Constante de acidez – Wikipédia, a enciclopédia livre

Ácidos e bases
Escala de pH (e pOH)
Afinidade por próton Anfoterismo Autoionização da água Constante de dissociação ácida Constante de dissociação básica Extração ácido-base Fisiologia ácido-base Função de acidez Homeostase ácido-base pH Reação ácido-base Solução tampão
Ácidos
Brønsted–Lowry Carboxílicos Fortes Fracos Hidrácidos Lewis Minerais Orgânicos Oxiácidos Superácidos
Bases
Brønsted–Lowry Fortes Fracas Lewis Não nucleofílicas Orgânicas Óxido Superbases
v d e

Em química, a constante de acidez K_a, 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.

Dado um ácido fraco ${\displaystyle HA}$, sua dissolução em água está sujeita a um equilíbrio:

${\displaystyle HA+H_{2}O\leftrightarrow A^{-}+H_{3}O^{+}}$

Ou, simplificadamente:

${\displaystyle HA\leftrightarrow A^{-}+H^{+}}$

A constante de acidez ou constante de dissociação ácida, ${\displaystyle K_{a}}$, de HA/A^- é definida por:

${\displaystyle K_{a}={\frac {[A^{-}]\cdot \left[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}\right]}{[HA]}}}$

Onde ${\displaystyle [HA]}$ indica a concentração molar do ácido ${\displaystyle HA}$ numa solução aquosa..

A constante de acidez ${\displaystyle K_{a}}$ é proporcional a concentração dos ions formados. Portanto, quanto maior o valor de ${\displaystyle K_{a}}$ 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: ${\displaystyle H_{2}A+H_{2}O\leftrightarrow HA^{-}+H_{3}O^{+}}$

${\displaystyle K_{a1}={\frac {[HA^{-}]\cdot \left[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}\right]}{[H_{2}A]}}}$

Segunda etapa: ${\displaystyle HA^{-}+H_{2}O\leftrightarrow A^{2-}+H_{3}O^{+}}$

${\displaystyle K_{a2}={\frac {[A^{2-}]\cdot \left[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}\right]}{[HA^{-}]}}}$

A acidez pode também ser expressa pelo ${\displaystyle pK_{a}}$:

${\displaystyle pK_{a}=-\log {K_{a}}}$ (cologaritmo do ${\displaystyle K_{a}}$)

Quanto maior o valor de ${\displaystyle K_{a}}$ maior a força do ácido. Menor valor de ${\displaystyle K_{a}}$, menor a extensão da dissociação. Um ácido fraco tem um valor de ${\displaystyle pK_{a}}$ na faixa de aproximadamente −2 a 12 em água. Ácidos com um valor de ${\displaystyle pK_{a}}$ 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 ${\displaystyle pK_{a}}$ 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 ${\displaystyle pK_{a}}$de cada próton.

Pode-se relacionar os valores do ${\displaystyle pK_{a}}$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 ${\displaystyle pK_{a}}$muito próximos apresentarão pontos estequiométricos mais próximos e não tão evidentes quanto um ácido poliprótico cujos valores de ${\displaystyle pK_{a}}$ sejam mais discrepantes. Além disso, ácidos polipróticos apresentam tantos pontos estequiométricos em seu gráfico de titulação quanto hidrogênios ionizáveis.^[4]

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

• Ácidos fracos
• Ácidos fortes
• Constante de basicidade
• Constante de dissociação

Referências

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