Constante de disociación ácida

Unaconstante de disociación ácida,Ka, (también conocida comoconstante de acidez, oconstante de ionización ácida)  es laconstante de equilibriode una reacción conocida comodisociaciónen el contexto de lasreacciones ácido-base. Además, esta constante sirve como medida relativa de lafuerza de un ácidoendisolución. Cuanto mayor es su valor, más fuerte es el ácido.
El equilibrio puede escribirse simbólicamente como:
dondeHAes unácidogenérico que se disocia dividiéndose enA, conocida comobase conjugadadel ácido, y elion hidrógenooprotón,H, que, en el caso de soluciones acuosas, existe como union hidroniosolvatado. En el ejemplo que se muestra en la figura,HArepresenta el ácido acético, yAel ion acetato. Las especies químicasHA,AyHse dice que están en equilibrio cuando susconcentracionesno cambian con el paso del tiempo. La constante de disociación se escribe normalmente como uncocientede las concentraciones de equilibrio (enmol/L), representado por[HA],[A] y [H]:
Debido a los muchosórdenes de magnitudque pueden abarcar los valores deKa, en la práctica se suele expresar la constante de acidez mediante una expresiónlogarítmicade la constante de acidez, elpKa, que es igual al -log10, y que también suele ser denominada constante de disociación ácida:
A mayor valor de pKa, la extensión de la disociación es menor. Un valor de cero o inferior implica que la constante de acidez es igual o superior a 1. En estos casos, un ácido no excesivamente concentrado, se encuentra totalmente disociado. Estos ácidos se consideranácidos fuertes, por definición. Por el contrario, aquellos ácidos que solo se disocian parcialmente, se denominanácidos débiles.​ Los ácidos débiles tienen un valor de pKaen un rango comprendido entre 0 y 14 en agua. Sin embargo, bajo determinadas condiciones de dilución, ácidos con pKaentre 0 y 2 pueden llegar a estar totalmente disociados, comportándose como si de un ácido fuerte se tratara, por lo que a menudo se les denomina ácidos moderadamente fuertes o no muy débiles. Los valores de pKasuperiores a 14 en agua, solo son teóricos, pues se trata de ácidos tan extremadamente débiles que añadidos a la disolución acuosa no reaccionan con el agua, mostrando esta un pH neutro de 7,0. En general, los valores de pKainferiores a 0 o superiores a 14 solo 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 comoalcoholes,acetonitriloydimetilsulfóxido.
La constante de disociación ácida es una consecuencia directa de latermodinámicasubyacente a la reacción de disociación de los ácidos, ya que el valor depKaesdirectamente proporcionalal cambio deenergía libre de Gibbsestándar para la reacción. El valor de pKacambia con la temperatura y se puede entender de forma cualitativa en base alprincipio de Le Châtelier: cuando la reacción esendotérmica, el valor de pKadisminuye con el aumento de temperatura, lo contrario es cierto para las reaccionesexotérmicas. 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, losefectos inductivos, losefectos mesoméricos, y elenlace 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, elpHde una solución se puede predecir cuando se conocen la concentración analítica y los valores de pKade 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 laquímica, labiología, lamedicinay lageología. Por ejemplo, muchos de loscompuestosutilizados para la medicación son ácidos o bases débiles, y el conocimiento de los valores de pKa, junto con elcoeficiente 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 endisolución acuosayoceanografía química, donde la acidez del agua juega un papel fundamental. En los organismos vivos, lahomeostasis ácido-basey lacinética enzimáticason dependientes de los valores de pKade muchos de los ácidos y bases presentes en la célula y en el cuerpo.
En química, es necesario el conocimiento de los valores de pKapara la preparación desoluciones 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 formarcomplejos. Experimentalmente, los valores de pKapueden determinarse porvaloraciónpotenciométrica (pH), pero para valores de pKamenores que aproximadamente 2 o aproximadamente mayores de 11, pueden requerirse medidasespectrofotométricaso deRMNdebido a las dificultades prácticas con las medidas de pH.
