Constante de ionização: equação e exercícios - Ciência - 2023

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Constante de ionização: equação e exercícios - Ciência
Constante de ionização: equação e exercícios - Ciência

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

Quando se trata de água, por exemplo, sua ionização é conhecida como 'autoprotólise' ou 'autoionização'. Aqui, uma molécula de água dá um H+ para outro, produzindo os íons H3OU+ e OH–, como pode ser visto na imagem abaixo.

A dissociação de um ácido de uma solução aquosa pode ser delineada da seguinte maneira:

HA + H2O <=> H3OU+ + A–


Onde HA representa o ácido que ioniza, H3OU+ ao íon hidrônio, e A– sua base conjugada. Se o Ka for alto, mais HA se dissociará e, portanto, haverá uma concentração maior do íon hidrônio. Esse aumento da acidez pode ser determinado observando-se uma mudança no pH da solução, cujo valor está abaixo de 7.

Equilíbrio de ionização

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

K = [H3OU+][PARA–] / [HA] [H2OU]

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


Por estas razões, foi introduzida a utilização da constante de dissociação (ka) que não inclui a concentração de água. Isso permite que a dissociação do ácido fraco seja esquematizada de forma mais simples, e a constante de dissociação (Ka) seja expressa da mesma forma.

HA <=> H+ + A–

Ka = [H+][PARA–] / [ELE TEM]

Ka

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

As concentrações do ácido indissociado, da base conjugada e do íon hidrônio ou hidrogênio permanecem constantes quando a condição de equilíbrio é alcançada. 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, então foi introduzida uma forma mais simples e controlável de expressão Ka, que eles chamaram de pKa.

pKa = - log Ka

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


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

Equação de Henderson-Hasselbalch

Uma equação que é extremamente útil em cálculos analíticos segue da expressão de Ka.

Ka = [H+][PARA–] / [ELE TEM]

Pegando logaritmos,

log Ka = log H+ + log A– - log HA

E resolvendo para log H+:

-log H = - log Ka + log A– - log HA

Então, usando as definições de pH e pKa, e termos de reagrupamento:

pH = pKa + log (A– / ELE TEM)

Esta é a famosa equação de Henderson-Hasselbalch.

Usar

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

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

Como consequência, pH = pKa, sendo isso muito importante, visto que nesta situação a eficiência do tamponamento é máxima.

Normalmente é considerada a zona de pH onde existe a capacidade tampão máxima, 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 do íon hidrogênio ou do íon hidrônio é igual à concentração da base conjugada, uma vez que são provenientes da ionização do mesmo ácido.

Substituindo na equação:

Ka = [H+][PARA–] / ELE TEM

Substituindo na equação por seus respectivos valores:

Ka = (910-4 M) (910-4 M) / 6510-3 M

= 1,246·10-5

E então calcular seu pKa

pKa = - log Ka

= - log 1.246 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. Calcule: a) pH da solução aquosa; b) o grau de ionização do ácido.

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

Ka = [H+][PARA–] / [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:

1,5·10-6 = x2 /3·10-2

x2 = 4,5·10-8 M2

x = 2,12 x 10-4 M

E como x = [H+]

pH = - log [H+]

= - log [2,12 x 10-4]

pH = 3,67

E por fim, quanto ao grau de ionização: pode ser calculado usando a seguinte expressão:

[H+] ou [A–] / HA] x 100%

(2,12·10-4 / 3·10-2) x 100%

0,71%

Exercício 3

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

Para calcular a quantidade de ácido que ioniza, determina-se seu 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 a concentração do íon hidrônio ou hidrogênio no equilíbrio.

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

[HA] = 1,5 · 10-3 M - 7,2 10-5 M

= 1.428 x 10-3 M

E então resolvendo com as mesmas equações

Ka = [H+][PARA–] / [ELE TEM]

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. Chemistry LibreTexts. (s.f.). Constante de dissociação. Recuperado de: chem.libretexts.org
  2. Wikipedia. (2018). Constante de dissociação. Recuperado de: en.wikipedia.org
  3. Whitten, K. W., Davis, R. E., Peck, L. P. & Stanley, G. G. Chemistry. (2008) Oitava Edição. Cengage Learning.
  4. Segel I. H. (1975). Cálculos bioquímicos. 2ª Edição. John Wiley & Sons. INC.
  5. Kabara E. (2018). Como calcular a constante de ionização de ácido. Estude. Recuperado de: study.com.