Constante de acidez
Ácidos e bases |
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![]() Escala de pH (e pOH) |
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Ácidos |
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Bases |
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Em química, a constante de acidez Ka, 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.
Definição matemática
Dado um ácido fraco , sua dissolução em água está sujeita a um equilíbrio:
Ou, simplificadamente:
A constante de acidez ou constante de dissociação ácida, , de HA/A- é definida por:
Onde indica a concentração molar do ácido numa solução aquosa..
A constante de acidez é proporcional a concentração dos ions formados. Portanto, quanto maior o valor de 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:
Segunda etapa:
A acidez pode também ser expressa pelo :
- (cologaritmo do )
Quanto maior o valor de maior a força do ácido. Menor valor de , menor a extensão da dissociação. Um ácido fraco tem um valor de na faixa de aproximadamente −2 a 12 em água. Ácidos com um valor de 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 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 de cada próton.
Relação entre o e o ponto isoelétrico
Pode-se relacionar os valores do 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 muito próximos apresentarão pontos estequiométricos mais próximos e não tão evidentes quanto um ácido poliprótico cujos valores de sejam mais discrepantes. Além disso, ácidos polipróticos apresentam tantos pontos estequiométricos em seu gráfico de titulação quanto hidrogênios ionizáveis.[4]
Ver também
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Referências
- ↑ A. D. McNaught; A. Wilkinson (1997). «Acidity (acidity constant)». IUPAC — Compendium of Chemical Terminology (the “Gold Book”). versão interativa (em inglês). Versão on-line (2006-) corrigida por Nic, Jirat, Kosata; update por A. Jenkins 2012-08-19 ver.2.3.2 2ª ed. Oxford: Blackwell Scientific Publications. ISBN 0-9678550-9-8. doi:10.1351/goldbook.A00080. Consultado em 21 de novembro de 2013 A referência emprega parâmetros obsoletos
|coautor=
(ajuda) - ↑ Zumdahl, Steven S. (2006). Chemistry 6 ed. Boston: Houghton Mifflin. ISBN 0618610324. OCLC 62244615
- ↑ Ácidos polipróticos: ácidos que apresentam mais de um hidrogênio ionizável, ou seja, são capazes de doar dois ou mais prótons H+.
- ↑ Atkins, P. W. (Peter William), 1940- (2008). Chemical principles : the quest for insight 4th ed ed. New York: W.H. Freeman. ISBN 9780716773559. OCLC 70122617 !CS1 manut: Nomes múltiplos: lista de autores (link) !CS1 manut: Texto extra (link)
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