Constante de acidez

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

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.

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. Tal constante possui definições diferentes para ácidos fortes, moderados e fracos.

Definição matemática

Dado um ácido fraco $HA$, sua dissolução em água está sujeita 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: $HA^{-}+H_{2}O\leftrightarrow A^{2-}+H_{3}O^{+}$

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

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

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

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

Relação entre o $pK_{a}$e o ponto isoelétrico

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

Ver também

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