Abrir menu principal

Constante de acidez

Ácido acético, CH3COOH, um ácido fraco, doa um próton (íon hidrogênio, destacado em verde) à água em uma reação de equilíbrio presultando o íon acetato e o íon hidrônio. Em vermelho, oxigênio, em preto, carbono, em branco, o hidrogênio.

Em química, a constante de acidez Ka, constante de dissociação ácida, ou constante de ionização ácida, é uma constante de equilíbrio que exprime o grau de dissociação para um dado Ácido de Brønsted numa reação de equilíbrio químico.[1] Tal constante possui definições diferentes para ácidos fortes, moderados e fracos.

Definição matemáticaEditar

Dado um ácido fraco  , sua dissolução em água está sujeita a um equilíbrio:

 

Ou simplificadamente:

 

A constante de acidez ou constante de dissociação ácida,  , de HA/A- é definida por:

 

Onde   indica a concentração molar do ácido   numa solução aquosa..

A constante de acidez   é proporcional a concentração dos ions formados. Portanto, quanto maior o valor de   mais ionizado é o ácido, consequentemente maior a sua força.

A constante de acidez depende da temperatura.

Quando a ionização ocorrer por etapas haverá uma constante de acidez para cada etapa:

Primeira etapa:  

 

Segunda etapa:  

 

A acidez pode também ser expressa pelo  :

  (cologaritmo do  )

Quanto maior o valor de   maior a acidez do ácido. Menor valor de  , menor a extensão da dissociação. Um ácido fraco tem um valor de   na faixa de aproximadamente −2 a 12 em água. Ácidos com um valor de   de menos que aproximadamente −2 são ditos como sendo ácidos fortes; um ácido forte é quase totalmente dissociado em solução aquosa, na medida em que a concentração do ácido não dissociado torna-se indetectável.[2] Valores de   para ácidos fortes podem, entretanto, serem estimados por meios teóricos ou por extrapolação de medições em solventes não aquosos nos quais a constante de dissociação é menor, tais como acetonitrila e dimetilsulfóxido. Tal constante possui mais de um valor em ácidos polipróticos, com cada um equivalente ao  de cada próton.

Relação entre o e o Ponto IsoelétricoEditar

Pode-se relacionar os valores do  e do ponto isoelétrico de um ácido mono e poliprótico a partir do gráfico da titulação de uma base no ácido desejado. Ácidos polipróticos que apresentam valores de  muito próximos apresentarão pontos estequiométricos mais próximos, e não tão evidentes quanto em um ácido poliprótico com valores de tal constante mais discrepantes. Além disso, ácidos polipróticos apresentaram tantos pontos estequiométricos em seu gráfico de titulação quanto hidrogênios ionizáveis.[3]

Ver tambémEditar

Referências

  1. A. D. McNaught; A. Wilkinson (1997). «Acidity (acidity constant)». IUPAC — Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). versão interativa (em inglês). Versão on-line (2006-) corrigida por Nic, Jirat, Kosata; update por A. Jenkins 2012-08-19 ver.2.3.2 2ª ed. Oxford: Blackwell Scientific Publications. ISBN 0-9678550-9-8. doi:10.1351/goldbook.A00080. Consultado em 21 de novembro de 2013 
  2. Zumdahl, Steven S. (2006). Chemistry 6 ed. Boston: Houghton Mifflin. ISBN 0618610324. OCLC 62244615 
  3. Atkins, P. W. (Peter William), 1940- (2008). Chemical principles : the quest for insight 4th ed ed. New York: W.H. Freeman. ISBN 9780716773559. OCLC 70122617 
  A Wikipédia possui o:
Portal de Química

Ligações externasEditar

  Este artigo sobre Química é um esboço. Você pode ajudar a Wikipédia expandindo-o.