De acuerdo con la definición original deArrhenius, un ácido es una sustancia quese disociaen solución acuosa, liberando el ion hidrógenoH(un protón):​
La constante de equilibrio para esta reacción equilibrio se conoce comoconstante de disociación. El protón liberado se combina con una molécula de agua para dar un (ion hidroniou oxonio)H3O, y así más tarde Arrhenius propuso que la disociación se debe escribir como unareacción ácido-base:
Lateoría ácido-base de Arrheniusde la acidez en medio acuoso fue posteriormente superada por la teoríaácido-base de Brønsted-Lowry, más generalista, ya que considera la reacción ácido-base como una reacción de intercambio de protones, que no tiene por qué producirse, necesariamente en medio acuoso:​​​
El ácido pierde un protón, dando lugar a la base conjugada, siendo cedido a la base, dando como resultado el ácido conjugado. Para soluciones acuosas de un ácido HA, la base es el agua, la base conjugada del ácido es Ay el ácido conjugado de la base es el ion hidronio (H3O). La definición de Brønsted-Lowry se aplica a otros disolventes, como eldimetilsulfóxido: el solvente S actúa como una base, aceptando un protón y formando el ácido conjugado SH. Por razones de comodidad, en química, es habitual utilizar Hcomo una abreviatura del ion hidrógeno solvatado, independientemente del disolvente. En solución acuosa, Hdenota union hidronio solvatadoen lugar de un protón.​​
La designación de un ácido o una base como "conjugado" depende del contexto. El ácido conjugado BHde una base B se disocia según la ecuación:BH++OH−↽−−⇀B+H2O{\displaystyle {\ce {BH+ + OH- <=> B + H2O}}}
que es la inversa del equilibrio
B+H2O↽−−⇀BH++OH−{\displaystyle {\ce {B + H2O <=> BH+ + OH-}}}
En el que una base reacciona con el agua, que en esta ocasión actúa como ácido, para dar el ácido conjugado (BH). Elion hidróxidoOH, una base bien conocida, actúa aquí como la base conjugada del ácidoagua. Los ácidos y las bases se consideran así simplemente como donadores o aceptores de protones, respectivamente.
El agua es una sustanciaanfiprótica, ya que puede reaccionar tanto como un ácido o como una base. Otro ejemplo de molécula anfiprótica (tambiénanfótera) es elion bicarbonatoHCO3que es la base conjugada delácido carbónicoH2CO3en el equilibrio:
pero, a su vez, también es el ácido conjugado delion carbonatoCO3y como tal ácido puede dar la correspondiente reacción de disociación:
El equilibrio delácido carbónicoes importante para lahomeostasis ácido-baseen el cuerpo humano.
Una definición más amplia de la disociación ácida incluye lahidrólisis, en la que los protones son producidos por la separación de moléculas de agua. Por ejemplo, elácido bórico(B(OH)3) actúa como un ácido débil, aunque no es un donante de protones, debido a la hidrólisis:
Del mismo modo, lahidrólisisde los iones metálicos produce iones como el [Al(H2O)6]que se comportan como ácidos débiles:​
Una constante de disociación ácida es un ejemplo particular de unaconstante de equilibrio. Para el equilibrio específico entre unácido monoprótico, HA y su base conjugada Aen agua:
la constante de equilibrio termodinámica,Kpuede definirse por:​
donde {A} es laactividadde la especie química A, etc.Kesadimensionalya 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. Vercoeficiente de actividadpara una deducción de esta expresión.
Puesto que la actividad es el producto de laconcentracióny elcoeficiente de actividad(γ) la definición podría también escribirse como:
donde [HA] representa la concentración de HA y Γ es un cociente de coeficientes de actividad.
Para evitar las complicaciones que implica el uso de actividades, las constantes de disociación sedeterminan, cuando es posible, en un medio de altafuerza iónica, es decir, bajo condiciones en las que Γ se puede suponer que es siempre constante.​ por ejemplo, el medio puede ser una solución de 0.1 M denitrato de sodioo 3 M deperclorato de potasio(1 M = 1 mol·dm, una unidad deconcentración 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. DividiendoKpor los términos constantes y escribiendo [H] para la concentración de hidronio, se obtiene la expresión:
Esta es la definición de uso común.​ pKase 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 paraácido acéticoen 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.​
AunqueKaparece tener ladimensiónde concentración, de hecho, debe ser considerada como adimensional o no sería posible obtener sulogaritmo. 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".
