Posizione di equilibrio nelle reazioni acido-base

Si consideri una reazione tra l'ammoniaca e uno ione etossido. L'ammoniaca perde il suo protone a favore dello ione etossido, formando uno ione ammide e l'etanolo.

La reazione, all'equilibrio, ha due acidi e due basi. L'acido più forte e la base più forte, insieme alla posizione di equilibrio, vengono identificati confrontando i valori di pK_a di ciascun acido.

Qui, l'etanolo con un pK_a di 15,9 è un acido più forte dell'ammoniaca, il cui pK_a è 38. Poiché un acido forte si traduce in una base coniugata debole e, al contrario, un acido debole fornisce una base coniugata forte, lo ione etossido è una base più debole dello ione ammide.

Fondamentalmente, qualsiasi reazione acido-base controllata dall'equilibrio favorisce la formazione di specie più stabili - l'acido più debole e la base più debole - a causa delle loro energie potenziali più basse.

Questo spiega perché, in questa reazione, la posizione di equilibrio si trova a lato dello ione etossido e dell'ammoniaca.

Inoltre, in ogni reazione, se la differenza nei valori di pKa degli acidi è grande, la reazione reversibile viene trascurata e le frecce di equilibrio vengono sostituite da una freccia irreversibile.

La posizione di equilibrio in una reazione acido-base può anche essere stimata dai valori pK_a degli acidi calcolando una costante di equilibrio per la reazione.

Ad esempio, in questa reazione, il pK_a dell'acido più forte, quando sottratto dal pK_a dell'acido più debole, dà il logaritmo della costante di equilibrio. L'antilogaritmo di 2 dà una costante di equilibrio di 10².

Il valore grande della costante di equilibrio indica che l'equilibrio si trova a lato dell'acido più debole e più stabile che ha un valore pK_a più alto.