica[editar]

Una constante de equilibrio está relacionada con la variación de la energía libre estándar de la reacción, así para una constante de disociación ácida:

ΔGStrikeO.png = -RT ln Ka

R es la constante de los gases y T es la temperatura absoluta. Note que pKa= -log Ka y 2.303 ≈ ln 10. A 25 °C ΔGStrikeO.png en kJ·mol−1 = 5,708 pKa (1 kJ·mol−1 = 1000 Julios per mol). La energía libre se compone de un término de entalpía y un término de entropía.[37]

ΔGStrikeO.png = ΔHStrikeO.png - TΔSStrikeO.png

La variación de entalpía estándar se puede determinar bien por calorimetría o bien utilizando la ecuación de Van't Hoff, aunque el método calorimétrico es preferible. Cuando tanto la variación de entalpía estándar como la constante de disociación ácida se han medidos, la variación de entropía estándar se calcula fácilmente a partir de la ecuación anterior. En la tabla siguiente, los términosde entropía se han calculado a partir de los valores experimentales de pKa e ΔHStrikeO.png. Los datos fueron cuidadosamente seleccionados y referidos a 25 °C y fuerza iónica cero, en agua.[37]

Ácidos
Compuesto Equilibrio pKa ΔHStrikeO.png /kJ·mol−1 TΔSStrikeO.png /kJ·mol−1
HA = Ácido acético HA está en equilibrio con H+ + A 4.756 −0.41 27.56
H2A+ = GlicinaH+ H2A+ está en equilibrio con HA + H+ 2.351 4.00 9.419
HA está en equilibrio con H+ + A 9.78 44.20 11.6
H2A = Ácido maleico H2A está en equilibrio con HA + H+ 1.92 1.10 9.85
HA está en equilibrio con H+ + A2− 6.27 −3.60 39.4
H3A = Ácido cítrico H3A está en equilibrio con H2A + H+ 3.128 4.07 13.78
H2A está en equilibrio con HA2− + H+ 4.76 2.23 24.9
HA2− está en equilibrio con A3− + H+ 6.40 −3.38 39.9
HA = Ácido bórico HA está en equilibrio con H+ + A 9.237 13.80 38.92
H3A = Ácido fosfórico H3A está en equilibrio con H2A + H+ 2.148 −8.00 20.26
H2A está en equilibrio con HA2− + H+ 7.20 3.60 37.5
HA2− está en equilibrio con A3− + H+ 12.35 16.00 54.49
HA = Hidrógeno sulfato HA está en equilibrio con A2− + H+ 1.99 −22.40 33.74
H2A = Ácido oxálico H2A está en equilibrio con HA + H+ 1.27 −3.90 11.15
HA está en equilibrio con A2− + H+ 4.266 7.00 31.35
Ácido conjugado de bases
Compuesto Equilibrio pKa ΔHStrikeO.png /kJ·mol−1 TΔSStrikeO.png /kJ·mol−1
B = Amoníaco HB+ está en equilibrio con B + H+ 9.245 51.95 0.8205
B = Metilamina HB+ está en equilibrio con B + H+ 10.645 55.34 5.422
B = Trietilamina HB+ está en equilibrio con B + H+ 10.72 43.13 18.06

El primer punto a destacar es que, cuando pKa es positivo, la variación de energía estándar para la reacción de disociación también es positiva; esto es, la disociación de un ácido débil no es un proceso espontáneo. Segundo, algunas reacciones son exotérmicas y otras son endotérmicas, pero, cuando ΔHStrikeO.png is negative −TΔSStrikeO.png es el factor dominante, el cual determina que ΔGStrikeO.png sea positivo. Finalmente, la contribución de la entropía es siempre desfavorable en estas reacciones.

Téngase en cuenta que la variación de energía estándar de la reacción es para los cambios desde los reactivos en sus estados estándar hasta los productos en sus estados estándar. La variación de energía libre en el equilibrio es cero, ya que los potenciales químicos de reactivos y productos son iguales en el equilibrio.

Determinación experimental[editar]

Curva de valoración calculada para el ácido oxálico valorado con una solución de hidróxido de sodio.

La determinación experimental de los valores de pKa se realiza normalmente por medio de valoraciones (o titulaciones) en un medio de alta fuerza iónica y a temperatura constante.[38] Un procedimiento típico podría ser como sigue. Una solución del compuesto en el medio se acidifica con un ácido fuerte hasta el punto en que el compuesto está completamente protonado. La solución se valora entonces con una base fuerte hasta que todos los protones han sido arrancados. En cada punto de la valoración se mide el pH utilizando un electrodo de vidrio y un pH-metro. Las constantes de equilibrio se encuentran ajustando los valores calculados de pH a los valores observados, utilizando el método de mínimos cuadrados.[39]

El volumen total de base fuerte añadida debe ser pequeña comparado con el volumen inicial de solución a valorar, a fin de mantener la fuerza iónica aproximadamente constante. Esto asegurará que pKa permanece invariable durante la valoración.

