Capítulo 5

Teoría general de ácidos y bases

Las reacciones de transferencia protónica han constituido desde hace muchos años uno delos modelos más adecuados para estudiar la relación que pudiera existir entre la estructurade moléculasorgánicasy su reactividad. Esto se debe fundamentalmente a dos factores. Elprimero de ellos es que, por tratarse de procesos reversibles en diferentes grados de exten-sión, constituyen sistemas en equilibrio y, en consecuencia, los cambios que se observanen la magnitud de la constante de equilibrio, siendo independientes del camino a travésdel cual se realiza el proceso, son exclusivamente producto del efecto que los cambios es-tructurales tienen sobre la diferencia del contenido de energía libre entre productos yreactantes. El segundo factor responde al hecho de que existe una extensa informaciónexperimental sobre este tipo de reacciones, lo cual permite hacer generalizacionescon unconocimiento bastante real de los alcances y de las limitaciones que dichas generalizacio-nes puedan tener.

El objetivo final que persigueun estudio de tal naturaleza es poder predecir el compor-tamiento de las moléculas orgánicasen condiciones determinadas, así como establecer losposibles cambios estructurales que deben introducirse en una molécula para que presenteun comportamiento particular deseado.

Teoría de Bronsted-Lowry.

Según esta teoría, que data de 1923, se define el carácter ácido de una especie como sutendencia a perder un protón y el carácter básico por su tendencia a aceptado. Así por

261

262 Teoría general de ácidos y /;Jases tooría general de ácidos y bases 263

(ec.l) HCl + H2O *H3O+ + cr

que no es capaz de disociarseen presencia de la base débil B1, puede sin embargo hacerlocon facilidad en presencia de la base B2 más fuerte que B1, lo que permite poner enIIvidenciala magnitud del carácter acídico de AH (ec. 4 y 5).

ejemplo, el cloruro de hidrógeno es un ácido capaz de ceder un protón a la base agua quelo acepta (ecuación 1):

Este sistema queda definido cuantitativamente a una temperatura dada por la constan-te de equilibrio K segúnla siguienteexpresión:

(cc.4)(ec. 5)

AH+B1 ~A-+HB1AH+B2~A-+HB2

(H3O) (Cl)K-

(HCl)

En una soluci6n 1 M de ácido acético en H2O el ácido se disocia sólo en un 0,4%;sinembargo en NH3 líquido, que es base 101o veces más fuerte que el H2O, el ácido se en-cuentra disociado en un 100%.

La fuerza de un ácido ante una base determinada vendrá dada por la magnitud de laconstante de equilibrio. Se dice que un ácido es fuerte, respecto a una cierta base, cuandoel équilibrio ácido-base está muy desplazado hacia la formación de la base conjugadadelácido en estudio. Lo contrario corresponde al caso de un ácido débil.

EstqIfturalmente, una base, en la teoría de Bronsted, puede ser toda especie que tengapor lo menos un par de electrones disponibles para aceptar un protón. Su fuerza relativao su tendencia a ceder el par de electrones a un protón, dependerá de la fuerza que tengael ácido en presencia del cual se encuentra dicha base, independientemente de los facto-res intrínsecos de su estructura molecular. Las ecuaciones 8 y 9 muestran como un ácidofuerte (H2SO4) es capaz de protonar una base muy deDiltal como el grupo carbonilo, locual no se observa en presencia de un ácido más débil como H2O.

Desde el punto de vista práctico, la transferencia prot6nica requiere tanto la presenciade un ácido, partícula que cede el protón (HCl), como la de una base, partícula que loacepta (H2O). Este proceso genera a su vez dos nuevas especies que son, en el caso de laecuación 1, la base protonada (H3O) y el ácido desprovisto del protón (Cl), las cualesconstituyen un nuevo ácido y una nueva base, respectivamente. Para referir estas últimas alas especiesoriginalesse las denomina ácido conjugado de la base y base conjugada del áci-do. De esta forma, todo ácido tiene una base conjugada, que corresponde a la partícula re-sultante de la pérdida del protón:

(ec. 2)* HCl* H++ crAcido Baseconjugada

(ec. 3)H2O + H+* H3O+Base Acido conjugado

(ec. 9)

(ec.8)De igual manera, toda base tiene su correspondiente ácido conjugado que equivale a la

base protonada:

En términos generales, dados los ácidos HA o HA+,susbases conjugadasserán, respec-tivamente, A- o A. Para las bases B o B-sus correspondientes ácidos conjugados serán HB+o HB. Tanto los ácidos como las bases pueden ser especiesneutras o cargadas,pero siem-pre la diferencia de carga entre un ácido y su base conjugadaserá de una carga positiva afavor del ácido.

