Quando um ácido forte é adicionado à água, ele se dissocia completamente:HA → H
+
+ A
−
. Em contraste, os ácidos fracos dissociam-se apenas parcialmente.
O grau de dissociação é quantificado pela constante de dissociação ácida,
Ka :
Ka =([H
+
][A
−
]) / [HA]
onde os colchetes indicam concentrações molares.
Ka é essencial para determinar a porcentagem de um ácido fraco que se dissociou em um determinado pH.
Conectando Ka, pKa e pH
O pH é definido como o logaritmo negativo (base10) da concentração de prótons:
pH =–log
10 [H
+
] ⇒ [H
+
] =10
–pH
Da mesma forma, a relação entre Ka e sua contraparte logarítmica, pKa, é:
pKa =–log
10 Ka ⇒ Ka =10
–pKa
Com o pKa e o pH conhecidos, a percentagem de dissociação pode ser calculada diretamente.
Cálculo de dissociação de amostra
Considere um ácido fraco HA com pKa de 4,756. Em uma solução cujo pH seja 3,85, determine a porcentagem de AH que está dissociado.
- Converta pKa em Ka e pH em [H
+
]:
- Ka =10
–4,756
=1,754 × 10
–5
M
- [H
+
] =10
–3,85
=1,413 × 10
–4
M
- Como o ácido é fraco, [H
+
] ≈ [A
−
]. Insira estes valores na expressão Ka:
Ka = ([H+][A−]) / [HA] = (1.413 × 10–4 M)(1.413 × 10–4 M) / [HA]
Resolver para [HA] dá 0,0011375M.
- Porcentagem de dissociação =([H
+
] / [HA]) × 100% =(1,413 × 10
–4
M / 0,0011375M) × 100% =12,42%.
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