Cada ácido tem uma constante de dissociação característica (K _{a), que é uma medida de sua capacidade de doar íons de hidrogênio em solução. Em outras palavras, K a fornece uma maneira de medir a força de um ácido. Valores maiores significam ácidos mais fortes. O pH (poder do hidrogênio) de uma solução é uma medida da concentração de íons de hidrogênio e também é uma medida de acidez, mas não é o mesmo que K a. Há uma relação entre os dois, porém, e você pode calcular K a para um ácido se você souber a concentração de ácido e o pH da solução.}

Dissociação Constant Ka

Um composto é ácido se pode doar íons hidrogênio a uma solução aquosa, o que equivale a dizer que o composto é capaz de criar íons hidrônio (H30 +). A equação geral que descreve o que acontece com um ácido (HA) em solução é:

HA + H _{20 < - > H 30 ^{+ + A -, onde A - é a base conjugada.}}

Alguns ácidos são fortes e dissociam-se completamente enquanto outros são fracos e apenas parcialmente dissociados. Você pode medir a força de um ácido por sua constante de dissociação K _{a, que é uma razão formada pela divisão da concentração de produtos pela concentração de reagentes:}

K _{a = [H30 +] [A -] /[HA]}

Todas as reações ocorrem na água, então é geralmente excluída da equação.

Derivando o Ka do pH

O pH de um solução aquosa ácida é uma medida da concentração de íons hidrogênio (ou hidrônio) livre que ela contém: pH = -log [H +] ou pH = log [H +] 30 +. A última equação pode ser reescrita:

[H _{30 ^{+] = 10 -pH}}

Você sabe a concentração molar de uma solução ácida e pode medir seu pH, a equivalência acima permite calcular a concentração relativa de ácido para a base conjugada e derivar a constante de dissociação K _{a. Para fazer isso, ajuda a configurar uma tabela que delineie as concentrações iniciais de reagentes e produtos, a variação nas concentrações e as concentrações no equilíbrio. Esta é uma tabela ICE. Em vez de criar um de um modo geral, é mais instrutivo ilustrar o procedimento com um exemplo específico.}

Constante de dissociação para ácido acético

O ácido acético, o ácido que dá ao vinagre seu sabor azedo �um �ido fraco que se dissocia em i�s acetato e hidr�io em solu�o.

CH3CO2 2H + H2O2 < - > CH _{3CO 2 ^{- + H 3O +}}

O vinagre caseiro típico é uma solução 0,9 M com um pH de 2,4. Usando os dados, é possível calcular a constante de dissociação:

Configurar a Tabela de ICE para Concentrações

Ácido Acético (CH _{3CO 2) H) Íons de Hidrônio (H3O ^{+) Íons de acetato (CH 3CO 2 -)}}

Inicial 0,9 M 0 0

Mude -x M + x M + x M < Equilíbrio (0,9 - x) M x M x M

Escreve Ka como Relação de Base Conjugada para Ácido

A constante de dissociação K _{a é [H3O +] [ ,null,null,3],CH 3CO 2 ^{-] /[CH 3CO 2> H].}}

Plugue em Valores da Tabela

K _{a = x ^{2 /(0.9 - x)}}

Note que x está Relacionado com pH e Calcule Ka

Como mencionado acima, [H3O +] = 10 ^{-pH . Já que x = [H3O +] e você conhece o pH da solução, você pode escrever x = 10 -2.4. Agora é possível encontrar um valor numérico para Ka.}

Ka = (10 ^{-2,4) 2 /(0,9 - 10 -2,4) = 1,8 x 10 -5.}