Moc kwasu

Moc kwasu

Moc kwasu – termin określający zdolność <a href="/pl/Kwasy" title="Kwasy" class="wl">kwasu</a> do <a href="/pl/Dysocjacja_elektrolityczna" title="Dysocjacja elektrolityczna" class="wl">dysocjacji</a> na <a href="/pl/Jon_wodorowy" title="Jon wodorowy" class="wl">jon wodorowy</a> H+ i <a href="/pl/Anion" title="Anion" class="wl">anion</a> <a href="/pl/Reszta_kwasowa" title="Reszta kwasowa" class="wl">reszty kwasowej</a>. Miarą tej mocy jest zazwyczaj ujemny <a href="/pl/Logarytm_dziesiętny" title="Logarytm dziesiętny" class="wl">logarytm dziesiętny</a> ze <a href="/pl/Stała_dysocjacji" title="Stała dysocjacji" class="wl">stałej dysocjacji</a> kwasu (Ka) w danych warunkach, oznaczany skrótem pKa<a href="#cite_note-Bielanski-1" style="counter-reset: mw-Ref 1;">[1]</a>.
<dl><dd>pKa = –log[Ka]</dd></dl>
gdzie Ka to <a href="/pl/Stała_dysocjacji" title="Stała dysocjacji" class="wl">stała dysocjacji</a> kwasu.

Im pKa jest mniejsze, tym moc kwasu jest większa.

Np. dla <a href="/pl/Kwas_solny" title="Kwas solny" class="wl">kwasu solnego</a> w wodzie<a href="#cite_note-2" style="counter-reset: mw-Ref 1;" data-mw-group="uwaga">[uwaga 1]</a>
<dl><dd>HCl + H2O ⇌ H3O+ + Cl−</dd></dl>

<math xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML" alttext="{\displaystyle K_{a}={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [Cl^{-}]}{[HCl]}}\simeq 10^{7}}">
 <semantics>
 <mrow class="MJX-TeXAtom-ORD">
 <mstyle displaystyle="true" scriptlevel="0">
 <msub>
 <mi>K</mi>
 <mrow class="MJX-TeXAtom-ORD">
 <mi>a</mi>
 </mrow>
 </msub>
 <mo>=</mo>
 <mrow class="MJX-TeXAtom-ORD">
 <mfrac>
 <mrow>
 <mo stretchy="false">[</mo>
 <msub>
 <mi>H</mi>
 <mrow class="MJX-TeXAtom-ORD">
 <mn>3</mn>
 </mrow>
 </msub>
 <msup>
 <mi>O</mi>
 <mrow class="MJX-TeXAtom-ORD">
 <mo>+</mo>
 </mrow>
 </msup>
 <mo stretchy="false">]</mo>
 <mo>⋅</mo>
 <mo stretchy="false">[</mo>
 <mi>C</mi>
 <msup>
 <mi>l</mi>
 <mrow class="MJX-TeXAtom-ORD">
 <mo>−</mo>
 </mrow>
 </msup>
 <mo stretchy="false">]</mo>
 </mrow>
 <mrow>
 <mo stretchy="false">[</mo>
 <mi>H</mi>
 <mi>C</mi>
 <mi>l</mi>
 <mo stretchy="false">]</mo>
 </mrow>
 </mfrac>
 </mrow>
 <mo>≃</mo>
 <msup>
 <mn>10</mn>
 <mrow class="MJX-TeXAtom-ORD">
 <mn>7</mn>
 </mrow>
 </msup>
 </mstyle>
 </mrow>
 <annotation encoding="application/x-tex">{\displaystyle K_{a}={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [Cl^{-}]}{[HCl]}}\simeq 10^{7}}</annotation>
 </semantics>
</math><img loading="lazy"src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7eec74370b256c9c2cca8c29fd744b6a73263d9c" class="mwe-math-fallback-image-inline" aria-hidden="true" style="vertical-align: -2.671ex; width:27.994ex; height:6.509ex;" alt="{\displaystyle K_{a}={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [Cl^{-}]}{[HCl]}}\simeq 10^{7}}">

a zatem pKa kwasu solnego w wodzie wynosi −7<a href="#cite_note-Bielanski-1" style="counter-reset: mw-Ref 1;">[1]</a><a href="#cite_note-McMurry3-3" style="counter-reset: mw-Ref 2;">[2]</a>.

