Quanto maior o valor de Ka maior a ionização do ácido logo mais forte será o mesmo?

Ionização de ácidos

Equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico em que aparecem íons. Uma substância que, ao ser adicionada à água, produz íons livres é chamada eletrólito. Os equilíbrios iônicos mais comuns são os que ocorrem com os ácidos, as bases e os sais quando em presença da água, devido ao fenômeno da ionização ou dissociação iônica. Porém, o equilíbrio iônico só é caracterizado quando se refere a um eletrólito fraco, pois se considerarmos que 100% das moléculas, do ácido ou da base, se ionizam, o equilíbrio não é estabelecido, e a reação terá um só sentido.

Quando adicionamos moléculas de um ácido em água, ocorre o fenômeno da ionização. Se for um ácido fraco, como o HCN, ele irá se ionizar conforme a equação a seguir:
HCN$$$_{(aq)}$$$ $$$\iff$$$ H$$$^+_{(aq)}$$$ + CN$$$^ -_{(aq)}$$$ 

A água provoca a ruptura das moléculas de HCN originando os íons H$$$^+$$$ e CN$$$^-$$$. Esta solução é um sistema em equilíbrio, pois, à medida que o processo de ionização acontece, dando origem aos íons, ocorre também a associação iônica, regenerando a molécula de HCN. As duas reações (ionização e associação) se processam simultaneamente e com velocidades iguais, caracterizando um equilíbrio iônico.

Para esta reação, temos a seguinte expressão da constante de equilíbrio:
$$$K_i = \frac {[H^+] \cdot [CN^-]} {[HCN]}$$$

Utilizamos a constante K$$$_i$$$para compostos moleculares em geral, mas no caso de ácidos substituímos esta constante por K$$$_a$$$:
$$$K_a = \frac {[H^+] \cdot [CN^-]} {[HCN]}$$$ 

Pelo valor do Ka podemos prever a força de uma ácido. Quanto mais alto for o valor de K$$$_a$$$, mais forte será o ácido, ou seja, maior é sua tendência em liberar o íon H$$$^+$$$. A tabela abaixo mostra alguns ácidos e seus respectivos valores de Ka:

Quando o ácido em apresentar mais de um hidrogênio ionizável em sua molécula, a ionização deste ácido ocorrerá em etapas. Cada etapa apresentará uma constante de ionização, como mostra a tabela a seguir:

Ionização de bases

A constante de equilíbrio aplicada a um equilíbrio iônico constituído por bases recebe o nome de K$$$_b$$$. Para a base fraca NH$$$_4$$$OH, temos a seguinte equação de ionização:
NH$$$_4$$$OH$$$_{(aq)}$$$ $$$\iff$$$ NH$$$^+_{4(aq)}$$$+ OH$$$^-_{(aq)}$$$

A expressão da constante de equilíbrio da base será:
$$$K_b = \frac {[NH^+_4] \cdot [OH^-]} {[NH_4OH]}$$$

Quanto maior for o valor de K$$$_b$$$, mais forte é a base. Veja o valor de K$$$_b$$$ para algumas bases:

Lei de Ostwald

Esta lei relaciona a constante de equilíbrio, o grau de ionização e a molaridade dos eletrólitos. Ela é expressa por:
$$$K_i = \frac {M \cdot \alpha} {1 - \alpha}$$$

Como se trata de eletrólitos fracos, $$$\alpha$$$ é muito pequeno, logo a expressão é simplificada:
$$$K_i = M \cdot \alpha^2$$$
Onde:
M é a molaridade (mol/L);
α é o grau de ionização;
K$$$_i$$$é a constante de ionização.

Em uma solução, ao aumentarmos o volume por acréscimo de solvente, teremos uma solução mais diluída, e consequentemente a concentração em quantidade de matéria diminui, e o grau de ionização aumenta, tendendo a 100%.

Dessa forma, a lei de diluição de Ostawald estabelece que o acréscimo de solvente em uma solução provoca um aumento no grau de ionização. Quanto menor for a molaridade, maior é o grau de ionização do eletrólito, pois o valor de K$$$_i$$$é constante.

Efeito do íon comum
Efeito do íon comum é o nome dado ao deslocamento do equilíbrio iônico ocasionado pela adição de um íon já existente no equilíbrio. Considerando o seguinte equilíbrio:
CH$$$_3$$$COOH $$$\iff$$$ H$$$^+$$$ + CH$$$_3$$$COO$$$^-$$$

Se adicionarmos a essa solução acetato de sódio, poderemos observar um aumento na concentração de íons acetato no equilíbrio. A dissociação do acetato de sódio é dada pela equação:
NaCH$$$_3$$$COO CH$$$_3$$$COO$$$^-$$$ + Na$$$^+$$$ 

Segundo o princípio de Le Chatelier, a adição dos íons CH3COO- farão com que eles fiquem em excesso, e o sistema então tentará consumi-los, fazendo-os reagir com os íons H$$$^+$$$, favorecendo o equilíbrio no sentido da reação inversa. Como consequência, a concentração dos íons H$$$^+$$$ diminui. O mesmo acontece em soluções básicas.

Exercícios

(PUC-MG) Numa solução de ácido acético (HAc), temos o seguinte equilíbrio:
HAc $$$\iff$$$ H$$$^+$$$ + Ac$$$^-$$$ 

Se adicionarmos acetato de sódio (NaAc) a essa solução: 
a) a concentração de íons H$$$^+$$$ deverá diminuir. 
b) a concentração de íons H$$$^+$$$ permanecerá a mesma. 
c) a concentração de íons H$$$^+$$$ deverá aumentar. 
d) a concentração de HAc não dissociado diminuirá. 
e) nada acontecerá com o equilíbrio. 

Gabarito
Letra A. Ao ser adicionado na solução, o acetato de sódio sofrerá dissociação, liberando o ânion Ac-(CH$$$_3$$$COO$$$^-$$$), já presente no equilíbrio em questão. De acordo com o princípio de Le Chatelier, o sistema irá consumir os íons Ac$$$^-$$$, que irão reagir com os íons H$$$^+$$$, para que o sistema recupere o equilíbrio. Dessa forma, a reação no sentido de formação do ácido acético será favorecida, aumenta a concentração das moléculas desse átomo, e a concentração dos íons H$$$^+$$$ diminuirá.

(PUC) O ácido acético, em solução aquosa 0,02 molar e a 25° C, está 3% dissociado. Sua constante de dissociação, nessas condições, é aproximadamente:
a) 1,8 x 10$$$^{-5}$$$                                                                  
b) 1,2 x 10$$$^{-4}$$$                                                             
c) 2,0 x 10$$$^{-2}$$$
d) 3,6 x 10$$$^{-2}$$$                                                                  
e) 6,0 x 10$$$^{-2}$$$

Gabarito
Letra A. Pela expressão da lei de Ostwald podemos calcular o valor de K$$$_a$$$:
K$$$_a$$$ = M $$$\cdot \alpha^2$$$

Dados:
$$$\alpha$$$ = 0,03
M = 0,02

Substituindo:
K$$$_a$$$ = 0,02 x (0,03)$$$^2$$$ 
K$$$_a$$$= 0,000018
K$$$_a$$$= 1,8 x 10$$$^{-5}$$$