Después de modificar la expresión que defineKatomando logaritmos y poniendo pH =-log 10 [H] se obtiene:
Esta es una forma de laecuación de Henderson-Hasselbalch, de la que pueden obtenerse las siguientes conclusiones:
En el agua, los valores medibles de pKavarían 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 pKamenores 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 deácidos fuertes, independientemente de sus valores de pKa. Asimismo, todas las bases con un valor de pKamayor que el límite superior están desprotonadas en más del 99 % para todos los valores posibles de pH y se clasifican comobases fuertes.​
Un ejemplo de ácido fuerte es elácido clorhídrico, HCl que tiene un valor de pKa, estimado a partir de medidas termodinámicas de -9,3 en agua.​ La concentración de ácido no disociado en una solución 1 mol·dmsería menor del 0.01 % de las concentraciones de los productos de disociación. Se dice que el ácido clorhídrico estácompletamente disociadoen solución acuosa porque la cantidad de ácido no disociado es imperceptible. Cuando se conocen el pKay 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 de concentraciones iniciales, cambio y concentraciones en el equilibrio (tabla ICE).
Untampónde 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 pKadel ácido debe ser inferior a dos unidades de diferencia del pH de destino.
Los ácidos polipróticos son ácidos que pueden perder más de un protón. La constante de disociación para el primer protón puede indicarse comoKa1y las constantes de disociación de los sucesivos protones comoKa2, etc. Elácido fosfórico, H3PO4, es un ejemplo de ácido poliprótido que puede perder tres protones.
Cuando la diferencia entre valores sucesivos de pKes de alrededor de cuatro o más unidades, como en este ejemplo, cada especie puede considerarse como un ácido por derecho propio.​ De hecho, las sales de H2PO4pueden cristalizarse de una solución ajustando el pH alrededor de 5.5 y las sales de HPO4pueden 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 pKaes menor que aproximadamente cuatro unidades, 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 pKaumentan (Primera regla de Pauling).​ Por ejemplo, para un ácido diprótico genérico, H2A, los dos equilibrios son:
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 delácido 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 tienegeometría molecular octaédrica, (número de coordinación 6), mientras que el ácido vanádico tienegeometría molecular tetraédrica, (número de coordinación 4). Esta es la explicación de porqué pKa1> pKa2para los oxoácidos de vanadio (V).
El agua es una sustanciaanfiprótica, es decir, tiene propiedades tanto ácidas como básicas, pudiendo reaccionar consigo misma.
Una de las moléculas de agua actúa como donante de protones (ácido) y la otra como receptora (base).La constante de equilibrio para esta reacción dada por:
Por convenio, la actividad del disolvente, el agua, se considera constante e igual a uno, por lo que eliminada de la expresión anterior queda:
Se trata pues, de un caso especial de constante de disociación ácida, por lo que a laKde constante de equilibrio se la acompaña dewde agua (en inglés). El valor deKwencondiciones estándares 1.0×10y se conoce con el nombre de constante deautoionizaciónoautoprotólisisdel agua,Kw.
Históricamente, la constante de equilibrioKbpara una base se ha definido como laconstante de asociaciónpara la protonación de la base, B, a la forma ácida conjugada, HB. Normalmente se obtiene a partir del valor deKa.
Utilizando un razonamiento similar al usado anteriormente para los ácidos, se puede definir una constante de equilibrio, que también puede ser expresada utilizando la notación logarítmicap:
En agua, la concentración del ionhidróxido, [OH], se relaciona con la concentración del ion hidrógeno medianteKw= [H] [OH], por tanto:
La sustitución de la expresión de [OH] en la expresión deKbda:
CuandoKa,KbyKwse determinan en las mismas condiciones de temperatura y fuerza iónica, se sigue, tomandologaritmosy cambiando de signo, la expresión matemática anterior se convierte en:
pKw=pKa+pKb{\displaystyle pK_{w}=pK_{a}+pK_{b}}
Por lo que, en solución acuosa a 25 °C, considerando que pKwes 13.9965,​
pKb≈14−pKa{\displaystyle pK_{b}\approx 14-pK_{a}}
Por lo que no hay necesidad de definir pKbde forma separada de pKa, pero se hace aquí porque los valores de pKbpueden encontrarse en la literatura antigua.
Todas las constantes de equilibrio varían con latemperaturade acuerdo con laecuación de van't Hoff​
Res laConstante universal de los gases idealesyTes latemperatura absoluta. Así, para las reaccionesexotérmicas, (el cambio deentalpíaestándar, ΔH, es negativo)Kdisminuye con la temperatura, pero para las reaccionesendotérmicas(ΔHes positivo)Kaumenta con la temperatura.