La condición estructural para que una molécula se comporte como ácido segúnla teo-ría de Bronsted, es la presencia de por lo menos un protón. La mayor o menor facilidadpara ceder el protón o lo que es lo mismo, la fuerza del ácido, dependerá no solamente dela naturaleza del enlace del hidrógeno acídico y la estructura molecular de sus alrededo-res, sino también de la base que acepta el protón. Es decir, el carácter acídico o la fuerzaácida de una molécula es un concepto relativo, pues depende también del medio y no essImplementeuna propiedad intrínseca de la molécula. Así, por ejemplo, una especie AH

. Al Indicar H+en solución acuosa está sobreentendido que se trata de especies como H30+ o H30+nH2 o.

De lo dicho anteriormente se puede ver que si se estudian varios ácidos fuertes utili-zando como base de referencia una base relativamente fuerte, la disociación de los ácidosserá casi total y no se podrán establecer diferénciasentre ellos.Todos los ácidos aparenta-rán tener la misma acidez y este fenómeno se oonoce como efecto nivelante. Al utilizaragua como disolvente, la especie acidica más fuerte que puede existir en ese medio es elion hidronio H30+. Si se disuelvenen agua ácidos que son más fuertes que el H30+, es de-cir que son mejores donadores de protones que el H3(t, se disociarán completamentegenerando una concentración de H30+, del orden de la concentración del ácido original.En tales casos, con objeto de poder diferenciar entre diversosácidos fuertes, se hace ne-cesario utilizar como disolvente una base más débil. Por ejemplo, los ácidos perclórico yclorhídrico se encuentran totalmente disociados en agua; sin embargo, utilizando ácidoacético anhídro como disolvente, el HCI04 se disocia totalmente mientras que el HCl secomporta como un ácido débil. De esta forma se puede establecer que el HCI04 es un áci-do más fuerte que el HC!.

Hay dos postulados fundamentales que se deducen de la teoría de Bronsted-Lowry:

" "C-":"'O + H2O ---" C = OH+ + OH-

/ /no se detecta

" "C=O + H2S04 ------" C = OH+ + HSO;

/ /

264 Teoría general de ácidos y bases

I ," Cuanto más fuerte es un ácido, más débil será su base conjugaday cuanto másfuerte es una base, más débil será su ácido conjugado.

Si en el sistema:

(ec.10) HCl ~ H++ cr

decimos que elHCl es un ácido fuerte, se debe a que labase C[ tiene poca tendencia a fijarel H+e invertir la reacción, es decir, el Cl-es una base débil. De lo contrario, si la tenden-cia de la base cr para aceptar el protón fuese grande (base fuerte) el equilibrio se despla-zaría hacia la izquierda y ello implicaría que el ácido sería deoil pues no se disociaría.

2.- Todo equilibrio ácido-basese desplaza hacia la formación del ácido y la basemásdébil.

(ec.11) HZS04 +HzO~H3O++HS04-

A ¡ Bz Az B¡

Esto es consecuencia del postulado anterior. Si en la ecuación 11 se tiene que en fuerzaacídica A¡ > Az ello implica, respecto a las basicidades, que necesariamente Bz > B¡ . Enconsecuencia, las especies débiles (poca tendencia relativa a ceder y a aceptar un protón) se-rán Az Y B¡ ; por lo tanto, el equilibrio se desplazará hacia la derecha. Si por el contrari.o,la fuerza acídica relativa hubiese sido A¡ < Az , entonces la fuerza de las bases sería B¡ >Bzy, siendo en ese caso las especies más deoiles A¡ y Bz, el equilibrio se hubiese desplazadohacia la izquierda. Experimentalmente se encuentra que para el equilibrio de la ecuación11, la reacción se desplaza hacia la derecha, siendo el Hz S04 alrededor de 109 veces másfuerte que el H30+.

Uno de los disolvente s más comunes en el estudio de los sistemas ácido.base es el agua.Ello se debe a que, además de sus buenas propiedades dieléctricas que facilitan la estabili-zación de especies iónicas en su seno, es una molécula anfótera, capaz de comportarsecomo ácido en presencia de bases y como base en presencia de ácidos.

