thumb|right|305px|Ácido acético, CH3COOH, um ácido fraco, doa um próton (íon hidrogênio, destacado em verde) à água em uma reação de equilíbrio presultando o íon acetato e o íon hidrônio. Em vermelho, oxigênio, em preto, carbono, em branco, o hidrogênio.

Em química, a constante de acidez Ka, também chamada constante de dissociação ácida ou constante de ionização ácida, é uma constante de equilíbrio que exprime o grau de dissociação para um dado ácido de Brønsted numa reação de equilíbrio químico. Tal constante possui definições diferentes para ácidos fortes, moderados e fracos.

Fundamentos teóricos Esta constante de dissociação para um ácido é uma consequência direta da termodinâmica subjacente à reação de dissociação; o valor de pKa é directamente proporcional à variação padrão de energia livre de Gibbs para a reacção. O valor de pKa altera-se com a temperatura e pode ser compreendido quantitativamente com base no princípio de Le Chatelier: quando a reacção é endotérmica, Ka aumenta e pKa diminui com o aumento da temperatura; o contrário ocorre nas reações exotérmicas.

O valor de pKa também depende da estrutura molecular do ácido de muitas formas. Por exemplo, Linus Pauling propôs duas regras: uma para o pKa sucessivo dos ácidos polipróticos (ver Ácidos polipróticos abaixo), e outra para estimar o pKa de oxiácidos com base no número de grupos =O e −OH (ver Fatores que afetam os valores de pKa abaixo). Outros fatores estruturais que influenciam a magnitude da constante de dissociação ácida incluem efeitos indutivos, efeitos mesoméricos e ligações de hidrogénio. As equações do tipo Hammett têm sido frequentemente aplicadas para estimar pKa.

O comportamento quantitativo dos ácidos e das bases em solução só pode ser compreendido se os seus valores de pKa forem conhecidos. Especificamente, o pH de uma solução pode ser previsto quando a concentração analítica e os valores de pKa de todos os ácidos e bases são conhecidos; por outro lado, é possível calcular a concentração de equilíbrio de ácidos e bases em solução quando o pH é conhecido. Estes cálculos têm aplicações em muitas áreas da química, biologia, medicina e geologia. Por exemplo, muitos compostos utilizados para medicamentos são ácidos ou bases fracos, e o conhecimento dos valores de pKa, juntamente com o coeficiente de partição octanol-água, pode ser utilizado para estimar a extensão em que o composto entra na corrente sanguínea. As constantes de dissociação ácida são também essenciais na química aquática e na oceanografia química, onde a acidez da água desempenha um papel fundamental. Nos organismos vivos, a homeostasia ácido-base e a cinética enzimática dependem dos valores de pKa dos muitos ácidos e bases presentes na célula e no organismo. Em química, o conhecimento dos valores de pKa é necessário para a preparação de soluções tampão e é também um requisito para a compreensão quantitativa da interacção entre ácidos ou bases e iões metálicos para formar complexos. Experimentalmente, os valores de pKa podem ser determinados por titulação potenciométrica (pH), mas para valores de pKa inferiores a cerca de 2 ou superiores a 11, podem ser necessárias medições espectrofotométricas ou de ressonância magnética nuclear devido a dificuldades práticas com as medições de pH.

Definição matemática

Dado um ácido fraco , sua dissolução em água está sujeita a um equilíbrio:

Ou, simplificadamente:

A constante de acidez ou constante de dissociação ácida, , de HA/A- é definida por:

Onde indica a concentração molar do ácido numa solução aquosa..

A constante de acidez é proporcional a concentração dos ions formados. Portanto, quanto maior o valor de mais ionizado é o ácido, consequentemente maior a sua força.

A constante de acidez depende da temperatura.

Quando a ionização ocorrer por etapas haverá uma constante de acidez para cada etapa:

Primeira etapa:

Segunda etapa:

A acidez pode também ser expressa pelo :

(cologaritmo do )

Quanto maior o valor de maior a força do ácido. Menor valor de , menor a extensão da dissociação. Um ácido fraco tem um valor de na faixa de aproximadamente −2 a 12 em água. Ácidos com um valor de menor que aproximadamente −2 são ditos ácidos fortes; um ácido forte é quase totalmente dissociado em solução aquosa, sendo que a concentração do ácido não dissociado é indetectável. Valores de para ácidos fortes podem, entretanto, ser estimados por meios teóricos ou por extrapolação de medições em solventes não aquosos nos quais a constante de dissociação é menor, tais como acetonitrila e dimetilsulfóxido. Tal constante possui mais de um valor em ácidos polipróticos, Ácidos polipróticos: ácidos que apresentam mais de um hidrogênio ionizável, ou seja, são capazes de doar dois ou mais prótons H+. sendo cada um equivalente ao de cada próton.

Relação entre o e o ponto isoelétrico Pode-se relacionar os valores do e do ponto isoelétrico de um ácido mono e poliprótico a partir do gráfico da titulação de uma base no ácido desejado. Ácidos polipróticos que apresentem valores de muito próximos apresentarão pontos estequiométricos mais próximos e não tão evidentes quanto um ácido poliprótico cujos valores de sejam mais discrepantes. Além disso, ácidos polipróticos apresentam tantos pontos estequiométricos em seu gráfico de titulação quanto hidrogênios ionizáveis.

Ver também

Ácidos fracos Ácidos fortes Constante de basicidade Constante de dissociação

Referências

Categoria:Ácidos Categoria:Propriedades químicas Categoria:Termodinâmica Categoria:Química do equilíbrio