​​
Un disolvente es una sustancia que permite la dispersión de otra en su seno. De acuerdo con su polaridad los disolventes se pueden clasificar como:
1. Polares. Son sustancias en cuyas moléculas la distribución de la nube electrónica es asimétrica; por lo tanto, la molécula presenta un polo positivo y otro negativo separados por una cierta distancia, por lo que hay un dipolo permanente. El agua es el ejemplo clásico de un disolvente polar. Los disolventes polares se pueden subdividir en:
2. Disolventes apolares. En general son sustancias de tipo orgánico, en cuyas moléculas la distribución de la nube electrónica es simétrica; por lo que carecen de dipolos permanentes. Dependiendo de la geometría de sus moléculas, si los momentos dipolares individuales de sus enlaces están compensados, la molécula será, en conjunto, apolar. Algunos disolventes de este tipo son: el éter etílico, benceno, tolueno, xileno, cetonas, hexano, ciclohexano y el tetracloruro de carbono.
La definición de sistema de disolvente aplica a cualquier  disolvente que se pueda disociar en un anión y un catión (autodisociación), donde el catión resultante es el ácido y el anión es la base. En agua, la autoionización corresponde a la transferencia de un protón de una molécula de disolvente a otra, siendo un ejemplo de comportamiento anfótero:
2H2O↽−−⇀H3O++OH−{\displaystyle {\ce {2H2O <=> H3O+ + OH-}}}
Donde el catión H3Oes el ácido y  el aniónOH es la base.
Mientras que en NH3líquido, la transferencia de protones lleva a la formación de [NH4], por lo que en una disolución de amoniaco líquido, un ácido puede describirse como una sustancia que produce iones [NH4], mientras que una base produce iones [NH2]
2NH3↽−−⇀NH4++NH2−{\displaystyle {\ce {2NH3 <=> NH4+ + NH2-}}}
De forma general en un disolvente autodisociado:
El tamaño de la escala de pH está condiciona por el índice de la constante de autoprotólisis (pKs), la cual es una medida del disolvente para generar in-situm la partícula ácida (catión) y la partícula básica (anión)  del disolvente.
Propiedades de  algunos disolventes próticos
La fuerza relativa de los ácidos y las bases se mide en función de la cuantitatividad con la que reaccionan con el disolvente en el que se encuentran. En disolución acuosa la fuerza de un ácido, HA, depende de la capacidad relativa para ceder protones de HA y de H3O.
De forma análoga, la fuerza de una base B, en disolución acuosa depende de la capacidad relativa para aceptar protones de B yOH
Los valores de Ka (o Kb) se refieren por lo general a la ionización de ácidos en disolución acuosa y, al decir que “HCl es un ácido fuerte”, se entiende que es en medio acuosos. Sin embargo, si HCl se disuelve en ácido acético (un disolvente más ácido que el agua), su ionización es mucho menor que en agua y por lo que el HCl se comporta como un ácido débil en este disolvente.
En las ecuaciones anteriores,c0es la concentración formal o analítica,cala concentración de ácido ycbla concentración de base.
Los disolventes no acuosos que son buenos aceptores de protones (disolventes más básicos que el agua, por ejemplo, NH3), favorecen que los ácidos se ionicen en ellos; de tal forma que en un disolvente básico, todos los ácidos son fuertes; por lo que se dice que el disolvente presenta un efecto nivelador sobre el ácido ya que la fuerza del ácido disuelto no puede exceder a la del disolvente protonado. Por ejemplo, en disolución acuosa, no puede existir ninguna especie ácida que sea un ácido más fuerte que [H3O]. En disolventes ácidos, como  CH3CO2H, H2SO4, se facilita la ionización de las bases; y por consiguiente la mayoría de los ácidos son relativamente débiles en estas condiciones y algunos inclusive se ionizan como bases.
Un disolvente es más probable que promueva la ionización de una molécula ácida disuelta en las siguientes circunstancias.​
Los valores de pKade los compuestos orgánicos a menudo se obtienen utilizando disolventes apróticosdimetilsulfóxido(DMSO)​ yacetonitrilo(ACN).​
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 sustanciashidrofóbicasno polares. Tiene un rango de pKamedible 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 pKaa 25 o C para el acetonitrilo (ACN)​​​ y el dimetilsulfóxido (DMSO)​ se muestran en las siguientes tablas. Los valores para el agua se incluyen a título comparativo.