En medio acuoso los sistemas ácido-base están definidos por los correspondientes va-loros de las constantes de equilibrio Ka y Kb'

(0(', 12) AH + HzO ~ A-+ H3O+ Ka =(A) (H3O+)/ (AH)

B + Hz O ~ HB+ + HO- Kb =(HB+) (HO) / (B)(dI' 11)

ENloM valores de la constante de acidez o de basicidad se hallan relacionados con la di-1"111111'111de energía libre de Gibbs entre productos y re actante s según:

6.G = -RTlnKa = -2.303RTlogKa

1111111111110,.logKa =pKa se tiene que; 6.G = 2.303RTpKa

a 25° : 6.G= 1,4pKa

Teoría general de ácidos y bases 265

es decir, existe proporcionalidad entre el valor de pKa y el de 6.G.La variación de energía libre es a su vez función de las diferenciasde entalpía y de en-

tropía de acuerdo a la ecuación: 6.G =6.H - T6.S.Para la escalade acidez que toma como referencia al HzO, se cumple la relación:

pKa + pKb = 14

111

Esta expresión permite calcular directamente el valor de pKbcorrespondiente a la baseconjugada del ácido dado su valor de pKa'

§.n-agua s~lo se pueden medir valores relativos de acidez comprendidos entre el pKadel 'fh 0+ Yel del HzO, Y valores de basicidad comprendidos entre el pKb del HO- y delHzO. Cualquier ácido más fuerte que el H3O+convierte el medio acuoso en H30+, debi-do al efecto nivelante ya mencionado. Si se coloca una base más fuerte que el HO- en elmedio acuoso, ésta se transformará a su ácido conjugado por sustracción de un protóndel HzO~~f cual a su vez generará HO-. Sin embargo, se pueden medir valores relativosdeacidez en otros disolventes y referidos a la escala de pK del agua.Esto es válido ya que engeneral y salvo aquellos casos en donde aparecen efectos específicos del disolvente, se en-cuentra que las diferencias relativas de acidez medidas en dos disolventes diferentes y enausencia de efectos-nivelantes son equivalentes o comparables. Por ello debe entenderseque cuando para un ácido muy débil, como por ejemplo el CH4, se da un valor de pKade 40, no significaque la constante de acidez medida en agua dé esevalpr. Si bien eseva-lor refleja teóricamente la reacción representada en la ecuación 14, tal reacción es hipo-tética, pues el Ka,del CH4es del orden de 10-4 o y además la especieCH;¡no puede existir

(ec.14) CH4 + HzO ~ CH; + H3 0+

en medio acuoso. Dada la mayor acidez del Hz O respecto al CH4 (o lo que es igual: la .mayor basicidad del CH;J respecto al HO-), la única reaccción factible es la indicada por laecuación 15.

(ec.15) CH;¡ + Hz O -;. CH4 + HO-

Es de gran utilidad manejar cuantitativamente las relaciones de acidez de diferentesmoléculas dentro de una escalaunica de pK, aunque debe advertirse que a medida que losvalores de pK se hacen muy altos o muy bajos la imprecisión de los mismos aumenta.

Con objeto de tener presentes estas limitaciones, se hace siempre conveniente, al tabu.lar valores de pK medidos en un medio diferente al agua, indicar el disolventeempleado.Al trabajar con moléculasorgánicases necesario asignarcuidadosamente los valoresdepK;debido al carácter dual que frecuentemente presentan tales moléculas. Así por ejemplo, sise dice que el pKa del CH3COOHes 4,7, ello implica que el pKb de su base conjugada,elion CH3COO-;será 9,3. A su vez, el ácido acético en medio ácido fuerte (HzS04) se com-porta como base formando un nuevo ácido, el CH3COOH;, cuyo pKa es -6,2. Esto impli-ca que su base conjugada, el CH3COOH, tiene un pKb igual a 20,2. Se trata entonces dedos sistemas ácido-baseindependientes que además sólo puede existir en diferentes medios(HzO y HzS04) aunque aparezcan asociados al mismo grupo funcional de la molécula.

266 Teoría general de ácidos y bases

Factores estructurales y de medio de los cuales depende la fuerza de ácidos ybases.

Fuerza relativa en la serie de los ácidos YD.

El orden de acidez observado experimentalmente para las moléculas que poseen un átomode hidrógeno unido a diferentes elementos pertenecientes a una misma fila de la tabla pe-ri6dica, crece del CH4 al HP como lo indica la tabla 1.

