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Força dos ácidos: Ka, pKa e o grau de ionização dos ácidos

Para entendermos a melhor a força dos ácidos, vamos primeiramente entender definição de um ácido, onde o primeiro cientista a definir um ácido foi Arrhenius, que definiu um ácido como qualquer substância que em meio aquoso libera íons de H+.

Décadas após Arrhenius, essa definição foi aprimorada pelos cientistas Brönsted e Lowry, que definiram ácido como uma substancia capaz de doar um próton (ou seja, um íon de H+) , e depois deles apareceu Lewis, que definiu os ácidos como uma espécie química, que em qualquer meio pode aceitar um par de elétrons.

Reaçao sodio metalico acido sulfurico  força
Reação do sódio metálico com ácido sulfúrico 

Entendendo a força dos ácidos


A força de um ácido em uma reação depende de sua concentração de íons de H+ liberados, e não de seu grau de toxidade ou poder letal, pois se dependesse disso, o ácido cianídrico (HCN) que é extremamente tóxico seria forte. No entanto, esse ácido é quimicamente considerado fraco.


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A força dos ácidos é referida pela rapidez com que um ácido perde ou doa um próton, muitas vezes em solução. Um ácido forte ioniza (ou se dissocia) mais facilmente em uma solução do que um ácido mais fraco, sendo os seis ácidos fortes mais comuns:

  • Ácido clorídrico (HCl)
  • Ácido bromídrico (HBr)
  • Ácido iodídrico (HI)
  • Ácido sulfúrico (H2SO4; somente o primeiro próton é considerado fortemente ácido)
  • Ácido nítrico (HNO3)
  • Ácido perclórico (HClO4)
Na teoria, cada um desses ácidos ioniza essencialmente 100% em solução. Por definição, um ácido forte é aquele que se dissocia completamente na água; em outras palavras, um mol do ácido forte genérico, HA, produzirá um mol de H +, e um mol de base conjugada, A-, com nenhum ácido HA desprotonado permanecendo em solução.

Por outro lado, no entanto, um ácido fraco, menos disposto a doar o seu próton, se dissociará parcialmente em solução. Em equilíbrio, tanto uma base ácida quanto a base conjugada estarão sempre presentes, juntamente com uma quantidade significativa da espécie não dissociada, HA.

Fatores que afetam a força de um ácido


Existem dois fatores principais que contribuem para a força geral de um ácido, sendo eles, a polaridade da molécula e a força da ligação H-A.

Esses dois fatores estão fortemente relacionados com a força de um ácido, pois quanto mais polar a molécula, maior será a densidade de elétrons dentro da molécula que será desviada do próton. Além disso, quanto maior a carga positiva parcial no próton, mais fraca será a ligação H-A e mais rapidamente o próton se dissociará em solução.

As forças ácidas também são frequentemente discutidas em termos da estabilidade da base conjugada. Os ácidos mais fortes têm um Ka maior e um pKa mais negativo que os ácidos mais fracos.

Constante de dissociação ácida (Ka)


A constante de dissociação ácida (Ka) é uma medida quantitativa da força de um ácido em solução. Ka é a constante de equilíbrio para a seguinte reação de dissociação de um ácido em solução aquosa:

HA(aq) ⇌ H+(aq) + A (aq)

Na reação acima, o HA (ácido genérico), A (a base conjugada do ácido) e H+ (íon hidrogênio ou próton) estão em equilíbrio quando suas concentrações não mudam ao longo do tempo. Como em todas as constantes de equilíbrio, o valor de Ka é determinado pelas concentrações (em mol / L) de cada espécie aquosa em equilíbrio. A expressão Ka é a seguinte:

Ka=[H+][A][HA]

As constantes de dissociação ácida são frequentemente associadas a ácidos fracos, ou ácidos que não se dissociam completamente em solução. Isso ocorre porque se presume que ácidos fortes ionizem completamente em solução e, portanto, seus valores de Ka são extremamente altos.

pKa e a sua relação com Ka


Devido às muitas ordens de magnitude abrangidas pelos valores de Ka, uma medida logarítmica da constante de dissociação ácida é mais comumente usada na prática. A constante logarítmica (pKa) é igual a -log10 (Ka).

Quanto maior o valor de pKa, menor a extensão da dissociação. Um ácido fraco tem um valor de pKa na faixa aproximada de -2 a 12 na água. Diz-se que ácidos com um valor de pKa menor que cerca de -2 são ácidos fortes.

Um ácido forte é quase completamente dissociado em solução aquosa; é dissociado na medida em que a concentração do ácido não dissociado se torna indetectável. Os valores de pKa para ácidos fortes podem ser estimados por meios teóricos ou extrapolando a partir de medições em solventes não aquosos com uma constante de dissociação menor, como acetonitrila e dimetilsulfóxido.

Exemplo

O ácido acético é um ácido fraco com uma constante de dissociação ácida Ka = 1,8 × 10−5.

Qual é o pKa para o ácido acético?

pKa=−log(1.8×10−5)=4.74

Grau de ionização e a força dos ácidos


A força de um ácido também pode ser descoberta através do seu grau de ionização. O cálculo do grau de ionização dos ácidos é representado pela letra α (alfa), sendo definido como a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas. A equação do grau de ionização dos ácidos é expressa por:

equaçao grau de ionizaçao

Se o resultado da expressão for :

α < 5% ácido fraco
50% > α > 5% ácido moderado
α > 50% ácido forte

Na prática, os ácidos podem ser classificados quanto à força da seguinte forma:

Para os hidrácidos:

HF Moderado
HCl, HBr, HI Forte
Demais Fraco

Para os oxiácidos de fórmula HxEOy quando:

y – x = 0 Fraco
y – x = 1 Moderado
y- x = 2 Forte
y - x = 3 Muito Forte

Tendo como Exceção o H2CO3

x = 2 e y = 3.

3 – 2 = 1: que deveria ser classificado como moderado, mas no entanto, possui características de um ácido fraco.

Referências



Sobre o autor


Pedro Coelho Olá meu nome é Pedro Coelho, eu sou engenheiro químico, engenheiro de segurança do trabalho e Green Belt em Lean Six Sigma. Além disso, também sou técnico em informática, e em parte de minhas horas vagas me dedico a escrever artigos aqui no ENGQUIMICASANTOSSP, para ajudar estudantes de Engenharia Química e outros cursos. Se você acha legal esse projeto, siga-nos através de nossas paginas nas redes sociais e ajude-nos a divulgar essa ideia, compartilhando com seus amigos as nossas postagens.

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