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 + H2O ↔ A- + H3O+

Ou simplificadamente:

HA ↔ 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 Ka é proporcional a concentração dos ions formados. Portanto, quanto maior o valor de Ka 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: H2A + H2O ↔ HA- + H3O+

Ka1 = [HA-] . [H3O+] / [H2A]

Segunda etapa: HA- + H2O ↔ A2- + H3O+

Ka2 = [A2-] . [H3O+] / [HA-]

A acidez pode também ser expressa pelo pKa:

pKa = - log Ka (cologaritmo do Ka)

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

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.

Ver também[editar | editar código-fonte]

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

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  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) Página visitada em 2013-11-21.