Un curva de valoración calculada para el ácido oxálico se muestra a la derecha. El ácido oxálico tiene valores de pKa de 1,27 and 4,27. Por lo tanto, las regiones de tamponamiento estarán centradas alrededor de pH 1,3 y pH 4,3. Las regiones de tamponamiento llevan la información necesaria para obtener los valores de pKa así cómo la variación de las concentraciones del ácido y su base conjugada en una región tampón.

Entre las dos regiones buffer hay un punto final de la valoración o punto de equivalencia, donde el pH se modifica en alrededor de dos unidades. Este punto final no es claro y es típico de un ácido diprótico cuyas zonas de amortiguamiento se superponen un poco: pKa2 - pKa1 es aproximadamente de tres unidades en este ejemplo. (Si la diferencia en los valores de pK fuera de alrededor de dos o menos, el punto final podría no ser detectable.) El segundo punto final comienza cerca de pH 6,3 y es nítido. Esto indica que todos los protones han sido eliminados. Cuando ocurre esto, la solución no está tamponada y el pH se eleva abruptamente con la adición de una pequeña cantidad de base fuerte. Sin embargo, el pH no seguirá aumentando indefinidamente. Una nueva región de tamponamiento comienza alrededor de pH 11 (pKw - 3), que es donde la autoionización del agua se hace importante.

Es muy difícil medir valores de pH menores de dos en solución acuosa con un electrodo de vidrio, porque la ecuación de Nernst deja de servir a valores tan bajos de pH. Para determinar valores de pK de menos de alrededor de 2 o de más de alrededor de 11valores de menos de aproximadamente 2 o más de alrededor de 11 se pueden utilizar medidas espectrofotométricas[40] o RMN[9] [41] en lugar de, o combinadas con, medidas de pH.[42]

Cuando no se puede utilizar el electrodo de vidrio, como en soluciones no acuosas, se utilizan frecuentemente métodos espectrofotométricos.[19] Esto puede incluir medidas de absorbancia o fluorescencia. En ambos casos se supone que la cantidad medida es proporcional a la suma de las contribuciones de cada especie fotoactiva; con las medidas de absorbancia se supone que se aplica la ley de Beer-Lambert.

Las soluciones acuosas con agua normal no se pueden utilizar para medidas de RMN de 1H sino que en su lugar se debe utilizar agua pesada, D2O. Los datos de RMN de 13C, sin embargo, se pueden utilizar con agua normal y los espectros de RMN de 1H se pueden utilizar con medios no acuosos. Las cantidades medidas con RMN son la duración promedio de los desplazamientos químicos, como el intercambio de protones es rápido en la escala de tiempo de RMN, pueden medirse otros desplazamientos químicos, como los de 31P.

Microconstantes[editar]

Espermina.

Una base como la espermina tiene unos pocos sitios diferentes donde puede ocurrir la protonación. En este ejemplo, el primer protón puede ir al grupo -NH2 terminal, o a cualquiera de los grupos -NH- internos. Los valores de pKa para la disociación de la espermina protonada en uno u otro de los sitios son ejemplos de microconstantes. No pueden determinarse directamente mediante medidas de pH, absorbancia, fluorescencia o RMN. Sin embargo, el sitio de protonación es muy importante para las funciones biológicas, así se han desarrollado métodos matemáticos para la determinación de microconstantes.[43]

Aplicaciones e importancia[editar]

El conocimiento de los valores de pKa es importante para el tratamiento cuantitativo de sistemas que implican equilibrios ácido-base en solución. Existen muchas aplicaciones en bioquímica; por ejemplo, los valores de pKa de las cadenas laterales de las proteínas y aminoácidos son de gran importancia para la actividad de las enzimas y la estabilidad de las proteínas.[44] Los valores de los pKa de las proteínas no siempre pueden medirse directamente, pero pueden calcularse utilizando métodos teóricos. Las soluciones tampón se utilizan ampliamente para proporcionar soluciones en o cerca del pH fisiológico para el estudio de reacciones bioquímicas;[45] el diseño de estas soluciones depende de un conocimiento de los valores de los pKa de sus componentes. Soluciones tampón importantes incluyen el MOPS, que proporciona una solución con pH 7.2, y tricina, que se utiliza en electroforesis en gel.[46] [47] El tamponamiento es una parte esencial de la fisiología ácido-base incluyendo la hemostasis ácido-base,[48] y es clave para entender desórdenes tales como el desequilibrio ácido-base.[49] [50] [51] El punto isoeléctrico de una molécula dad es función de sus valores de pK, así diferentes moléculas tienen puntos isoeléctricos diferentes. Esto permite una técnica llamada Isoelectroenfoque,[52] que se utiliza para la separación de proteínas por Electroforesis en gel bidimensional.

