Constante de acidez

Medida da força de um ácido em solução

Em química, a constante de acidez Ka, também chamada 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.

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.

Definição matemática

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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 força 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   menor que aproximadamente −2 são ditos ácidos fortes; um ácido forte é quase totalmente dissociado em solução aquosa, sendo que a concentração do ácido não dissociado é indetectável.[2] Valores de   para ácidos fortes podem, entretanto, ser 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, [3] sendo cada um equivalente ao  de cada próton.

Relação entre o e o ponto isoelétrico

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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 apresentem valores de  muito próximos apresentarão pontos estequiométricos mais próximos e não tão evidentes quanto um ácido poliprótico cujos valores de   sejam mais discrepantes. Além disso, ácidos polipróticos apresentam tantos pontos estequiométricos em seu gráfico de titulação quanto hidrogênios ionizáveis.[4]

Ver também

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Wikilivros
O wikilivro Bioquímica tem uma página intitulada pH, pKa e soluções tampão

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. Ácidos polipróticos: ácidos que apresentam mais de um hidrogênio ionizável, ou seja, são capazes de doar dois ou mais prótons H+.
  4. 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 
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