La ionización de los ácidos es menor en un disolvente acídico que en el agua. Por ejemplo, elcloruro de hidrógenoes un ácido débil cuando se disuelve enácido acético. Esto se debe a que el ácido acético es una base mucho más débil que el agua.
HCl+CH3COOH↽−−⇀Cl−+CH3COOH2+{\displaystyle {\ce {HCl + CH3COOH <=> Cl- + CH3COOH2+}}}
Error al representar (error de sintaxis): {\displaystyle \ce{Ácido + Base <=>  Base(conjugada) + Ácido(conjugado)  }}
Compare esta reacción con lo que ocurre cuando el ácido acético se disuelve en el disolvente más acídicoácido sulfúricopuro​
H2SO4+CH3COOH↽−−⇀HSO4−+CH3COOH2+{\displaystyle {\ce {H2SO4 + CH3COOH <=> HSO4- + CH3COOH2+}}}
La especie poco probablediol geminal diolCH3C(OH)2es estable en estos entornos. Para soluciones acuosas lafunción de acidezmás adecuada es la escala de pH.​ Se han propuesto otras funciones de acidez para medios no acuosos, la más notable es lafunción de acidez de Hammett,H0, para mediossuperácidosy su versión modificadaH−para mediossuperbásicos.​
En disolventes apróticos, se pueden formaroligómerospor enlace de hidrógeno, como el conocidodímerodel ácido acético. Un ácido también puede formar enlaces de hidrógeno con su base conjugada. Este proceso, conocido comohomoconjugación, 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.​ En soluciones acuosas, la homoconjugation no se produce, porque el agua forma enlaces de hidrógeno más fuertes a la base conjugada que al ácido.
Cuando un compuesto tiene una solubilidad limitada en agua es una práctica corriente (en la industria farmacéutica, por ejemplo) determinar los valores de pKaen una mezcla de disolventes tal como agua/dioxanoo agua/metanol, en las que el compuesto es más soluble.​ En el ejemplo que se muestra a la derecha, el valor de pKaaumenta bruscamente con el porcentaje creciente de dioxano al disminuir la constante dieléctrica de la mezcla.
Un valor de pKaobtenido 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 pKapara 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 pKapero los valores de pKaobtenidos en una determinada mezcla de disolventesdadase puede comparar con cualquier otra, dando las fuerzas ácidas relativas. Lo mismo es cierto para los valores de pKaobtenidos 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.
La segunda regla de Pauling establece que pKa,1para los ácidos de fórmula XmO(OH)nes aproximadamente independiente deny X, tal que pKa,1(m= 0) ≈ 8; pKa,1(m= 1) ≈ 2; pKa,1(m= 2) ≈ -3; pKa,1(m= 3) < -10.​ 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(HClO) = 7,2; pKa(HClO2) = 2,0; pKa(HClO3) = -1 y el HClO4es un ácido fuerte.