Tabla l. Valores d~ pKa Y energías del enlaceque se disocia para ácidos de la primera fIla<fela tabla periódica

Estos resultados no pueden explicarse por diferenciasen las energías de disociacióndeenlace, ya que los valores para C-H, N-H, O-H y P-H crecen en sentido contrario al dela acidez observada. La explicación que se ha dado a estos valores considera como causafundamental de tal comportamiento la estabilización que pueda tener la base conjugadaen función de la electronegatividad de los átomos que soportan la carganegativa.Puestoque las electronegatividades crecen en el sentido: C ( N ( O ( P, es de esperar que en esemismo orden soporten con mayor facilidad una carga negativa. En consecuencia, el ordende estabilidad de las bases conjugadas será: P- > OH- > NH; > CH;. Cuanto más estable esuna base, (es decir cuanto más deoil), mayor será la fuerza de su ácido conjugado y elloexplica el orden de acidez encontrado experimentalmente de: HP> H2O >NH3 >CH4.

Esta dependencia de la estabilidad de la especie cargada con la electronegatividad delátomo que la soporta se pone de manifiesto aun en el caso de que, tratándose del mismoátomo, varíe la electronegatividad de éste como consecuencia de un cambio de su hibri-dación. Si se compara la acidez del enlace C-H en función de la hibridación del átomo decarbono, se encuentra una secuencia de acidez inversa a las energías de enlace y propor-cional al momento de enlace C-H. Este resultado está de acuerdo con la relación directaexistente entre el contenido de carácter s de un orbital híbrido y la electronegatividad delmismo. Cuanto mayor sea la electronegatividad del átomo que deberá soportar la carganegativa,mayor será la estabilidad de esa especie cargada. En la tabla 11se ve como aumen-

Teoría general de ácidos y bases 267

ta la acidez en el orden: H-C Sp3(H-C Sp2(H-C sp. En la tabla se incluyen las longitu-des de enlace C-H, con objeto de apreciar que el aumento del momento dipolar del enla-ce C-H se debe, fundamentalmente, al incremento de densidad de carga negativa en elátomo de carbono como consecuencia del aumento de carácter s y no de la distancia entrelos núcleos.

a. LL. N. Ferguson. The Modem Structural Theory of Organic Chemistry.Prentice-Hall, Inc. Englewoods N. J. 1963. p 201.

b. D. J. Cram. Fundamentals of Carbanion Chemistry. Academic Press. N. Y.1965. p 19.

Son muy pocos los casos en los cuales la variaciónde acidez o de basicidad de una mo-lécula se debe solamente a este efecto de hibridación, pues generalmente actúan otrosfactores que se discutirán más adelante y que juegan un papel de importancia.

El mismo efecto de hibridación se ha utilizado para justificar las variacionesde basici-dad debidas al par de electrones localizados en nitrógeno sp3, Sp2 Ysp. En la tabla III sedan los valores correspondientes a los ácidos conjugados de trimetilarnina, piridina yacetonitrilo.

Tabla Ill. Valores de pKa de compuestos nitrogenadosa

Hibridación del átomode nitrógeno.

pKa

(CH3 hNH+ Sp3 9,8

CsHsNH+ Sp2 5,2

CH3 C=NH+ sp ( O

a. J. Hendrickson, D. J. Cram y G. S. Hammond,OrganicChemistry . McGraw-HillKogakushaLtd Tokyo. 1970. p 317.

Energía del enlace

Y-H (kcal/mol) pKa

C 99 40

NH3 93 36

H2O 110 15,7HF 135 3,2

Tabla ll. Características del enlace C-H

%de carácter s Longitud del en- Energía del Momentodel átomo de e: iace C-H en A enlace C-H dipolar pKab

(kcal/mol)a C-H (D)a

C 25 1.094 104 0,31 40

H2C=CH2 33,3 1.087 106 0,63 36

HC=Cff'" 50 1.058 121 1,05 25

268 Teoría general de ácidos y bases

Si se analiza ahora la variación de acidez de los hidruros correspondientes a un grupode la tabla periódica, tomando como ejemplola serie de los haluros de hidrógeno, se en-cuentran experimentalmente los valores de pKa indicados en la tabla IV.

a. K. Harvey y G. Portero Introducfion fo Physical InorganicChemistry. Addison-Wesley Publishing Company, Inc.

Reading Mass. 1963. p 107.,326,341.

