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, 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:

$K_a=\frac{[A^{-}]\cdot \left[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\right]}{[HA]}$

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: $H_{2}A+H_{2}O\leftrightarrow H{A}^{-}+H_3{O}^{+}$

$K_{a1}=\frac{[H{A}^{-}]\cdot \left[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\right]}{[H_{2}A]}$

Segunda etapa: $H{A}^{-}+H_{2}O\leftrightarrow A^{2-}+H_3{O}^{+}$

$K_{a2}=\frac{[A^{2-}]\cdot \left[{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}\right]}{[H{A}^{-}]}$

A acidez pode também ser expressa pelo $p{K}_a$:

$p{K}_a=-\log K_a$ (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 $p{K}_a$ na faixa de aproximadamente −2 a 12 em água. Ácidos com um valor de $p{K}_a$ 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 $p{K}_a$ 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 $p{K}_a$de cada próton.

Relação entre o $p{K}_a$e o ponto isoelétrico

Pode-se relacionar os valores do $p{K}_a$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 $p{K}_a$muito próximos apresentarão pontos estequiométricos mais próximos e não tão evidentes quanto um ácido poliprótico cujos valores de $p{K}_a$ 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