Constante de dissociação ácida: definição de Ka

A constante de dissociação ácida é a constante de equilíbrio para a reação de dissociação de um ácido e é denotada por K_para. Esta constante de equilíbrio é uma medida quantitativa da força de um ácido em uma solução. k_para É comumente expresso em unidades de mol/L. Existem tabelas de constantes de dissociação ácida, para fácil referência. Para uma solução aquosa, a forma geral da reação de equilíbrio é:

h + h_doisOU ⇆ A^– + H₃OU⁺

onde HA é um ácido que se dissocia na base conjugada do ácido A^– e um íon hidrogênio que se combina com água para formar o íon hidrônio H₃OU⁺. Quando as concentrações de HA, A^–e H₃OU⁺ não muda mais com o tempo, a reação está em equilíbrio e a constante de dissociação pode ser calculada:

k_para = [A^–][H₃O⁺] / [HA][H₂O]

onde os colchetes indicam concentração. A menos que um ácido seja extremamente concentrado, a equação simplifica mantendo a concentração de água constante:

HA ⇆ A^– + H⁺
k_para = [A^–][H⁺]/[HA]

A constante de dissociação ácida também é conhecida como constante de acidez ou constante de ionização ácida.

Razão de Ka e pKa

Um valor relacionado é pK_paraque é a constante de dissociação do ácido logarítmico:

pacote_para = -log₁₀k_para

Usando Ka e pKa para prever o equilíbrio ácido e força

k_para pode ser usado para medir a posição de equilíbrio:

• sim k_para é grande, a formação de produtos de dissociação é favorecida.
• sim k_para é pequeno, o ácido não dissolvido é favorecido.

k_para pode ser usado para prever a força de um ácido:

• sim k_para é grande (pK_para é pequeno) isso significa que o ácido é principalmente dissociado, então o ácido é forte. Ácidos com pK_para menos de cerca de -2 são ácidos fortes.
• sim k_para é pequeno (pK_para é grande), pouca dissociação ocorreu, então o ácido é fraco. Ácidos com pK_para na faixa de -2 a 12 em água são ácidos fracos.

k_para é uma medida melhor da força de um ácido do que o pH porque a adição de água a uma solução ácida não altera sua constante de equilíbrio ácido, mas altera o H⁺ concentração de íons e pH.

Exemplo de Ka

A constante de dissociação ácida, K_para do ácido HB é:

HB (ac) ↔ H.⁺(ac) + B^–(ac)
k_para = [H⁺][B^–] / [HB]

Para a dissociação do ácido etanoico:

CH₃COOH_(ac) + H_doisOU_(EU) =CH₃COO^–_(ac) + H₃OU⁺_(ac)
k_para = [CH₃COO^–_(aq)][H₃O⁺_(aq)] / [CH₃COOH_(aq)]

pH constante de dissociação ácida

A constante de dissociação ácida pode ser encontrada se o pH for conhecido. Por exemplo:

Calcule a constante de dissociação ácida K_para para uma solução aquosa 0,2 M de ácido propiônico (CH₃CH_doisCO_doisH) que tem um valor de pH de 4,88.

Para resolver o problema, primeiro escreva a equação química da reação. Você deve ser capaz de reconhecer que o ácido propiônico é um ácido fraco (porque não é um dos ácidos fortes e contém hidrogênio). Sua dissociação em água é:

CH₃CH_doisCO_doisH + H_dois ⇆H₃OU⁺ +CH₃CH_doisCO_dois^–

Monte uma tabela para acompanhar as condições iniciais, a mudança nas condições e a concentração de equilíbrio das espécies. Isso às vezes é chamado de tabela ICE:

	CH3CHdoisCOdoish	h3OU+	CH3CHdoisCOdois–
Concentração inicial	0,2 milhão	0 minutos	0 minutos
Mudança na concentração	-xM	+xM	+xM
concentração de equilíbrio	(0,2 – x) M	xM	xM

x = [H₃O⁺

Now use the pH formula:

pH = -log[H₃O⁺]
-pH = log[H₃O⁺] = 4,88
[H₃O⁺ = 10^-4.88 = 1.32 x 10^-5

Plug in this value for x to solve for K_a:

K_a = [H₃O⁺][CH₃CH₂CO₂^–] / [CH₃CH₂CO₂H]
k_para = x^dois / (0,2 – x)
k_para = (1,32 × 10^-5)^dois / (0,2 – 1,32 x 10^-5)
k_para = 8,69 × 10^-10