Para estas moléculas las energías de disociación de enlace varían en el mismo sentidoque sus valores de pKa. A ello se suma el hecho de que es más fácil solvatar un ion de ru-dio iónico grande, cuya densidad superficial de carga es menor, que una especie cargad npequeña con mayor densidad superficial de carga, ya que esta última requerirá comprometer mayor número de moléculas de disolvente para lograr la estabilización de la carga.

Además, debe tenerse en cuenta que la variación favorable de energía libre para los ácI-dos fuertes está determinada tanto por factores energéticos, que se reflejan en las variacio-nes de entalpía, como por la correspondiente variación de entropía asociada al proceso dcsolvatación de los iones generados en la disociaci~J1 del ácido.

Efectos inductivos.

Los valores de la tabla V permiten observar que la substitución de un átomo de hidrógenoen posición a del ácido acético por un átomo de cloro aumenta la acidez del ácido monocloroacético, respecto al ácido acético, casi 80 veces.

"',

Teoría general de ácidos y bases269

Tabla V. Valores de pKa correspondientes a varios ácidosclorocarboxI1icos a 25 °c.a

a

"",~

a. R. P. Bell. Acids and Bases. Methuen and Co Ltd.London. 2a Ed. 1969. p 62.

Si se analiza más detalladamente los efectos que sobre la acidez tiene este cambio es-

tructural, se puede ver que el ácido acético posee un dipolo debido al grupo carboxl1icoque se orienta con su extremo negativo hacia los átomos de oxígeno. Este dipolo desapa-rece en el ion acetato -base conjugada del ácido acético- puesto que, en este caso, elcarboxilato posee una carga negativa. En la figura 1 se representa esquemáticamente ladiferencia de energía libre para este cambio.

Si se considera ahora el ácido monocloroacético, éste posee un dipolo adicional debidonI enlace C-Cl que ,no existía en el ácido acético. La orientación de este dipolo, respecton la del grupo carboxllico, es tal que existiría, como puede apreciarse en la fig. 2, ciertadesestabilización en la molécula del ácido, como consecuencia de la repulsión de dipolos.Este factor aumenta el contenido energético del ácido cloro acético respecto al acético.

CH3 COO' + H3 0+ --------------

"Oa

c;~u~

(CH' coo-. H,o'L-.GL-.G

CH3COOH+H20: ClCH2COOH+H2O--------------

Fig. 1. Cambios de energía libre para la disociación de los ácidos acético y monocloro-acético.

MARCANO - 10

Tabla IV. Ha1uros de hidrógenoa

Energía del enlace Radio iónicoX-H pKa del correspon-

(kcal/mol) diente anión

HF 135 3,2 1,33

HC1 103 -7 1,81

HBr 87,4 -9 1,96

Hl 71,4 -10 2,19

pKa pKa

CH3 COOH 4,76 CH3 CH2 CH2 COOH 4,82

CICH2 COOH 2,81 CH3 CH2 CHCl . COOH 2,86

C12CHCOOH 1,3 CH3 CHCl . CH2 COOH 4,05

Cl3C COOH 0,7 CICH2 CH2 CH2 COOH 4,52

270 Teoría general de ácidos y bases

~oCH3-C

I "OH-H+

¡,f0CH3-C

"0-

ab

a<brepulsión

+-+ ~ (8+,8+)G:> ~OCI-CHz-C

I "OH-H+

1 ~oCI-CHz-C

"0-

a<batracción

(8+, carga-)&C?>

Fig. 2. Disposición de interacción de dipolos en las moléculas de ácido acético y cloroacé-tico y en sus respectivas bases conjugadas.

Por el contrario, en el ion cloroacetato la carga negativadel grupo carboxilato experimen-tá un efecto de atracción dipolo-cargaque disminuye el campo eléctrico producido por lacarga negativa y, en consecuencia, hace a esta especie algo más estable comparada con elion acetato (ver esquema de la fig. 1). Vale la pena hacer notar que la diferencia relativade energía que surge para el ion es mayor que la correspondiente diferencia para los ácidossin disociar, ya que, en general, el efecto esperado para este tipo de interacciones crece enel sentido dipolo-dipolo ( dipolo-carga( carga-carga.

Este orden se debe al hecho de que la energía de interacción para un sistema electrostá-tico en el cual d representa la separación de los centros de carga, será proporcional a d-1 ,d-z o d-6 según se trate respectivamente de dos cargas, una carga y un dipolo, o de dosdipolos.

