- Equilíbrio de ionização
- Ka
- Equação de Henderson-Hasselbalch
- Usar
- Exercícios constantes de ionização
- Exercício 1
- Exercício 2
- Exercício 3
- Referências
A constante de ionização, constante de dissociação ou constante de acidez, é uma propriedade que reflete a tendência de uma substância liberar íons de hidrogênio; isto é, está diretamente relacionado à força de um ácido. Quanto maior o valor da constante de dissociação (Ka), maior será a liberação de íons hidrogênio pelo ácido.
Quando se trata de água, por exemplo, sua ionização é conhecida como 'autoprotólise' ou 'autoionização'. Aqui, uma molécula de água dá um H + a outra, produzindo os íons H 3 O + e OH -, conforme mostrado na imagem abaixo.
Fonte: Cdang, do Wikimedia Commons
A dissociação de um ácido de uma solução aquosa pode ser delineada da seguinte maneira:
HA + H 2 O <=> H 3 O + + A -
Onde HA representa o ácido que é ionizado, H 3 O + o íon hidrônio e A - sua base conjugada. Se o Ka for alto, mais HA se dissociará e, portanto, haverá uma concentração maior do íon hidrônio. Esse aumento da acidez pode ser determinado observando-se uma mudança no pH da solução, cujo valor está abaixo de 7.
Equilíbrio de ionização
As setas duplas na equação química superior indicam que um equilíbrio é estabelecido entre os reagentes e o produto. Como todo equilíbrio tem uma constante, o mesmo ocorre com a ionização de um ácido e se expressa da seguinte forma:
K = /
Termodinamicamente, a constante Ka é definida em termos de atividades, não de concentrações. No entanto, em soluções aquosas diluídas a atividade da água é em torno de 1, e as atividades do íon hidrônio, da base conjugada e do ácido indissociado estão próximas de suas concentrações molares.
Por estas razões, foi introduzida a utilização da constante de dissociação (ka) que não inclui a concentração de água. Isso permite que a dissociação do ácido fraco seja esquematizada de forma mais simples, e a constante de dissociação (Ka) seja expressa da mesma forma.
HA <=> H + + A -
Ka = /
Ka
A constante de dissociação (Ka) é uma forma de expressão de uma constante de equilíbrio.
As concentrações do ácido indissociado, da base conjugada e do íon hidrônio ou hidrogênio permanecem constantes quando a condição de equilíbrio é atingida. Por outro lado, as concentrações da base conjugada e do íon hidrônio são exatamente iguais.
Seus valores são dados em potências de 10 com expoentes negativos, então foi introduzida uma forma mais simples e gerenciável de expressão Ka, que eles chamaram de pKa.
pKa = - log Ka
PKa é comumente chamada de constante de dissociação de ácido. O valor de pKa é uma indicação clara da força de um ácido.
Os ácidos que têm um valor de pKa menor ou mais negativo do que -1,74 (pKa do íon hidrônio) são considerados ácidos fortes. Embora os ácidos que tenham um pKa maior que -1,74, eles são considerados ácidos não fortes.
Equação de Henderson-Hasselbalch
Uma equação é derivada da expressão Ka que é extremamente útil em cálculos analíticos.
Ka = /
Pegando logaritmos, log Ka = log H + + log A - - log HA
E resolvendo para log H +:
-log H = - log Ka + log A - - log HA
Então, usando as definições de pH e pKa, e termos de reagrupamento:
pH = pKa + log (A - / HA)
Esta é a famosa equação de Henderson-Hasselbalch.
Usar
A equação de Henderson-Hasselbach é usada para estimar o pH dos tampões, bem como como as concentrações relativas de base conjugada e ácido influenciam o pH.
Quando a concentração da base conjugada é igual à concentração do ácido, a relação entre as concentrações de ambos os termos é igual a 1; e, portanto, seu logaritmo é igual a 0.
Como consequência o pH = pKa, sendo isso muito importante, visto que nesta situação a eficiência do tampão é máxima.
A zona de pH onde existe a capacidade tampão máxima é normalmente considerada, aquela onde o pH = pka ± 1 unidade de pH.
Exercícios constantes de ionização
Exercício 1
A solução diluída de um ácido fraco tem as seguintes concentrações em equilíbrio: ácido não dissociado = 0,065 M e concentração de base conjugada = 9,10 -4 M. Calcule o Ka e o pKa do ácido.
A concentração do íon hidrogênio ou do íon hidrônio é igual à concentração da base conjugada, uma vez que são provenientes da ionização do mesmo ácido.
Substituindo na equação:
Ka = / HA
Substituindo na equação por seus respectivos valores:
Ka = (9 10 -4 M) (9 10 -4 M) / 65 10 -3 M
= 1.246 10 -5
E então calcular seu pKa
pKa = - log Ka
= - log 1.246 10 -5
= 4.904
Exercício 2
Um ácido fraco com uma concentração de 0,03 M tem uma constante de dissociação (Ka) = 1,5 · 10 -4. Calcule: a) pH da solução aquosa; b) o grau de ionização do ácido.
No equilíbrio, a concentração do ácido é igual a (0,03 M - x), onde x é a quantidade de ácido que se dissocia. Portanto, a concentração de hidrogênio ou íon hidrônio é x, assim como a concentração da base conjugada.
Ka = / = 1,5 10 -6
= = x
Y = 0,03 M - x. O pequeno valor de Ka indica que o ácido provavelmente se dissociou muito pouco, então (0,03 M - x) é aproximadamente igual a 0,03 M.
Substituindo em Ka:
1,5 10 -6 = x 2/3 10 -2
X 2 = 4,5 10 -8 M 2
x = 2,12 x 10 -4 M
E como x =
pH = - log
= - log
pH = 3,67
E por fim, quanto ao grau de ionização: pode ser calculado usando a seguinte expressão:
o / HA] x 100%
(2,12 10 -4 / 3 10 -2) x 100%
0,71%
Exercício 3
Calculo Ka a partir da porcentagem de ionização de um ácido, sabendo que ele ioniza 4,8% a partir de uma concentração inicial de 1,5 · 10 -3 M.
Para calcular a quantidade de ácido ionizado, determina-se o valor de 4,8%.
Quantidade ionizada = 1,5 · 10 -3 M (4,8 / 100)
= 7,2 x 10 -5 M
Esta quantidade de ácido ionizado é igual à concentração da base conjugada e a concentração do íon hidrônio ou hidrogênio no equilíbrio.
A concentração de equilíbrio de ácido = concentração inicial de ácido - a quantidade de ácido ionizado.
= 1,5 10 -3 M - 7,2 10 -5 M
= 1.428 x 10 -3 M
E então resolvendo com as mesmas equações
Ka = /
Ka = (7,2 · 10 -5 M x 7,2 · 10 -5 M) / 1,428 · 10 -3 M
= 3,63 x 10 -6
pKa = - log Ka
= - log 3,63 x 10 -6
= 5,44
Referências
- Chemistry LibreTexts. (sf). Constante de dissociação. Recuperado de: chem.libretexts.org
- Wikipedia. (2018). Constante de dissociação. Recuperado de: en.wikipedia.org
- Whitten, KW, Davis, RE, Peck, LP & Stanley, GG Chemistry. (2008) Oitava Edição. Cengage Learning.
- Segel IH (1975). Cálculos bioquímicos. 2ª Edição. John Wiley & Sons. INC.
- Kabara E. (2018). Como calcular a constante de ionização de ácido. Estude. Recuperado de: study.com.