Constantes de acidez e de basicidade
A Leonor tem duas soluções com a mesma concentração, $0{,}10\ \text{mol/dm}^3$: ácido clorídrico e vinagre (ácido etanoico). Ambas são ácidas, mas o pH do vinagre é muito mais alto. Se a concentração é igual, porque é que o pH é diferente?
Ionização total e ionização parcial
Um ácido, ao dissolver-se em água, cede protões à água e forma o ião hidrónio, $\text{H}_3\text{O}^+$. A força de um ácido depende de quantas moléculas, em cada cem, chegam a ceder o protão.
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Ácido forte (HCl, $\text{HNO}_3$, $\text{H}_2\text{SO}_4$ na 1.ª ionização): ioniza-se praticamente por completo. A reação escreve-se com seta simples: $\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+$.
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Ácido fraco (HF, $\text{CH}_3\text{COOH}$, HCN): só uma pequena fração das moléculas se ioniza. Atinge-se um equilíbrio, com seta dupla: $\text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_3\text{O}^+$.
Com as bases passa-se o mesmo. O NaOH dissocia-se por completo (base forte). O amoníaco reage só em parte: $\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-$ (base fraca).
A figura representa, ao nível das partículas, duas soluções aquosas da mesma concentração ($0,10\ \text{mol/dm}^3$) de dois ácidos diferentes, A e B. a) Compara o número…
A figura representa, ao nível das partículas, duas soluções aquosas da mesma concentração ($0,10\ \text{mol/dm}^3$) de dois ácidos diferentes, A e B.
- a) Compara o número de moléculas não ionizadas e de iões nas duas soluções e indica qual dos ácidos está mais ionizado.
- b) Classifica cada um dos ácidos em forte ou fraco. Justifica.
- c) Escreve a equação da reação do ácido B com a água, usando a seta adequada à sua força.
- d) Qual das duas soluções tem pH mais baixo? Justifica.
Constante de acidez e de basicidade
Num ácido fraco HA, a ionização é um equilíbrio, logo tem constante de equilíbrio. Como a água está em enorme excesso, a sua concentração não entra na expressão:
$$K_a = \frac{[\text{A}^-]_{eq}\,[\text{H}_3\text{O}^+]_{eq}}{[\text{HA}]_{eq}}$$Para uma base fraca B, $\text{B} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{BH}^+ + \text{OH}^-$:
$$K_b = \frac{[\text{BH}^+]_{eq}\,[\text{OH}^-]_{eq}}{[\text{B}]_{eq}}$$A fração de moléculas ionizadas chama-se grau de ionização, $\alpha = \dfrac{[\text{H}_3\text{O}^+]_{eq}}{c_0}$ (para um ácido monoprótico fraco).
Quanto maior o $K_a$, mais deslocado para a direita está o equilíbrio e mais forte é o ácido. O mesmo vale para $K_b$ e as bases. Os valores dependem da temperatura (as tabelas costumam dar os de 25 °C).
Concentrações de equilíbrio e pH
Para um ácido fraco de concentração inicial $c_0$, faz-se uma tabela: inicial, variação e equilíbrio. Se $x$ é a concentração de HA que se ioniza, então $[\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{A}^-] = x$ e $[\text{HA}] = c_0 - x$. Depois substitui-se em $K_a$ e calcula-se o pH.
A força de um ácido fraco mede-se pela sua constante de acidez, $K_a$, e a de uma base fraca pela constante de basicidade, $K_b$. A tabela reúne alguns valores a 25 °C.…
A força de um ácido fraco mede-se pela sua constante de acidez, $K_a$, e a de uma base fraca pela constante de basicidade, $K_b$. A tabela reúne alguns valores a 25 °C.
| Ácido | $K_a$ (25 °C) |
|---|---|
| Fluorídrico, $\text{HF}$ | $6,8 \cdot 10^{-4}$ |
| Etanoico (acético), $\text{CH}_3\text{COOH}$ | $1,8 \cdot 10^{-5}$ |
| Amónio, $\text{NH}_4^+$ | $5,6 \cdot 10^{-10}$ |
| Cianídrico, $\text{HCN}$ | $6,2 \cdot 10^{-10}$ |
- a) Ordena os quatro ácidos por ordem crescente de força.
- b) Escreve a expressão da constante de acidez do ácido etanoico a partir da sua reação com a água.
- c) Sem fazer cálculos, indica qual dos quatro ácidos tem a base conjugada mais forte. Justifica a relação que usaste entre a força de um ácido e a da sua base conjugada.
- d) Indica, justificando, se o ião $\text{F}^-$ é uma base mais forte ou mais fraca do que o ião $\text{CH}_3\text{COO}^-$.
Pares conjugados: Ka × Kb = Kw
Num par conjugado, o ácido HA e a sua base conjugada $\text{A}^-$, as constantes estão ligadas. Somando as reações de ionização do ácido e de reação da base com a água, obtém-se a autoionização da água, e as constantes multiplicam-se:
$$K_a \cdot K_b = K_w = 1{,}0\cdot10^{-14}\ (25\ °\text{C})$$Consequência: ácido forte ⇒ base conjugada muito fraca, e vice-versa. Por isso o $\text{Cl}^-$, base conjugada do HCl, não reage de forma apreciável com a água, e o HCl, que se ioniza totalmente, não tem $K_a$ tabelado.
Para um par conjugado ácido-base, as constantes estão relacionadas pelo produto iónico da água: $K_a \cdot K_b = K_w$. A 25 °C, $K_a \cdot K_b = 1,0 \cdot 10^{-14}$. a)…
Para um par conjugado ácido-base, as constantes estão relacionadas pelo produto iónico da água: $K_a \cdot K_b = K_w$. A 25 °C, $K_a \cdot K_b = 1,0 \cdot 10^{-14}$.
- a) Calcula a constante de basicidade do ião etanoato, $\text{CH}_3\text{COO}^-$, sabendo que $K_a(\text{CH}_3\text{COOH}) = 1,8 \cdot 10^{-5}$.
- b) A constante de basicidade do amoníaco é $K_b(\text{NH}_3) = 1,8 \cdot 10^{-5}$. Compara o resultado da alínea anterior com este valor e conclui qual das duas bases é mais forte.
- c) Os ácidos fortes, como o $\text{HCl}$, não aparecem em tabelas de $K_a$. Explica por que razão a sua constante de acidez não se consegue definir e medir como a dos ácidos fracos.
- d) Duas soluções de concentração $0,10\ \text{mol/dm}^3$, uma de $\text{HCl}$ e outra de $\text{CH}_3\text{COOH}$, têm pH diferentes. Indica qual delas tem o pH mais baixo e justifica sem recorrer a cálculos.
Em resumo
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Ácidos e bases fortes ionizam-se totalmente (seta simples); os fracos apenas em parte (seta dupla ⇌).
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$K_a = \dfrac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{HA}]}$ e $K_b = \dfrac{[\text{BH}^+][\text{OH}^-]}{[\text{B}]}$; a água não entra.
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Maior $K_a$ (ou $K_b$) significa ácido (ou base) mais forte, e pH mais baixo (ou mais alto) à mesma concentração.
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Num par conjugado, $K_a \cdot K_b = K_w = 1{,}0\cdot10^{-14}$ a 25 °C: quanto mais forte o ácido, mais fraca a sua base conjugada.