Las soluciones tampón también juegan un papel clave en química analítica. Se utilizan cuando hay una necesidad de fijar el pH de una solución a un valor determinado. En comparación con una solución acuosa, el pH de una solución tampón es relativamente insensible a la adición de una pequeña cantidad de ácido fuerte o de base fuerte. La capacidad de tamponamiento[53] de una solución tampón sencilla es mayor cuando el pH = pKa. En la extracción ácido-base, la eficiencia de la extracción de un compuesto en una fase orgánica, tal como un éter, se puede optimizar ajustando el pH de la fase acuosa utilizando un tampón adecuado. En el pH óptimo, la concentración de las especies eléctricamente neutras se maximiza, una especie así es más soluble en disolventes orgánicos que tienen una constante dieléctrica menor que en el agua. Esta técnica se utiliza para la purificación de ácidos y bases débiles.[54]

A indicador de pH es un ácido o base débil que cambia de color en el rango de transición de pH, que es aproximadamente pKa ± 1. El diseño de un indicador universal requiere de una mezcla de indicadores cuyos valores de pKa adyacentes difieren alrededor de dos unidades, de modo que sus rangos de transición de pH se solapan exactamente.

En farmacología la ionización de un compuesto altera su comportamiento físico y sus propiedades macroscópicas, tales como solubilidad y lipofilicidad (log p). Por ejemplo, la ionización de un compuesto aumentará la solubilidad en agua, pero disminuirá la lipofilicidad. Esto se explota en desarrollo de drogas para aumentar la concentración de un compuesto en la sangre ajustando el pKa de un grupo ionizable.[55]

El conocimiento de los valores de pKa es importante para la comprensión de los complejos de coordinación, que se forman por la interacción de un ion metálico, M+, actuando como un ácido de Lewis, con un ligando, L, actuando como base de Lewis. Sin embargo, el ligando también pueden experimentar reacciones de protonación, por lo que la formación de un complejo en solución acuosa podría representarse simbólicamente por la reacción:

[M(H2O)n]m+ +LH está en equilibrio con [M(H2O)n−1L](m−1)+ + H3O/sup>C de Pine et al.+

Para determinar la constante de equilibrio de esta reacción, en la que el ligando pierde un protón, debe conocerse el pKa de los ligandos protonados. En la práctica, el ligando puede ser poliprótico, por ejemplo el EDTA4- puede aceptar cuatro protones; en cuyo caso, deben conocerse todos los valores de pKa. Además, el ion metálico está sujeta a hidrólisis, es decir, se comporta como un ácido débil, por lo que los valores de pK para las reacciones de hidrólisis también deben ser conocidos.[56] La evaluación de los riesgos asociados con un ácido o una base requieren un conocimiento de los valores de pKa.[57] Por ejemplo, el cianuro de hidrógeno es un gas muy tóxico, porque el ion cianuro inhibe la enzima que contiene hierro citocromo c oxidasa. El cianuro de hidrógeno es un ácido débil en solución acuosa, con un pKa de cerca de 9. En soluciones fuertemente alcalinas, alrededor de pH 11, se deduce que el cianuro de sodio está "totalmente disociado" de modo que el riesgo debido al gas cianuro de hidrógeno es muy reducido. En solución ácida, por el contrario, es muy peligroso porque todo el cianuro está en forma de ácido. La ingestión de cianuro por vía oral, es potencialmente fatal, independiente del pH, debido a la reacción con la citocromo c oxidasa.

En ciencias del medioambiente los equilibrios ácido–base son importantes para los lagos[58] y ríos;[59] [60] por ejemplo, los ácidos húmicos son componentes importantes de las aguas naturales. Otro ejemplo ocurre en oceanografía química:[61] en orden a cuantificar la solubilidad del Fe (III) en agua de mar a varias salinidades, se determinaron los valores de pKa para la formación de los productos de hidrólisis del Fe (III), Fe(OH)2+, Fe(OH)2+ y Fe(OH)3, junto con el producto de solubilidad de los hidróxidos de hierro.[62]

Valores para sustancias comunes[editar]

Existen múltiples técnicas para determinar el pK, una de una sustancia química, dando lugar a algunas discrepancias entre distintas fuentes. Así los valores medidos varían típicamente en 0,1 unidades de una a otra. . Los datos presentados aquí se refieren a 25 °C, en agua.[3] [63] Se pueden encontrar más valores en termodinámica, más arriba.

