O constante de ionização, constante de dissociação ou constante de acidez, é uma propriedade que reflete a tendência de uma substância em liberar íons de hidrogênio; isto é, está diretamente relacionado à força de um ácido. Quanto maior o valor da constante de dissociação (Ka), maior será a liberação de íons hidrogênio pelo ácido..
Quando se trata de água, por exemplo, sua ionização é conhecida como 'autoprotólise' ou 'autoionização'. Aqui, uma molécula de água produz um H+ para outro, produzindo os íons H3OU+ e OH-, como pode ser visto na imagem abaixo.
A dissociação de um ácido de uma solução aquosa pode ser descrita da seguinte forma:
HA + HdoisOU <=> H3OU+ + PARA-
Onde HA representa o ácido que ioniza, H3OU+ ao íon hidrônio, e A- sua base conjugada. Se o Ka for alto, mais HA se dissociará e, portanto, haverá uma concentração maior do íon hidrônio. Esse aumento da acidez pode ser determinado observando-se uma mudança no pH da solução, cujo valor está abaixo de 7.
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As setas duplas na equação química superior indicam que um equilíbrio é estabelecido entre os reagentes e o produto. Como todo equilíbrio possui uma constante, o mesmo ocorre com a ionização de um ácido e se expressa da seguinte forma:
K = [H3OU+][PARA-] / [HA] [HdoisOU]
Termodinamicamente, a constante Ka é definida em termos de atividades, não de concentrações. Porém, em soluções aquosas diluídas a atividade da água é em torno de 1, e as atividades do íon hidrônio, da base conjugada e do ácido indissociado estão próximas de suas concentrações molares..
Por estas razões, foi introduzida a utilização da constante de dissociação (ka) que não inclui a concentração de água. Isso permite que a dissociação do ácido fraco seja esquematizada de forma mais simples, e a constante de dissociação (Ka) seja expressa da mesma forma..
HA <=> H+ + PARA-
Ka = [H+][PARA-] / [HA]
A constante de dissociação (Ka) é uma forma de expressão de uma constante de equilíbrio.
As concentrações do ácido indissociado, da base conjugada e do íon hidrônio ou hidrogênio permanecem constantes uma vez que a condição de equilíbrio é alcançada. Por outro lado, a concentração da base conjugada e do íon hidrônio são exatamente as mesmas.
Seus valores são dados em potências de 10 com expoentes negativos, então foi introduzida uma forma mais simples e controlável de expressão de Ka, que eles chamaram de pKa.
pKa = - log Ka
PKa é comumente chamada de constante de dissociação de ácido. O valor de pKa é uma indicação clara da força de um ácido.
Os ácidos que têm um valor de pKa menor ou mais negativo que -1,74 (pKa do íon hidrônio) são considerados ácidos fortes. Embora os ácidos que tenham um pKa maior que -1,74, eles são considerados ácidos não fortes..
Uma equação extremamente útil em cálculos analíticos é deduzida da expressão para Ka..
Ka = [H+][PARA-] / [HA]
Fazendo logaritmos,
log Ka = log H+ + log A- - log HA
E resolvendo para log H+:
-log H = - log Ka + log A- - log HA
Usando então as definições de pH e pKa, e reagrupando os termos:
pH = pKa + log (A- / HA)
Esta é a famosa equação de Henderson-Hasselbalch.
A equação de Henderson-Hasselbach é usada para estimar o pH dos tampões, bem como como as concentrações relativas da base conjugada e do ácido influenciam o pH..
Quando a concentração da base conjugada é igual à concentração do ácido, a relação entre as concentrações de ambos os termos é igual a 1; e, portanto, seu logaritmo é igual a 0.
Como consequência, pH = pKa, sendo isso muito importante, visto que nesta situação a eficiência do tamponamento é máxima..
A zona de pH onde existe a capacidade máxima de tamponamento é normalmente considerada, aquela em que o pH = pka ± 1 unidade de pH.
A solução diluída de um ácido fraco tem as seguintes concentrações em equilíbrio: ácido indissociado = 0,065 M e concentração da base conjugada = 9,10-4 M. Calcule o Ka e o pKa do ácido.
A concentração do íon hidrogênio ou do íon hidrônio é igual à concentração da base conjugada, pois são provenientes da ionização do mesmo ácido.
Substituindo na equação:
Ka = [H+][PARA-] / HA
Substituindo na equação por seus respectivos valores:
Ka = (910-4 M) (910-4 M) / 6510-3 M
= 1.246 10-5
E então calcular seu pKa
pKa = - log Ka
= - log 1.246 10-5
= 4.904
Um ácido fraco com uma concentração de 0,03 M, tem uma constante de dissociação (Ka) = 1,5 · 10-4. Calcule: a) pH da solução aquosa; b) o grau de ionização do ácido.
No equilíbrio, a concentração de ácido é igual a (0,03 M - x), onde x é a quantidade de ácido que se dissocia. Portanto, a concentração de hidrogênio ou íon hidrônio é x, assim como a concentração da base conjugada.
Ka = [H+][PARA-] / [HA] = 1,5 · 10-6
[H+] = [A-] = x
Y [HA] = 0,03 M-x. O pequeno valor de Ka indica que o ácido provavelmente se dissociou muito pouco, então (0,03 M - x) é aproximadamente igual a 0,03 M.
Substituindo em Ka:
1,5 10-6 = xdois / 3 10-dois
xdois = 4,5 10-8 Mdois
x = 2,12 x 10-4 M
E como x = [H+]
pH = - log [H+]
= - log [2,12 x 10-4]
pH = 3,67
E por último, quanto ao grau de ionização: pode ser calculado usando a seguinte expressão:
[H+] ou [A-] / HA] x 100%
(2,12 10-4 / 3 10-dois) x 100%
0,71%
Calculo Ka a partir da porcentagem de ionização de um ácido, sabendo que ele ioniza 4,8% a partir de uma concentração inicial de 1,5 · 10-3 M.
Para calcular a quantidade de ácido que é ionizado, seus 4,8% são determinados.
Quantidade ionizada = 1,5 · 10-3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10-5 M
Esta quantidade de ácido ionizado é igual à concentração da base conjugada e à concentração do íon hidrônio ou hidrogênio no equilíbrio..
A concentração de ácido no equilíbrio = concentração de ácido inicial - a quantidade de ácido ionizado.
[HA] = 1,5 · 10-3 M - 7,2 10-5 M
= 1.428 x 10-3 M
E então resolvendo com as mesmas equações
Ka = [H+][PARA-] / [HA]
Ka = (7,2 · 10-5 M x 7,2 10-5 M) / 1.428 10-3 M
= 3,63 x 10-6
pKa = - log Ka
= - log 3,63 x 10-6
= 5,44
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