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 Kpara. Esta constante de equilíbrio é uma medida quantitativa da força de um ácido em uma solução. kpara 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 + hdoisOU ⇆ 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:
kpara = [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+
kpara = [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 pKparaque é a constante de dissociação do ácido logarítmico:
pacotepara = -log10kpara
Usando Ka e pKa para prever o equilíbrio ácido e força
kpara pode ser usado para medir a posição de equilíbrio:
- sim kpara é grande, a formação de produtos de dissociação é favorecida.
- sim kpara é pequeno, o ácido não dissolvido é favorecido.
kpara pode ser usado para prever a força de um ácido:
- sim kpara é grande (pKpara é pequeno) isso significa que o ácido é principalmente dissociado, então o ácido é forte. Ácidos com pKpara menos de cerca de -2 são ácidos fortes.
- sim kpara é pequeno (pKpara é grande), pouca dissociação ocorreu, então o ácido é fraco. Ácidos com pKpara na faixa de -2 a 12 em água são ácidos fracos.
kpara 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, Kpara do ácido HB é:
HB (ac) ↔ H.+(ac) + B–(ac)
kpara = [H+][B–] / [HB]
Para a dissociação do ácido etanoico:
CH3COOH(ac) + HdoisOU(EU) =CH3COO–(ac) + H3OU+(ac)
kpara = [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 Kpara para uma solução aquosa 0,2 M de ácido propiônico (CH3CHdoisCOdoisH) 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:
CH3CHdoisCOdoisH + Hdois ⇆H3OU+ +CH3CHdoisCOdois–
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 Ka:
Ka = [H3O+][CH3CH2CO2–] / [CH3CH2CO2H]
kpara = xdois / (0,2 – x)
kpara = (1,32 × 10-5)dois / (0,2 – 1,32 x 10-5)
kpara = 8,69 × 10-10