Constante de ionização: equação e exercícios

A constante de ionização (ou dissociação) é uma propriedade que reflete a tendência de uma substância em liberar íons hidrogênio; isto é, está diretamente relacionado à força de um ácido. Quanto maior o valor da constante de dissociação (Ka), maior a liberação de íons hidrogênio pelo ácido.

Quando se trata de água, por exemplo, sua ionização é conhecida como ‘auto-hidrólise’ ou ‘auto-ionização’. Aqui, uma molécula de água produz um H + para outro, produzindo íons H 3 O + e OH , como pode ser visto na imagem abaixo.

Constante de ionização: equação e exercícios 1

Fonte: Cdang [domínio público], do Wikimedia Commons

A dissociação de um ácido de uma solução aquosa pode ser esquematizada da seguinte forma:

HA + H 2 O <=> H 3 O + + A

Onde HA representa o ácido ionizado, H 3 O + no íon hidrônio e A sua base conjugada. Se o Ka for alto, uma grande parte do HA será dissociada e, portanto, haverá uma maior concentração do íon hidrônio. Esse aumento na acidez pode ser determinado pela observação de uma alteração no pH da solução, cujo valor é inferior a 7.

Equilíbrio de ionização

As setas duplas na equação química superior indicam que é estabelecido um equilíbrio entre reagentes e produto. Como todo equilíbrio tem uma constante, o mesmo ocorre com a ionização de um ácido e é expresso da seguinte forma:

K = [H 3 O + ] [A ] / [HA] [H 2 O]

Termodinamicamente, a constante Ka é definida em termos de atividades, não em concentrações. No entanto, em soluções aquosas diluídas, a atividade da água é de cerca de 1, e as atividades do íon hidrônio, da base conjugada e do ácido não dissociado estão próximas de suas concentrações molares.

Por esses motivos, foi introduzido o uso da constante de dissociação (ka) que não inclui a concentração de água. Isso permite que a dissociação ácida fraca seja esquematizada de maneira mais simples, e a constante de dissociação (Ka) é expressa da mesma maneira.

HA <=> H + + A

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

Ka

A constante de dissociação (Ka) é uma forma de expressão de uma constante de equilíbrio.

As concentrações do ácido não dissociado, da base do conjugado e do hidrônio ou íon hidrogênio permanecem constantes quando a condição de equilíbrio é atingida. Por outro lado, a concentração da base conjugada e a do íon hidrônio são exatamente as mesmas.

Seus valores são dados em potências de 10 com expoentes negativos; portanto, uma forma mais simples e mais gerenciável de expressão de Ka foi introduzida, que eles chamaram de pKa.

pKa = – log Ka

PKa é comumente chamado constante de dissociação ácida. O valor de pKa é uma indicação clara da força de um ácido.

Os ácidos que têm um valor de pKa menor ou mais negativo que -1,74 (pKa do íon hidrônio) são considerados ácidos fortes. Enquanto os ácidos que têm um pKa maior que -1,74, são considerados ácidos não fortes.

Equação de Henderson-Hasselbalch

A partir da expressão de Ka, deduz-se uma equação que é de imensa utilidade nos cálculos analíticos.

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

Tomando logaritmos,

log Ka = log H + + log A – log HA

E limpando o log H + :

-log H = – log Ka + log A – log HA

Em seguida, usando as definições de pH e pKa e reagrupando termos:

pH = pKa + log (A / HA)

Esta é a famosa equação de Henderson-Hasselbalch.

Use

A equação de Henderson-Hasselbach é usada para estimar o pH das soluções tampão, bem como como as concentrações relativas da base conjugada e do ácido influenciam o pH.

Quando a concentração da base conjugada é igual à concentração do ácido, a razão entre as concentrações de ambos os termos é igual a 1; e, portanto, seu logaritmo é igual a 0.

Como conseqüência, o pH = pKa tem tanta importância, pois nessa situação a eficiência de amortecimento é máxima.

A zona de pH é geralmente obtida onde existe a capacidade máxima do buffer, aquela em que o pH = pka ± 1 unidade de pH.

Exercícios constantes de ionização

Exercício 1

A solução diluída de um ácido fraco tem as seguintes concentrações em equilíbrio: ácido não dissociado = 0,065 M e concentração da base conjugada = 9,10 -4 M. Calcule o Ka e o pKa do ácido.

A concentração de hidrogenação ou íon hidrônio é igual à concentração da base conjugada, pois provém da ionização do mesmo ácido.

Substituindo na equação:

Ka = [H + ] [A ] / HA

Substituindo na equação por seus respectivos valores:

Ka = (9 x 10 -4 M) (9 · 10 -4 M) / 65 · 10 -3 M

= 1,246 x 10 -5

E então calculando seu pKa

pKa = – log Ka

= – log 1,246 x 10 -5

= 4.904

Exercício 2

Um ácido fraco com uma concentração de 0,03 M, tem uma constante de dissociação (Ka) = 1,5 · 10 -4 . Calcular: a) pH da solução aquosa; b) o grau de ionização do ácido.

No equilíbrio, a concentração de ácido é igual a (0,03 M – x), onde x é a quantidade de ácido que se dissocia. Portanto, a concentração de íon hidrogênio ou hidrônio é x, assim como a concentração da base conjugada.

Ka = [H + ] [A ] / [HA] = 1,5 · 10 -6

[H + ] = [A ] = x

Y [HA] = 0,03 M – x. O pequeno valor de Ka indica que o ácido provavelmente se dissociou muito pouco, então (0,03 M – x) é aproximadamente igual a 0,03 M.

Substituindo em Ka:

1.510 -6 = x 2 / 310-2

x 2 = 4.510 -8 M 2

x = 2,12 x 10 -4 M

E como x = [H + ]

pH = – log [H + ]

= – log [2,12 x 10 -4 ]

pH = 3,67

E finalmente, quanto ao grau de ionização: pode ser calculado pela seguinte expressão:

[H + ] ou [A ] / HA] x 100%

(2,12 · 10 -4 / 3 · 10 -2 ) x 100%

0,71%

Exercício 3

Calculo o Ka a partir da porcentagem de ionização de um ácido, sabendo que ele é ionizado em 4,8% a partir de uma concentração inicial de 1,5 · 10 -3 M.

Para calcular a quantidade de ácido ionizado, são determinados 4,8%.

Quantidade ionizada = 1,5 · 10 -3 M (4,8 / 100)

= 7,2 x 10-5 M

Esta quantidade de ácido ionizado é igual à concentração da base conjugada e à concentração do íon hidrônio ou da hidrogenação no equilíbrio.

A concentração de ácido no equilíbrio = concentração inicial de ácido – a quantidade de ácido ionizado.

[HA] = 1,5 · 10 -3 M – 7,2 · 10 -5 M

= 1.428 x 10 -3 M

E resolvendo então com as mesmas equações

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

Ka = (7,2 · 10 -5 M x 7,2 · 10 -5 M) / 1.428 · 10 -3 M

= 3,63 x 10 -6

pKa = – log Ka

= – log 3,63 x 10 -6

= 5,44

Referências

  1. Química LibreTexts. (sf). Constante de dissociação. Recuperado de: chem.libretexts.org
  2. Wikipedia (2018). Constante de dissociação. Recuperado de: en.wikipedia.org
  3. Whitten, KW, Davis, RE, Peck, LP e Stanley, GG Chemistry. (2008) Oitava Edição. Cengage Learning
  4. Segel IH (1975). Cálculos bioquímicos 2nd. Edição John Wiley & Sons. INC.
  5. Kabara E. (2018). Como calcular a constante de ionização ácida. Estudo Recuperado de: study.com.

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