Licenciatura Plena em Química (Universidade de Cruz Alta, 2004)
Mestrado em Química Inorgânica (Universidade Federal de Santa Maria, 2007)
Ouça este artigo:
Um ácido, de acordo com uma de suas definições, trata-se de uma espécie química capaz de ionizar-se, liberando íons de hidrogênio (H+) em meio aquoso. Sua identificação teórica pode se dar com relação à presença do elemento hidrogênio em sua molécula, ou experimentalmente por sua propriedade de liberação desse hidrogênio no estado gasoso quando em reação química com metal mais reativo do que o hidrogênio.
Abaixo são mostrados dois exemplos de ácidos de elevada importância, tanto para a indústria como no laboratório de pesquisa, o primeiro um hidrácido (não apresenta oxigênio em sua molécula) e o segundo um oxiácido (apresenta o oxigênio).
HCl: ácido clorídrico
H2SO4: ácido sulfúrico
Quando um ácido se ioniza em água, passa a ocorrer um processo de equilíbrio, representado por:
HA + H2O ↔ A- + H3O+
Ou ainda, de modo simplificado:
HA ↔ A- + H+
O grau de ionização de um ácido é denominado de constante de acidez, e representado por Ka. O nome de constante de ionização também é empregado, e pode ser definido matematicamente conforme mostrado abaixo:
As espécies representadas entre conchetes representam suas concentrações molares. Dessa forma, o cálculo da constante de acidez considera o quociente entre o produto da concentração molar de sua base conjugada e de seu número de íons de hidrogênio, pelo de suas partículas não ionizadas. Deste modo, seu valor de Ka é diretamente proporcional à concentração iônica, o que indica que quanto maior for o valor de Ka para um ácido, maior será sua ionização e maior será a força desse ácido.
A Tabela 1 mostra o valor de constante de acidez para alguns ácidos, na temperatura de 25°C (a temperatura interfere significativamente no Ka de um ácido).
ÁCIDOS | Ka | FORÇA ÁCIDA |
HCl | 10+7 | Muito Forte |
H2SO4 | 10+3 | Muito Forte |
H2SO3 | 1,5.10-2 | Forte |
H3PO4 | 7,6.10-3 | Fraco |
HNO2 | 4,3.10-4 | Fraco |
HF | 3,5.10-4 | Fraco |
CH3COOH | 1,8.10-5 | Fraco |
H2CO3 | 4,3.10-7 | Fraco |
H2S | 1,3.10-7 | Fraco |
HCN | 4,9.10-10 | Muito Fraco |
Tabela 1. Constante de acidez de alguns ácidos 1.
No topo da tabela estão os ácidos mencionados no início deste texto. Tanto o ácido clorídrico quanto o ácido sulfúrico apresentam elevado Ka, tratando-se de ácidos muito fortes. Já o ácido cianídrico, em contraponto, apresenta um baixo Ka, tratando-se de um ácido muito fraco. Dessa forma, podemos concluir que uma solução de ácido clorídrico ou de ácido sulfúrico apresenta uma grande parte de íons em solução, já uma solução a partir do ácido cianídrico apresenta grande parte de moléculas dissolvidas.
Experimentalmente pode-se averiguar esse comportamento ao se fazer tais soluções serem atravessadas por uma corrente elétrica, compondo um circuito capaz de acender uma lâmpada, por exemplo. Observa-se então que em todas as soluções há passagem de corrente elétrica, mas a lâmpada está mais intensa na medida em que o ácido é mais forte (apresenta um maior número de partículas iônicas em solução, responsáveis pela transmissão de corrente elétrica).
Referências:
1. //www.soq.com.br/conteudos/em/equilibrioquimico/p4.php
ATKINS, Peter; JONES, Loreta; Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Porto Alegre: Bookman, 2001.
Texto originalmente publicado em //www.infoescola.com/quimica/constante-de-acidez/
Por Camila Salgado de Paula
Professora de Química do Colégio Qi
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:
Constante de ionização em ácidos (Foto: Colégio Qi)
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:
Tabela com constante de ionização após equilíbrio (Foto: Colégio Qi)
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:
Valor da constante de ionização de algumas bases (Foto: Colégio Qi)
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$$$^{-5}$$$
Os comentários são de responsabilidade exclusiva de seus autores e não representam a opinião deste site. Se achar algo que viole os termos de uso, denuncie. Leia as perguntas mais frequentes para saber o que é impróprio ou ilegal.