Chapter 15: Acids and Bases

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15.2:

Forças de Ácidos/Bases e Constantes de Dissociação

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Acid/Base Strengths and Dissociation Constants

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Os ácidos e bases podem ser categorizados por serem ou não um ácido forte, uma base forte, um ácido fraco, ou uma base fraca. Existem muito poucos ácidos e bases fortes portanto, a maioria dos ácidos e as bases são fracas. Um ácido forte, como o ácido clorídrico, dissocia-se completamente em íons de hidrogénio e íons de cloreto quando dissolvido em água.Uma base forte, como o hidróxido de sódio, dissocia-se completamente em íons de sódio e íons de hidróxido. Os ácidos e bases fracos dissociam-se parcialmente e estão presentes em ambas as formas ionizadas e não ionizadas. Por exemplo, ambos os ácidos acéticos e as suas fracas bases conjugadas, acetato, são encontrados numa solução aquosa.O grau de dissociação de um ácido ou base fraca pode ser medido utilizando a sua constante de equilíbrio. A constante de equilíbrio para ácidos fracos tem um nome especial, a constante de dissociação ácida, ou, Ka.Para um ácido genérico fraco HA, Ka a uma dada temperatura pode ser calculada através de uma equação de equilíbrio:dividindo a concentração de produtos, íon A e íon hidrônico, pela concentração de reagentes, HA e água. Como a água é líquida e a sua concentração permanece quase inalterada na reação, está excluída da equação.Quanto mais alto o Ka, mais forte o ácido. O ácido nitroso é mais forte do que o ácido acético porque o Ka do ácido nitroso é maior do que o Ka do ácido acético. A constante de equilíbrio para bases fracas, a constante de dissociação de base, ou Kb, atua de forma semelhante ao Ka.Para uma base genérica fraca B, Kb a uma dada temperatura pode ser determinado ao dividir a concentração de produtos, íon BH, e íon hidróxido, pela concentração do reagente, B.Tal como os ácidos, a força das bases é também diretamente proporcional ao Kb.Por exemplo, a etilamina é relativamente mais forte que a ureia porque a Kb da etilamina é maior do que o Kb da ureia.A força de um ácido também pode ser expresso em termos de percentagem de ionização. A percentagem de ionização do ácido pode ser calculado ao dividir a concentração de íons de hidrónio em equilíbrio pela concentração ácida inicial e multiplicando-a por cem. Da mesma forma, a percentagem de ionização para bases pode ser calculada ao dividir a concentração de íons hidróxidos em equilíbrio pela concentração inicial da base e multiplicando-a por cem.Quanto maior for a percentagem de ionização, mais forte o ácido ou a base.

15.2:

Forças de Ácidos/Bases e Constantes de Dissociação

A força relativa de um ácido ou base é a extensão em que se ionizam quando dissolvidos em água. Se a reação de ionização for essencialmente completa, o ácido ou a base é denominado forte; se relativamente pouca ionização ocorrer, o ácido ou a base é fraco. Há muito mais ácidos e bases fracos do que fortes. Os ácidos e bases fortes mais comuns estão listados abaixo:

Ácidos Fortes	Bases Fortes
HClO₄	LiOH
HCl	NaOH
HBr	KOH
HI	Ca(OH)₂
HNO₃	Sr(OH)₂
H₂SO₄	Ba(OH)₂

As forças relativas dos ácidos podem ser quantificadas medindo as suas constantes de equilíbrio em soluções aquosas. Em soluções com a mesma concentração, ácidos mais fortes ionizam-se em maior medida e, por isso, produzem concentrações mais elevadas de iões hidrónio do que ácidos mais fracos. A constante de equilíbrio para um ácido é chamada a constante de ionização do ácido, K_a. Para a reação de um ácido HA:

a constante de ionização do ácido é escrita como

onde as concentrações são aquelas em equilíbrio. Embora a água seja um reagente na reação, é também o solvente, então não incluímos [H₂O] na equação. Quanto maior a K_a de um ácido, maior a concentração de H₃O⁺ e A⁻ em relação à concentração do ácido não ionizado, HA, em uma mistura de equilíbrio, e mais forte o ácido. Um ácido é classificado como “forte” quando é submetido a ionização completa, caso em que a concentração de HA é zero e a constante de ionização do ácido é imensamente grande (K_a ≈ ∞). Os ácidos que são parcialmente ionizados são chamados de “fracos”, e as suas constantes de ionização de ácido podem ser medidas experimentalmente.

Para ilustrar esta idéia, três equações de ionização de ácido e valores de K_a são mostrados abaixo. As constantes de ionização aumentam da primeira para a última das equações listadas, indicando que a força relativa do ácido aumenta na ordem CH₃CO₂H < HNO₂ < HSO₄⁻_.

Outra medida da força de um ácido é a sua ionização percentual. A ionização percentual de um ácido fraco é definida em termos da composição de uma mistura de equilíbrio:

onde o numerador é equivalente à concentração da base conjugada do ácido (por estequiometria, [A⁻] = [H₃O⁺]). Ao contrário do valor de K_a, a ionização percentual de um ácido fraco varia com a concentração inicial de ácido, diminuindo normalmente à medida que a concentração aumenta.

Tal como para ácidos, a força relativa de uma base reflete-se na magnitude da sua constante de ionização de base (K_b) em soluções aquosas. Em soluções com a mesma concentração, as bases mais fortes ionizam-se em maior medida e, por conseguinte, produzem concentrações de iões hidróxido mais elevadas do que as bases mais fracas. Uma base mais forte tem uma constante de ionização maior do que uma base mais fraca. Para a reação de uma base, B: