A constante de dissociação ácida é a constante de equilíbrio do reação de dissociação de um ácido e é denotado por Kuma. Essa constante de equilíbrio é uma medida quantitativa da força de um ácido em uma solução. Kuma é comumente expresso em unidades de mol / L. tem tabelas de constantes de dissociação ácidas, para fácil referência. Para uma solução aquosa, a forma geral do equilíbrio reação é:
HA + H2O ⇆ A- + H3O+
onde HA é um ácido que se dissocia na base conjugada do ácido A- e um íon hidrogênio que se combina com a água para formar o íon hidrônio H3O+. Quando as concentrações de HA, A-e H3O+ não muda mais com o tempo, a reação está em equilíbrio e a constante de dissociação pode ser calculada:
Kuma = [A-] [H3O+] / [HA] [H2O]
onde os colchetes indicam concentração. A menos que um ácido seja extremamente concentrado, a equação é simplificada mantendo constante a concentração de água:
HA ⇆ A- + H+
Kuma = [A-] [H+] / [HA]
A constante de dissociação ácida também é conhecida como constante de acidez ou constante de ionização ácida.
Relacionando Ka e pKa
Um valor relacionado é pKuma, que é a constante de dissociação do ácido logarítmico:
pKuma = -log10Kuma
Usando Ka e pKa para prever o equilíbrio e a força dos ácidos
Kuma pode ser usado para medir a posição de equilíbrio:
- Se Kuma é grande, a formação dos produtos da dissociação é favorecida.
- Se Kuma é pequeno, o ácido não dissolvido é favorecido.
Kuma pode ser usado para prever a força de um ácido:
- Se Kuma é grande (pKuma é pequeno), significa que o ácido é dissociado principalmente, portanto o ácido é forte. Ácidos com pKuma menos de cerca de -2 são ácidos fortes.
- Se Kuma é pequeno (pKuma é grande), ocorreu pouca dissociação; portanto, o ácido é fraco. Ácidos com pKuma na faixa de -2 a 12 na água são ácidos fracos.
Kuma é uma medida melhor da força de um ácido que o pH porque adicionar água a uma solução ácida não altera sua constante de equilíbrio ácido, mas altera o H+ concentração de íons e pH.
Ka Exemplo
A constante de dissociação ácida, Kuma do ácido HB é:
HB (aq) ↔ H+(aq) + B-aq)
Kuma = [H+] [B-] / [HB]
Para a dissociação de ácido etanóico:
CH3COOHaq) + H2O(eu) = CH3COO-aq) + H3O+aq)
Kuma = [CH3COO-aq)] [H3O+aq)] / [CH3COOHaq)]
Dissociação ácida constante a partir do pH
A constante de dissociação ácida pode ser encontrada, pois o pH é conhecido. Por exemplo:
Calcular a constante de dissociação ácida Kuma para uma solução aquosa de ácido propiônico 0,2 M (CH3CH2CO2H) encontrado com um valor de pH de 4,88.
Para resolver o problema, primeiro, escreva a equação química para a reação. Você deve reconhecer o ácido propiônico como um ácido fraco (porque não é um dos ácidos fortes e contém hidrogênio). Sua dissociação na água é:
CH3CH2CO2H + H2 ⇆ H3O+ + CH3CH2CO2-
Crie uma tabela para acompanhar as condições iniciais, mudanças nas condições e concentração de equilíbrio das espécies. Isso às vezes é chamado de tabela ICE:
| CH3CH2CO2H | H3O+ | CH3CH2CO2- | |
| Concentração inicial | 0,2 M | 0 M | 0 M |
| Mudança na Concentração | -x M | + x M | + x M |
| Concentração de Equilíbrio | (0,2 - x) M | x M | x M |
x = [H3O+
Agora usa a fórmula do pH:
pH = -log [H3O+]
-pH = log [H3O+] = 4.88
[H3O+ = 10-4.88 = 1,32 x 10-5
Conecte esse valor para x para resolver Kuma:
Kuma = [H3O+][CH3CH2CO2-] / [CH3CH2CO2H]
Kuma = x2 / (0,2 - x)
Kuma = (1,32 x 10-5)2 / (0,2 - 1,32 x 10-5)
Kuma = 8,69 x 10-10