Constante de acidez

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, 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 acidez 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 $pK_{a}$ 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 $pK_{a}$ 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. Tal constante possui mais de um valor em ácidos polipróticos, com 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 apresentam valores de $pK_{a}$muito próximos apresentarão pontos estequiométricos mais próximos, e não tão evidentes quanto em um ácido poliprótico com valores de tal constante mais discrepantes. Além disso, ácidos polipróticos apresentaram tantos pontos estequiométricos em seu gráfico de titulação quanto hidrogênios ionizáveis.

Ver também

• Ácidos fracos
• Ácidos fortes
• Constante de dissociação