Nombre del compuesto químico Equilibrio pKa
B = Adenina BH22+ está en equilibrio con BH+ + H+ 4.17
BH+ está en equilibrio con B + H+ 9.65
H3A = Ácido arsénico H3A está en equilibrio con H2A + H+ 2.22
H2A está en equilibrio con HA2− + H+ 6.98
HA2− está en equilibrio con A3− + H+ 11.53
HA = Ácido benzoico HA está en equilibrio con H+ + A 4.204
HA = Ácido butanoico HA está en equilibrio con H+ + A 4.82
H2A = Ácido crómico H2A está en equilibrio con HA + H+ 0.98
HA está en equilibrio con A2− + H+ 6.5
B = Codeína BH+ está en equilibrio con B + H+ 8.17
HA = Cresol HA está en equilibrio con H+ + A 10.29
HA = Ácido fórmico HA está en equilibrio con H+ + A 3.751
HA = Ácido fluorhídrico HA está en equilibrio con H+ + A 3.17
HA = Ácido cianhídrico HA está en equilibrio con H+ + A 9.21
HA = Seleniuro de hidrógeno HA está en equilibrio con H+ + A 3.89
HA = Peróxido de hidrógeno (90 %) HA está en equilibrio con H+ + A 11.7
HA = Ácido láctico HA está en equilibrio con H+ + A 3.86
HA = Ácido propanoico HA está en equilibrio con H+ + A 4.87
HA = Fenol HA está en equilibrio con H+ + A 9.99
H2A = L-(+)-ácido ascórbico H2A está en equilibrio con HA + H+ 4.17
HA está en equilibrio con A2− + H+ 11.57

Véase también[editar]

Referencias[editar]

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  53. Reactions of Acids and Bases in Analytical Chemistry. Masson, M.R. (translation editor). Horwood. 1987. ISBN 0853123306.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda)
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  58. West, D.M.; Holler, J.F.; Crouch, S.R. (2004). Fundamentals of Analytical Chemistry (8th edición). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035523-0.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda) Capítulo 9-6: Acid Rain and the Buffer Capacity of Lakes
  59. Morgan, J.J. (1996). Water Chemistry. New York: Wiley. ISBN 0471051969.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda)
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  61. Chemical Oceanography (3rd edición). London: Taylor and Francis. 2006. ISBN 0849322804.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda)
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  63. Lange's Handbook of Chemistry (18th edición). McGraw–Hill. 2005. ISBN 0071432205.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda) Capítulo 8

Otras lecturas[editar]

  • Serjeant, E.P. (1971). The Determination of Ionization Constants: A Laboratory Manual. Chapman & Hall. ISBN 0412103001.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda) (Edición anterior publicada como Ionization constants of acids and bases. London (UK): Methuen. 1962. )
  • Jones, L. (2008). Chemical Principles: The Quest for Insight (4th edición). W.H. Freeman. ISBN 1-4292-0965-8.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda)
  • Sharpe, A.G. (2008). Inorganic chemistry (3rd edición). Prentice Hall. ISBN 0131755536.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda) (Disolventes no acuosos)
  • Reactions of Acids and Bases in Analytical Chemistry. Horwood. 1987. ISBN 0853123306.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda) (editor de traducción: Mary R. Masson)
  • Dempsey, B.; Serjeant, E.P. (1981). pKa Prediction for Organic Acids and Bases. Chapman & Hall. ISBN 041222190X.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda)
  • Solvents and Solvent Effects in Organic Chemistry (3rd edición). Wiley-VCH. 2003. ISBN 3-527-30618-8.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda) Capítulo 4: Solvent Effects on the Position of Homogeneous Chemical Equilibria.
  • West, D.M.; Holler, J.F.; Crouch, S.R. (2004). Fundamentals of Analytical Chemistry (8th edición). Thomson Brooks/Cole. ISBN 0-03-035523-0.  Parámetro desconocido |primero= ignorado (se sugiere |nombre=) (ayuda); Parámetro desconocido |último= ignorado (se sugiere |apellido=) (ayuda); |coautores= requiere |autor= (ayuda)

Enlaces externos[editar]

Extensa bibliografía de valores de pKa en DMSO, acetonitrilo, THF, heptano, 1,2-dicloroetano, y en fase gaseosa.
All-in-one freeware para cálculos de equilibrio de pH y ácido-base y para la simulación y análisis de curvas de valoración potenciométrica con hojas de cálculo.
Incluye una base de datos de valores de pKa en fase acuosa, no acuosa y fase gas utilizando SMILES (Simplified molecular input line entry specification) o número de registro CAS.
Valores de pKa para varios ácidos y bases. Incluye una tabla de productos de solubilidad.
Explanaciones de la relevancia de estas propiedades en farmacología.