Jednakże miary pKa 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 pKa można stosować jedynie do rozcieńczonych roztworów, natomiast do roztworów stężonych stosuje się najczęściej <a href="/pl/Funkcja_kwasowości_Hammetta" title="Funkcja kwasowości Hammetta" class="wl">funkcję kwasowości Hammetta</a>. Pozwala ona stwierdzić, że stężony kwas siarkowy jest mocniejszy od kwasów solnego i azotowego, mimo że pKa w roztworze rozcieńczonym przedstawia sytuację odwrotną<a href="#cite_note-moc-4" style="counter-reset: mw-Ref 3;">[3]</a>.

Moc kwasów w tych samych warunkach zewnętrznych zależy od ich struktury chemicznej. W przypadku prostych <a href="/pl/Kwasy_tlenowe" title="Kwasy tlenowe" class="wl">tlenowych kwasów nieorganicznych</a> moc kwasu wzrasta wraz ze wzrostem <a href="/pl/Elektroujemność" title="Elektroujemność" class="wl">elektroujemności</a> <a href="/pl/Atom_centralny" title="Atom centralny" class="wl">centralnego atomu</a> w reszcie kwasowej, natomiast dla <a href="/pl/Kwasy_beztlenowe" title="Kwasy beztlenowe" class="wl">kwasów beztlenowych</a> zależność ta jest odwrotna<a href="#cite_note-Bielanski-1" style="counter-reset: mw-Ref 1;">[1]</a>. Moc <a href="/pl/Kwasy_karboksylowe" title="Kwasy karboksylowe" class="wl">kwasów karboksylowych</a> wzrasta wraz z elektroujemnością grupy przyłączonej do <a href="/pl/Grupa_karboksylowa" title="Grupa karboksylowa" class="wl">reszty karboksylowej</a><a href="#cite_note-McMurry4-5" style="counter-reset: mw-Ref 4;">[4]</a>.

<div class='mobile-collapse'><header class="mobile-collapse-header mobile-collapse-btn">Table info: ... ▼</header> <table class="wikitable mobile-collapse-element">
<caption>Wartości pKa wybranych kwasów</caption>
<tbody><tr style="background: #efefef;" class="notheme">
<td>Nazwa kwasu</td>
<td>pKa</td></tr>
<tr>
<td><a href="/pl/Jodowodór" title="Jodowodór" class="wl">Kwas jodowodorowy</a>: (HI)</td>
<td>–10</td></tr>
<tr>
<td><a href="/pl/Kwas_solny" title="Kwas solny" class="wl">Kwas solny</a>: (HCl)</td>
<td>–7</td></tr>
<tr>
<td><a href="/pl/Kwas_azotowy" title="Kwas azotowy" class="wl">Kwas azotowy</a> (rozcieńczony): (HNO3)</td>
<td>–3,33</td></tr>
<tr>
<td><a href="/pl/Kwas_siarkowy" title="Kwas siarkowy" class="wl">Kwas siarkowy</a> (rozcieńczony): (H2SO4)</td>
<td>–3 (x)</td></tr>
<tr>
<td><a href="/pl/Kwas_fosforowy" title="Kwas fosforowy" class="wl">Kwas fosforowy</a>: (H3PO4)&nbsp;&nbsp;</td>
<td>+2,12 (x)</td></tr>
</tbody></table> <footer class='mobile-collapse-footer mobile-collapse-btn'>Close ▲</footer></div>
(x)pierwsza stała dysocjacji, pKa1

W przypadku kwasów <a href="/pl/Kwas_siarkowy" title="Kwas siarkowy" class="wl">siarkowego</a> i <a href="/pl/Kwas_azotowy" title="Kwas azotowy" class="wl">azotowego</a> miara pKa przedstawia jedynie ich moc w roztworach rozcieńczonych – moc tych kwasów stężonych i bezwodnych wyraża <a href="/pl/Funkcja_kwasowości_Hammetta" title="Funkcja kwasowości Hammetta" class="wl">funkcja kwasowości Hammetta</a>, która mówi, że są one mocniejsze m.in. od <a href="/pl/Kwas_solny" title="Kwas solny" class="wl">kwasu solnego</a>, ponieważ występują w znacznie większych stężeniach<a href="#cite_note-moc-4" style="counter-reset: mw-Ref 3;">[3]</a>.

