Efeitos de Solvatação

As forças dos ácidos e as estabilidades relativas de suas bases conjugadas correspondentes podem ser estimadas a partir dos valores de pK_a dos ácidos. Valores mais baixos de pK_a indicam ácidos mais fortes e bases conjugadas correspondentes estáveis.

Isso pode ser explicado com base na capacidade das moléculas de ácido polar de estabilizar seus ânions de base conjugados em suas soluções por meio da solvatação.

Por exemplo, considere a solução de etanol e seu íon etóxido de base conjugado. Durante a solvatação, a extremidade positiva do dipolo do solvente interage com o ânion etóxido.

Essa atração carga-dipolo solvata fortemente o íon etóxido estericamente desimpedido e o estabiliza efetivamente. Consequentemente, a reação de desprotonação do etanol ao íon etóxido é favorecida e o etanol tem um valor pK_de 15,5.

Em seguida, considere a solução de isopropanol e seu íon isopropóxido de base conjugada.

Comparado ao íon etóxido, o íon isopropóxido tem um grupo metil adicional no carbono alfa, tornando-o estericamente mais prejudicado.

Como menos moléculas de solvente interagem com o íon moderadamente prejudicado, o ânion isopropóxido é menos estável que o íon etóxido e, portanto, o isopropanol é um ácido mais fraco que o etanol.

Por fim, examine a solução de terc-butanol e seu íon terc-butóxido de base conjugada.

Comparado ao íon isopropóxido, o íon terc-butóxido tem três grupos metil volumosos, tornando-o pouco acessível para o solvente interagir.

A baixa estabilização da base conjugada torna o íon terc-butóxido uma base menos estável do que o íon isopropóxido. Portanto, o terc-butanol é um ácido mais fraco que o isopropanol.

Para resumir, um aumento no impedimento estérico dos ânions de base conjugados diminui seu grau de solvatação, o que invariavelmente torna os íons menos estáveis e seus ácidos correspondentes mais fracos.