Sinhyu/iStock/GettyImages
Quando você pensa em ácidos – vinagre, alvejante ou até mesmo na acidez do ácido cítrico – você está lidando com a escala de pH, a ferramenta que quantifica a acidez em soluções aquosas. Compreender como traduzir a acidez intrínseca de uma substância (sua
constante de dissociação ácida (Ka) ) em um valor de pH mensurável é essencial para químicos, educadores e qualquer pessoa que trabalhe com ácidos.
Ácidos em solução
Na água, um ácido doa um próton (H⁺) e se torna um ânion. O próton liberado se associa a uma molécula de água, formando o íon hidrônio (H₃O⁺). O ácido original torna-se sua base conjugada. Por exemplo, o ácido carbônico (H₂CO₃) dissocia-se em H₃O⁺ e bicarbonato (HCO₃⁻).
Ácidos fortes, como o ácido clorídrico (HCl), liberam prótons facilmente, mesmo em meios já ácidos, enquanto os ácidos fracos apenas ionizam apreciavelmente quando a concentração de prótons circundantes é baixa (ou seja, em pH mais alto).
A escala de pH
A escala de pH é logarítmica, variando de 1 (muito ácido) a 14 (muito básico). É definido por:
\(\text{pH} =-\log_{10}[\text{H}^+]\)
onde \([\text{H}^+]\) é a concentração molar de prótons livres. Cada aumento de dez vezes na concentração de prótons reduz o pH em uma unidade.
Exemplo: Uma solução de prótons 0,025M tem
\(\text{pH} =-\log_{10}(0,025) =1,602\)
A constante de ionização ácida (Ka)
Ka quantifica a tendência de um ácido se dissociar:
\(K_a =\dfrac{[A^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[HA]}\)
Valores mais altos de Ka indicam ácidos mais fortes, significando dissociação mais completa no equilíbrio.
De Ka para pKa
Tomando o logaritmo negativo de Ka, obtemos o pKa do ácido:
\(\text{pKa} =-\log_{10}K_a\)
Cálculo do pH usando a equação de Henderson-Hasselbalch
A equação de Henderson-Hasselbalch liga pH, pKa e a proporção de base conjugada para ácido:
\(\text{pH} =\text{pKa} + \log_{10}\dfrac{[A^-]}{[HA]}\)
Esta relação é especialmente útil para soluções tampão, onde tanto o ácido como a sua base conjugada estão presentes.
Exemplo: O ácido acético (CH₃COOH) tem \(K_a =1,77 \times 10^{-5}\). Se apenas 10% do ácido estiver dissociado, então \([A^-]/[HA] =0,1\). Primeiro, calcule o pKa:
\(\text{pKa} =-\log_{10}(1,77 \vezes 10^{-5}) =4,75\)
Em seguida, aplique Henderson – Hasselbalch:
\(\text{pH} =4,75 + \log_{10}(0,1) =4,75 - 1 =3,75\)
A um pH igual ao pKa, as concentrações de ácido e base conjugada são iguais, ou seja, 50% do ácido está dissociado.
Essas equações fornecem um método direto para prever o pH de qualquer solução onde o Ka e a concentração do ácido são conhecidos.
Principais conclusões
• A escala de pH mede a concentração de prótons em escala logarítmica.
• Ka expressa a propensão à dissociação de um ácido; pKa é sua contraparte logarítmica.
• A equação de Henderson–Hasselbalch une pH, pKa e a relação ácido/base, permitindo cálculos precisos de pH para tampões e ácidos fracos.