<a href="/pl/Kwasy_wieloprotonowe" title="Kwasy wieloprotonowe" class="wl">Kwasy wieloprotonowe</a> (zawierające więcej niż jeden atom <a href="/pl/Wodór" title="Wodór" class="wl">wodoru</a> w <a href="/pl/Cząsteczka" title="Cząsteczka" class="wl">cząsteczce</a>) posiadają zwykle więcej wartości pKa odpowiadające odrywaniu się kolejnych <a href="/pl/Proton" title="Proton" class="wl">protonów</a> (<a href="/pl/Jon_wodorowy" title="Jon wodorowy" class="wl">jonów wodorowych</a> H+) w trakcie dysocjacji. Zazwyczaj pKa pierwszego etapu dysocjacji jest znacznie mniejsze od pozostałych, a zatem można powiedzieć, że pierwszy odrywający się <a href="/pl/Kation" title="Kation" class="wl">kation</a> wodoru jest „bardziej kwaśny” od pozostałych. Np. dla kwasu fosforowego (H3PO4), pKa1 = 2,12, pKa2 = 7,21, pKa3 = 12,67, odpowiadające równowagom:
<dl><dd>H3PO4 + H2O ⇌ H 2PO− 4 + H 3O+ &nbsp;&nbsp;&nbsp; K1=1,1×10−2</dd>
<dd>H 2PO− 4 + H2O ⇌ HPO2−4 + H 3O+ &nbsp;&nbsp;&nbsp; K2=1,2×10−7</dd>
<dd>HPO2− 4 + H2O ⇌ PO3−4 + H 3O+ &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; K3=1,8×10−12</dd></dl>

Wartość pKa odpowiada wartości <a href="/pl/Skala_pH" title="Skala pH" class="wl">pH</a>, dla której stężenie pozostających w równowadze cząsteczek kwasu na kolejnych stopniach dysocjacji jest takie samo, np.:
<dl><dd><figure class="mw-halign-center wiki-thumb"><a href="/pl/Plik:Phosphoric_acid_dissociation.svg" class="mw-file-description image media-thumb" data-hash="Plik:Phosphoric_acid_dissociation.svg"><img loading="lazy" src="//upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/b/bb/Phosphoric_acid_dissociation.svg/500px-Phosphoric_acid_dissociation.svg.png" decoding="async" data-file-width="2020" data-file-height="1216" data-file-type="drawing" height="301" width="500" srcset="//upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/b/bb/Phosphoric_acid_dissociation.svg/750px-Phosphoric_acid_dissociation.svg.png 1.5x, //upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/b/bb/Phosphoric_acid_dissociation.svg/1000px-Phosphoric_acid_dissociation.svg.png 2x" alt="Phosphoric_acid_dissociation.svg"></a><figcaption>Wykres dysocjacji kwasu fosforowego<a href="#cite_note-Felisa-6" style="counter-reset: mw-Ref 5;">[5]</a><a href="#cite_note-CRC88-7" style="counter-reset: mw-Ref 6;">[6]</a></figcaption></figure></dd></dl>

Moc kwasu określa m.in. zdolność do wypierania reszty kwasowej z <a href="/pl/Sole" title="Sole" class="wl">soli</a> w <a href="/pl/Roztwór" title="Roztwór" class="wl">roztworach</a>, a dokładnie decyduje o tym, w którą stronę jest przesunięta <a href="/pl/Równowaga_reakcji_chemicznych" title="Równowaga reakcji chemicznych" class="wl">równowaga reakcji</a> 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 <a href="/pl/Substrat_(chemia)" title="Substrat (chemia)" class="wl">substratów</a>.

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 w danych warunkach, oznaczany skrótem pKa. gdzie Ka to stała dysocjacji kwasu. Im pKa jest mniejsze, tym moc kwasu jest większa. 