Constante de acidez

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Em química, a constante de acidez Ka, ou constante de dissociação 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 matemática[editar | editar código-fonte]

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

HA + H_2 O \leftrightarrow  A^- + H_3 O^+

Ou simplificadamente:

HA \leftrightarrow A^- + H^+

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

K_a = \frac{[A^- ] \cdot \left[\mbox{H}_3\mbox{O}^+\right]} {[HA]}

Onde [HA] indica a concentração molar do ácido HA numa solução aquosa..

A constante de acidez K_a é proporcional a concentração dos ions formados. Portanto, quanto maior o valor de K_a 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: H_2 A + H_2 O \leftrightarrow HA^- + H_3 O^+

K_{a1} = \frac{[HA^-] \cdot \left[\mbox{H}_3\mbox{O}^+\right]} {[H_2 A]}

Segunda etapa: HA^- + H_2O \leftrightarrow A^{2-} + H_3O^+

K_{a2} = \frac{[A^{2-}]  \cdot \left[\mbox{H}_3\mbox{O}^+\right]} {[HA^-]}

A acidez pode também ser expressa pelo pK_a:

pK_a = - \log {K_a} (cologaritmo do K_a)
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.

Quanto menor o valor de K_a maior a acidez do ácido. Maior valor de K_a, menor a extensão da dissociação. Um ácido fraco tem um valor de K_a na faixa de aproximadamente −2 a 12 em água. Ácidos com um valor de K_a 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. Valores de K_a 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.

Ver também[editar | editar código-fonte]

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

Referências

  1. A. D. McNaught; A. Wilkinson. IUPAC — Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”): versão interativa (em inglês). 2ª ed. Oxford: Blackwell Scientific Publications, 1997. Capítulo: Acidity (acidity constant). DOI:10.1351/goldbook.A00080 ISBN 0-9678550-9-8 (Versão on-line (2006-) corrigida por Nic, Jirat, Kosata; update por A. Jenkins 2012-08-19 ver.2.3.2) Visitado em 2013-11-21.
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