Moc kwasu

Moc kwasu – termin określający zdolność kwasu do dysocjacji na jon wodorowy H⁺ i anion reszty kwasowej. Miarą tej mocy jest zazwyczaj ujemny logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji kwasu (K_a) w danych warunkach, oznaczany skrótem pK_a^[1].

pK_a = –log[K_a]

gdzie K_a to stała dysocjacji kwasu.

Im pK_a jest mniejsze, tym moc kwasu jest większa.

Np. dla kwasu solnego w wodzie^[a]

HCl + H₂O ⇌ H₃O⁺ + Cl⁻

${\displaystyle K_{a}={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [Cl^{-}]}{[HCl]}}\simeq 10^{7}}$

a zatem pK_a kwasu solnego w wodzie wynosi −7^[1][2].

Jednakże miary pK_a kwasu nie można stosować jako miary mocy bardzo stężonych i (przede wszystkim) bezwodnych kwasów, gdyż w takich warunkach ta wielkość przestaje oddawać realną moc kwasu (np. gdy jest więcej kwasu niż wody) lub traci sens (gdy nie ma w ogóle wody). W odniesieniu do mocnych kwasów, miary pK_a można stosować jedynie do rozcieńczonych roztworów, natomiast do roztworów stężonych stosuje się najczęściej funkcję kwasowości Hammetta. Pozwala ona stwierdzić, że stężony kwas siarkowy jest mocniejszy od kwasów solnego i azotowego, mimo że pK_a w roztworze rozcieńczonym przedstawia sytuację odwrotną^[3].

Moc kwasów w tych samych warunkach zewnętrznych zależy od ich struktury chemicznej. W przypadku prostych tlenowych kwasów nieorganicznych moc kwasu wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności centralnego atomu w reszcie kwasowej, natomiast dla kwasów beztlenowych zależność ta jest odwrotna^[1]. Moc kwasów karboksylowych wzrasta wraz z elektroujemnością grupy przyłączonej do reszty karboksylowej^[4].

Wartości pK_a wybranych kwasów

Nazwa kwasu	pKa
Kwas jodowodorowy: (HI)	–10
Kwas solny: (HCl)	–7
Kwas azotowy (rozcieńczony): (HNO3)	–3,33
Kwas siarkowy (rozcieńczony): (H2SO4)	–3 ^(x)
Kwas fosforowy: (H3PO4)	+2,12 ^(x)

^(x)pierwsza stała dysocjacji, pK_a1

W przypadku kwasów siarkowego i azotowego miara pK_a przedstawia jedynie ich moc w roztworach rozcieńczonych – moc tych kwasów stężonych i bezwodnych wyraża funkcja kwasowości Hammetta, która mówi, że są one mocniejsze m.in. od kwasu solnego, ponieważ występują w znacznie większych stężeniach^[3].

Kwasy wieloprotonowe (zawierające więcej niż jeden atom wodoru w cząsteczce) posiadają zwykle więcej wartości pK_a odpowiadające odrywaniu się kolejnych protonów (jonów wodorowych H⁺) w trakcie dysocjacji. Zazwyczaj pK_a pierwszego etapu dysocjacji jest znacznie mniejsze od pozostałych, a zatem można powiedzieć, że pierwszy odrywający się kation wodoru jest „bardziej kwaśny” od pozostałych. Np. dla kwasu fosforowego (H₃PO₄), pK_a1 = 2,12, pK_a2 = 7,21, pK_a3 = 12,67, odpowiadające równowagom:

H₃PO₄ + H₂O ⇌ H
2PO−
4 + H
3O+
    K₁=1,1×10⁻²

H
2PO−
4 + H₂O ⇌ HPO2−4 + H
3O+
    K₂=1,2×10⁻⁷

HPO2−
4 + H₂O ⇌ PO3−4 + H
3O+
      K₃=1,8×10⁻¹²

Wartość pK_a odpowiada wartości pH, dla której stężenie pozostających w równowadze cząsteczek kwasu na kolejnych stopniach dysocjacji jest takie samo, np.:

Wykres dysocjacji kwasu fosforowego^[5][6]

Moc kwasu określa m.in. zdolność do wypierania reszty kwasowej z soli w roztworach, a dokładnie decyduje o tym, w którą stronę jest przesunięta równowaga reakcji kwasu z daną solą. Kwas o większej mocy w reakcji z daną solą wypiera spontanicznie resztę kwasową pochodzącą ze słabszego kwasu, w wyniku czego powstaje słabszy kwas i sól mocnego kwasu. Reakcje w drugą stronę – tj. słabszego kwasu z solą mocniejszego kwasu też mogą zachodzić, ale ich równowaga jest silnie przesunięta w stronę substratów.

Mocne kwasy

Do mocnych kwasów zalicza się m.in. HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HClO₄, HNO₃ oraz inne kwasy o wysokich wartościach stałej dysocjacji.

Kwasy o mocy większej od kwasu siarkowego noszą nazwę superkwasów.

Zobacz też

• moc zasady

Uwagi

1. W rozcieńczonych roztworach stężenie wody przyjmuje się za stałe i pomija się je we wzorze na stałą dysocjacji^[1].

Przypisy

1. Dysocjacja kwasów i zasad w roztworach wodnych, [w:] AdamA. Bielański AdamA., Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, t. 1, Warszawa: PWN, 2002, s. 344–350, ISBN 83-01-13654-5 .
2. Właściwości alkoholi: kwasowość i zasadowość, [w:] JohnJ. McMurry JohnJ., Chemia organiczna, wyd. 2, t. 3, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2003, s. 641, ISBN 83-01-14102-6, OCLC 749167790 .
3. WitoldW. Mizerski WitoldW., Najmocniejsze kwasy, „Kurier Chemiczny”, 3/92, 1992 [dostęp 2020-04-07] . Brak numerów stron w czasopiśmie (przedruk w serwisie ChemFan).
4. Wpływ podstawienia na kwasowość, [w:] JohnJ. McMurry JohnJ., Chemia organiczna, wyd. 2, t. 4, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2003, s. 786–787, ISBN 83-01-14103-4, OCLC 749167790 .
5. FelisaF. Wolfe-Simon FelisaF., Paul C.W.P.C.W. Davies Paul C.W.P.C.W., Ariel D.A.D. Anbar Ariel D.A.D., Did nature also choose arsenic?, „International Journal of Astrobiology”, 8 (2), 2009, s. 69–74, DOI: 10.1017/S1473550408004394 [dostęp 2021-05-29]  (ang.).
6. CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R.D.R. Lide (red.), wyd. 88, Boca Raton: CRC Press, 2007, s. 5-92 – 5-93, ISBN 978-0-8493-0488-0  (ang.).

Bibliografia

• Otrzymywanie i właściwości kwasów, [w:] HejwowskaH. Stanisława HejwowskaH., Chemia. Vademecum maturalne, Gdynia: Wydawnictwo Pedagogiczne OPERON, 2006, s. 48, ISBN 83-7461-299-1 .