5.4 : Posizione di equilibrio nelle reazioni acido-base

In qualsiasi soluzione, il valore di pK_a indica se un acido è completamente dissociato oppure no. Un pK_a negativo corrisponde ad un acido più forte, mentre un pK_a positivo corrisponde ad un acido più debole. Considera la reazione tra l'ammoniaca e uno ione etossido. In questa reazione, l'etanolo con un pK_a di 15,9 è un acido più forte dell'ammoniaca con un pK_a di 38. Ricordiamo che l'acido forte forma una base coniugata debole e un acido debole forma una base coniugata forte. Quindi, lo ione etossido è una base debole.

Figura 1. Reazione acido-base tra ammoniaca e uno ione etossido

In una reazione acido-base controllata dall'equilibrio, la posizione di equilibrio favorisce sempre la formazione dell'acido più debole e della base più debole. Questo perché l'acido più debole e la base più debole sono le specie più stabili a causa delle loro energie potenziali inferiori. Pertanto in questa reazione l'equilibrio è favorevole alla formazione dello ione etossido e dell'ammoniaca.

Inoltre, la posizione di equilibrio può essere identificata anche utilizzando la costante di equilibrio calcolata dai valori pK_a . Per una reazione acido-base, la costante di equilibrio, K_eq, può essere calcolata sottraendo il valore pK_a dell'acido a sinistra dal valore pK_a dell'acido a destra e quindi prendendo l'antilog del risultato. A seconda del valore della costante di equilibrio, viene determinata la posizione di equilibrio. Quando il valore di K_eq è maggiore di 1, la posizione di equilibrio è molto più a favore del prodotto. D’altra parte, con la costante di equilibrio inferiore a 1, l'equilibrio si trova molto più dalla parte dei reagenti.