Con los ácidos orgánicos losefectos inductivosy losefecto mesómerosafectan 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 pKadisminuyen en la serie 4,7, 2,8, 1,3 y 0,7, cuando están presentes 0, 1, 2 o 3 átomos de cloro.​ Laecuación de Hammett, proporciona una expresión general para el efecto de los sustituyentes.​
Kaes la constante de disociación de un compuesto sustituido,K0es la constante de disociación cuando el sustituyente es hidrógeno,ρes una propiedad del compuesto sin sustituir yσtiene un determinado valor para cada sustituyente. Un gráfico de logKafrente a σ es una línea recta, conordenada en el origenlogK0ypendienteρ. Este es un ejemplo de una relación lineal de energía de Gibbs donde el logKaes proporcional a la variación de energía de Gibbs estándar. Originalmente Hammett​ formuló la relación con los datos delácido benzoicocon diferentes sustituyentes en posicionesorto-ypara-: algunos valores numéricos están enecuación de Hammett. Este y otros estudios permiten ordenar los sustituyentes de acuerdo con su poder deatracción de electroneso derepulsión de electrones, y distinguir entre los efectos inductivos y mesómeros.​​
Losalcoholesnormalmente no se comportan como ácidos en agua, pero la presencia de un doble enlace adyacente al grupo OH puede disminuir considerablemente el pKapor el mecanismo detautomería ceto-enólica. Elácido ascórbicoes 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 elfenol, que tienen un sustituyente OH, laconjugacióncon 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 entreácido fumáricoyácido maleicoes un clásico ejemplo. El ácido fumárico es el ácido (E)-1,4-but-2-enodioico, unisómerotrans, mientras que el ácido maleico es el correspondiente isómerocis, es decir, el ácido (Z)-1,4-but-2-enodioico (verisomería cis-trans). El ácido fumárico tiene valores de pKade aproximadamente 3.5 y 4.5. Por el contrario, el ácido maleico tiene valores de pKade 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 fuerteenlace de hidrógenointramolecularcon 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 isómerotrans, los dos grupos carboxilos están siempre muy alejados, por lo que no se observa el enlace de hidrógeno.​
El1,8-bis(dimetilamino)naftaleno, tiene un valor de pKade 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.​​
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 lasmetilaminasen 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.​
Una constante de equilibrio está relacionada con la variación de laenergía de Gibbsestándar  de la reacción ΔrG°, así para una constante de disociación ácida:
Res laconstante de los gasesyTes latemperatura absoluta. Experimentalmente se puede considerar que ΔrG°(25 °C) ≈ 5,708 pKa(en kJ mol). La energía de Gibbs se compone de un término deentalpíay un término deentropía.​
Considerando que la reacción tiene lugar en condiciones isotérmicas, la variación de energía de Gibbs estándar se expresará tal que
La variación de entalpía estándar se puede determinar bien porcalorimetríao bien utilizando laecuación de Van't Hoff, aunque el método calorimétrico es preferible. Cuando la variación de entalpía estándar y la constante de disociación ácida sean medidas, la variación de entropía estándar se calcula fácilmente a partir de la ecuación anterior. En la tabla siguiente, los términos de entropía se han calculado a partir de los valores experimentales de pKay ΔH°. Los datos fueron cuidadosamente seleccionados y referidos a 25 °C y fuerza iónica nula, en agua.​
El primer punto a destacar es que, cuando pKa> 0, la variación de energía de Gibbs estándar para la reacción de disociación también es positiva; esto es, la disociación de un ácido débil no es unproceso espontáneo. Segundo, algunas reacciones sonexotérmicasy otras sonendotérmicas, pero, cuando ΔH° < 0, el término −TΔS° es el factor dominante, el cual determina que ΔG° > 0. 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 de Gibbs en el equilibrio es cero, ya que lospotenciales químicosde reactivos y productos son iguales en el equilibrio.
La determinación experimental de los valores de pKase realiza normalmente por medio devaloraciones(o titulaciones) en un medio de alta fuerza iónica y a temperatura constante.​ 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 unelectrodo de vidrioy unpH-metro. Las constantes de equilibrio se encuentran ajustando los valores calculados de pH a los valores observados, utilizando el método demínimos cuadrados.​
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 pKapermanece invariable durante la valoración.
Uncurva de valoracióncalculada para el ácido oxálico se muestra a la derecha. El ácido oxálico tiene valores de pKade 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 pKaasí como 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 opunto 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- pKa1es aproximadamente de tres unidades en este ejemplo. (Si la diferencia en los valores de pKfuera 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 laautoionización del aguase hace importante.
Es muy difícil medir valores de pH menores de dos en solución acuosa con unelectrodo de vidrio, porque laecuación de Nernstdeja de servir a valores tan bajos de pH. Para determinar valores de pKde 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 medidasespectrofotométricas​ oRMN​​ en lugar de, o combinadas con, medidas de pH.​
Cuando no se puede utilizar el electrodo de vidrio, como en soluciones no acuosas, se utilizan frecuentemente métodos espectrofotométricos.​ Esto puede incluir medidas deabsorbanciaofluorescencia. 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 laley de Beer-Lambert.
Las soluciones acuosas conagua normalno se pueden utilizar para medidas de RMN deH sino que en su lugar se debe utilizaragua pesada, D2O. Los datos de RMN deC, sin embargo, se pueden utilizar con agua normal y los espectros de RMN deH se pueden utilizar con medios no acuosos. Las cantidades medidas con RMN son la duración promedio de losdesplazamientos químicos, como el intercambio de protones es rápido en la escala de tiempo de RMN, pueden medirse otros desplazamientos químicos, como los deP.