El efecto atractor de electrones que ejerce el átomo de cloro es debido a la presenciade un dipolo permanente en la molécula y se denomina efecto inductivo. Hay dos propie-dades asociadas a los efectos inductivos que pueden examinarse en la serie de los ácidpsclorocarboxlucOSde la tabla anterior. En primer lugar, el efecto es acumulativo, como 10indican los valores de pKa al pasar del ácido acético al ácido tricloroacético. Cada sustitu-ción de hidrógeno por un átomo de cloro conduce a un incremento de la acidez.

En segundolugar, el efecto decaerápidamente alaumentar la distancia entre los centroscargados. Esta característica puede verse en los valores correspondientes a la serie de losácidos butíricos, donde la sustitución en posiciones{Jy 'Yconduce, respectivamente, a in-crementos sólo del orden de 6 y 2 vecesla acidez del ácido butírico, mientras que la susti-tución en la posición a genera una especie 100 veces más acídica que el ácido butírico.

Esta caída exponencial del efecto inductivo en función de la distancia del dipolo alcentro de reacció.o,no se ha podido establecer con precisión y existe en la literatura grandiscrepancia sobre el aspecto cuantitativo de este fenómeno. Puede decirse, sin embargo,que el efecto de naturaleza inductiva que ejerce un grupo alejado más de cinco enlacesdel centro donde ocurre el cambio es prácticamente despreciable, salvoque la geometría

~ o .. -,- 1:

Teoría general de ácidos y bases 271

Tabla VI. Valores de pKa para ácidos acéticos sustituidos XCHzCOOH y valores de losmomentos dipolares de grupo (JJ.C-X) para los sustituyentes X.

a. R. P. Bell. Acids and Bases. Methuen&Co Ltd. London, 2nd Ed. 1969. cap. 5.

b. E. S. Gould. Mechanism and Structure in Organic Chemistry. H. Holt and Co, Inc. N. Y.1959. p. 62.

II

!I

I

de la molécula sea tal que exista una condición de cercanía al centro de reacción, lo cualse conoce como efecto de campo.

Si en lugar de cloro se consideran otros átomos o grupos de átomos, también atractoresde electrones, se encuentra el mismo efecto en el sentido de aumentar la acidez del ácidocarboxlucO, tal como lo indican los valores de pKa de varios ácidos acéticos a-sustituidosque aparecen en la tabla VI. Se incluyen también en dicha tabla los momentos dipolaresde los sustituyentes no cargados. Como es de esperar, existe una relación directa entre lamagnitud del dipolo y la acidez. Para el caso del derivado trimetilamónico el cual presen-ta, en la correspondiente base conjugada, una interacción atractiva carga positiva-carganegativa, se observa que su acidez es 1000 veces mayor que la del ácido acético. El últimoácido de la tabla -el ion monomalonato- representa un caso en el cual el efecto inducti-vo opera en sentido contrario a los casos discutidos hasta el momento. El sustituyente eneste ácido es un grupo carboxilato, cargado negativamente, el cual ejercerá estabilizaciónen el ácido sin disociar, debido a la interacción atractiva carga negativa-dipolo,pero deses-tabilizará fuertemente a la base conjugada, ya que en el dianión habrá una repulsión carga-carga. Además, existe en el ácido la posible formación de puentes de hidrógeno que loestabilizan. Estos factores operan en el sentido de aumentar el valor de f1Gy, en conse-cuencia, disminuirá la acidez. Debe advertirse que en este caso particular la magnitud delefecto observado es inferior a la que debería esperarsepor tratarse de una interacción car-ga-carga.Esto se debe a que para esta especieopera un factor estadístico importante, pues-to que la base conjugada posee dos funciones carbox11icasequivalentes que pueden acep-tar al protón.

Es evidente que en aquellos casos en los cuales el sustituyente posee un carácter atrac-tor de electrones, debido a la presencia de una cargapositiva o de un dipolo orientado consu centro de densidad de carga positiva hacia el átomo de carbono, se observaun efecto

lII:IIiI DmmIEIII

x- Acido pKaab

JJ.C-X(D)

H CH3 COOH 4,8HO HOCHz COOH 3,8 1,69Cl CICHzCOOH 2,81 2,05NC NCCHz COOH 2,45 4,00OzN OzNCHzCOOH 1,75 3,68Me3N+ (CH3 hN+CHz COOH 1,83-OOC -OOCCHz COOH 5,63