Constante de acidez

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Em química , 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.

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