Constante de ionização

Estrutura química da constante de ionização. Fonte: Wikimedia Commons

O que é constante de ionização?

O constante de ionização, Constante de dissociação ou acidez constante, é uma propriedade que reflete a tendência de uma substância para liberar íons de hidrogênio. Isto é, está diretamente relacionado à força de um ácido.

Quanto maior o valor da constante de dissociação (ka), maior a liberação de hidrogenions ácidos.

Quando se trata de água, por exemplo, sua ionização é conhecida pelo nome de 'auto -propotólise' ou 'auto -realização'.

Aqui, uma molécula de água dá um h⁺ para outro, produzindo os íons h₃QUALQUER⁺ e oh^-, Como pode ser visto na imagem superior.

A dissociação de uma solução ácida pode ser esquematizada da seguinte forma:

Ha +h₂o h₃QUALQUER⁺     +       PARA^-

Onde representa o ácido ionizado, h₃QUALQUER⁺ para o íon hidrônio, e para^- Sua base conjugada. Se o ka é alto, um grande.

Esse aumento na acidez pode ser determinado observando uma mudança no pH da solução, cujo valor está abaixo de 7.

Equilização de ionização

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

K = [h₃QUALQUER⁺][PARA^-]/[Ha] [h₂o]

Termodinamicamente, a constante KA é definida em termos de atividades, não concentrações.

No entanto, em soluções aquosas diluídas, a atividade da água é de cerca de 1, e as atividades do íon hidrônio, a base do conjugado e o ácido não dissociado estão próximos de suas concentrações molares.

Pode atendê -lo: ácido tartárico

Por esses motivos, o uso da constante de dissociação (KA) que não inclui a concentração de água foi introduzido.

Isso permite a dissociação de ácido fraco.

Ha h⁺     +      PARA^-

Ka = [h⁺][PARA^-] / [Ha]

Ka

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

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

Seus valores são apresentados em poderes de 10 com expoentes negativos; portanto, uma expressão de KA mais simples e gerenciável foi introduzida, que eles chamavam de pka.

pka = - log ka

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

Os ácidos que têm um valor de PKA mais baixo ou mais negativo que -1,74 (Ion PKA de Hydronium) são considerados ácidos fortes. Enquanto os ácidos que têm um PKA maiores que -1,74 são considerados como ácidos não temidos.

Equação de Henderson-Haselbalch

Da expressão de Ka, é deduzida uma equação que resulta da imensa utilidade em cálculos analíticos.

Ka = [h⁺][PARA^-] / [Ha]

Tomando logaritmos,

log ka = log h⁺  +   log a^-   -   LOG HA

E limpar log h⁺:

-log h = - log ka + log a^-   -   LOG HA

Usando então as definições de pH e PKA e termos de reagrupamento:

Pode atendê -lo: hidratantes

ph = pka + log (a^- / Ha)

Esta é a famosa equação de Henderson-Haselbalch.

Usar

A equação de Henderson-Hasselbach é usada para estimar o pH das soluções de amortecedor, para saber como as concentrações relativas da base conjugada e a influência ácida no pH.

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

Como conseqüência, pH = pka, tendo isso muito importante, pois nessa situação a eficiência de amortecimento é máxima.

A área de pH geralmente é levada onde há capacidade máxima de tampão, aquela em que pH = pka ± 1 pH Unidade.

Exercícios constantes de ionização

Exercício 1

A solução diluída de um ácido fraco tem no equilíbrio as seguintes concentrações: ácido não dispersociado = 0,065 me concentração de base conjugada = 9,10^-4 M. Calcule o ka e pka do ácido.

A concentração de hidrogenion ou íon hidrônio é igual à concentração da base do conjugado, pois eles vêm da ionização do mesmo ácido.

Substituindo a equação:

Ka = [h⁺][PARA^-] / Ha

Substituindo na equação por seus respectivos valores:

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

= 1.246 · 10^-5

E depois calculando seu pka

pka =- log ka

= - log 1.246 · 10^-5

= 4.904

Exercício 2

Um ácido fraco com uma concentração de 0,03 m, possui uma constante de dissociação (ka) = 1,5 · 10^-4. Calcule: a) pH de solução aquosa; b) o grau de acidização do ácido.

Em equilíbrio, a concentração de ácido é igual a (0,03 m - x), sendo x a quantidade de ácido que se dissocia. Portanto, a concentração de íons de hidrogênio ou hidrônio é x, bem como a concentração da base do conjugado.

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Ka = [h⁺][PARA^-] / [Ha] = 1,5 · 10^-6

[H⁺] = [A^-] = x

E [ha] = 0,03 m - x. O pequeno valor do KA indica que o ácido provavelmente era muito pequeno, então (0,03 m - x) é de aproximadamente 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, finalmente, com relação 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

Cálculo do ka a partir da porcentagem de ionização de um ácido, sabendo que é ionizado em 4,8% de uma concentração inicial de 1,5,10^-3 M.

Para calcular a quantidade, o ácido ácido é determinado por seus 4,8%.

Quantidade ionizada = 1,5 · 10^-3 M (4.8/100)

= 7,2 x 10^-5 M

Essa quantidade de ácido ionizada é igual à concentração da base do conjugado e à concentração do íon hidrogênio ou hidrogenion no equilíbrio.

A concentração de ácido em 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 então resolvendo as mesmas equações

Ka = [h⁺][PARA^-] / [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. Constante de dissociação. Química recuperada.Librettexts.org
2. Constante de dissociação. Recuperado de.Wikipedia.org
3. Whitten, k. C., Davis, r. E., Peck, l. P. E Stanley, G. G. (2008). Química. Cengage Learning.
4. Segel i. H. (1975). Cálculos bioquímicos.