Una base como laesperminatiene unos pocos sitios diferentes donde puede ocurrir la protonación. En este ejemplo, el primer protón puede ir al grupo -NH2terminal, o a cualquiera de los grupos -NH- internos. Los valores de pKapara la disociación de la espermina protonada en uno u otro de los sitios son ejemplos demicroconstantes. 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.​
El conocimiento de los valores de pKaes importante para el tratamiento cuantitativo de sistemas que implican equilibrios ácido-base en solución. Existen muchas aplicaciones enbioquímica; por ejemplo, los valores de pKade las cadenas laterales de las proteínas yaminoácidosson de gran importancia para la actividad de las enzimas y la estabilidad de las proteínas.​ Los valores de los pKa de las proteínas no siempre pueden medirse directamente, pero pueden calcularse utilizando métodos teóricos. Lassoluciones tampónse utilizan ampliamente para proporcionar soluciones en o cerca del pH fisiológico para el estudio de reacciones bioquímicas;​ el diseño de estas soluciones depende de un conocimiento de los valores de los pKade sus componentes. Soluciones tampón importantes incluyen elMOPS, que proporciona una solución con pH 7.2, ytricina, que se utiliza enelectroforesis en gel.​​ El tamponamiento es una parte esencial de lafisiología ácido-baseincluyendo lahemostasis ácido-base,​ y es clave para entender desórdenes tales como eldesequilibrio ácido-base.​​​ Elpunto isoeléctricode una molécula dad es función de sus valores de pK, así diferentes moléculas tienen puntos isoeléctricos diferentes. Esto permite una técnica llamadaIsoelectroenfoque,​ que se utiliza para la separación de proteínas porElectroforesis en gel bidimensional.
Las soluciones tampón también juegan un papel clave enquímica 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​ de una solución tampón sencilla es mayor cuando el pH = pKa. En laextracción ácido-base, la eficiencia de la extracción de un compuesto en una fase orgánica, tal como unéter, 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 unaconstante dieléctricamenor que en el agua. Esta técnica se utiliza para la purificación de ácidos y bases débiles.​
Aindicador de pHes un ácido o base débil que cambia de color en el rango de transición de pH, que es aproximadamente pKa± 1. El diseño de unindicador universalrequiere de una mezcla de indicadores cuyos valores de pKaadyacentes difieren alrededor de dos unidades, de modo que sus rangos de transición de pH se solapan exactamente.
Enfarmacologíala ionización de un compuesto altera su comportamiento físico y sus propiedades macroscópicas, tales como solubilidad ylipofilicidad(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 pKade un grupo ionizable.​
El conocimiento de los valores de pKaes importante para la comprensión de loscomplejos de coordinación, que se forman por la interacción de un ion metálico, M, actuando como unácido de Lewis, con unligando, L, actuando comobase 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:
Para determinar la constante de equilibrio de esta reacción, en la que el ligando pierde un protón, debe conocerse el pKade los ligandos protonados. En la práctica, el ligando puede ser poliprótico, por ejemplo elEDTApuede aceptar cuatro protones; en cuyo caso, deben conocerse todos los valores de pKa. Además, el ion metálico está sujeta ahidrólisis, es decir, se comporta como un ácido débil, por lo que los valores de pKpara las reacciones de hidrólisis también deben ser conocidos.​ La evaluación de losriesgosasociados con un ácido o una base requieren un conocimiento de los valores de pKa.​ Por ejemplo, elcianuro de hidrógenoes un gas muy tóxico, porque el ioncianuroinhibe la enzima que contiene hierrocitocromo c oxidasa. El cianuro de hidrógeno es un ácido débil en solución acuosa, con un pKade 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.
Enciencias del medioambientelos equilibrios ácido–base son importantes para los lagos​ y ríos;​​ por ejemplo, losácidos húmicosson componentes importantes de las aguas naturales. Otro ejemplo ocurre enoceanografía química:​
en orden a cuantificar la solubilidad del Fe (III) en agua de mar a variassalinidades, se determinaron los valores de pKapara la formación de los productos de hidrólisis del Fe (III), Fe(OH), Fe(OH)2y Fe(OH)3, junto con elproducto de solubilidadde loshidróxidos de hierro.​
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.​​
Se pueden encontrar más valores entermodinámica, más arriba.