Constante de acidez
Em química, a constante de acidez Ka, também chamada constante de dissociação ácida ou constante de ionização ácida, é uma constante de equilíbrio que exprime o grau de dissociação para um dado ácido de Brønsted numa reação de equilíbrio químico. Tal constante possui definições diferentes para ácidos fortes, moderados e fracos.
Esta constante de dissociação para um ácido é uma consequência direta da termodinâmica subjacente à reação de dissociação; o valor de pKa é directamente proporcional à variação padrão de energia livre de Gibbs para a reacção. O valor de pKa altera-se com a temperatura e pode ser compreendido quantitativamente com base no princípio de Le Chatelier: quando a reacção é endotérmica, Ka aumenta e pKa diminui com o aumento da temperatura; o contrário ocorre nas reações exotérmicas. O valor de pKa também depende da estrutura molecular do ácido de muitas formas. Por exemplo, Linus Pauling propôs duas regras: uma para o pKa sucessivo dos ácidos polipróticos (ver Ácidos polipróticos abaixo), e outra para estimar o pKa de oxiácidos com base no número de grupos =O e −OH (ver Fatores que afetam os valores de pKa abaixo). Outros fatores estruturais que influenciam a magnitude da constante de dissociação ácida incluem efeitos indutivos, efeitos mesoméricos e ligações de hidrogénio. As equações do tipo Hammett têm sido frequentemente aplicadas para estimar pKa.
Dado um ácido fraco H A {\displaystyle HA} , sua dissolução em água está sujeita a um equilíbrio: A constante de acidez ou constante de dissociação ácida, K a {\displaystyle K_{a}} , de HA/A- é definida por: Onde [ H A ] {\displaystyle [HA]} indica a concentração molar do ácido H A {\displaystyle HA} numa solução aquosa.. A constante de acidez K a {\displaystyle K_{a}} é proporcional a concentração dos ions formados. Portanto, quanto maior o valor de K a {\displaystyle K_{a}} mais ionizado é o ácido, consequentemente maior a sua força. A constante de acidez depende da temperatura. Quando a ionização ocorrer por etapas haverá uma constante de acidez para cada etapa: Primeira etapa: H 2 A + H 2 O ↔ H A − + H 3 O + {\displaystyle H_{2}A+H_{2}O\leftrightarrow HA^{-}+H_{3}O^{+}} Segunda etapa: H A − + H 2 O ↔ A 2 − + H 3 O + {\displaystyle HA^{-}+H_{2}O\leftrightarrow A^{2-}+H_{3}O^{+}} A acidez pode também ser expressa pelo p K a {\displaystyle pK_{a}} :
Pode-se relacionar os valores do p K a {\displaystyle pK_{a}} e do ponto isoelétrico de um ácido mono e poliprótico a partir do gráfico da titulação de uma base no ácido desejado. Ácidos polipróticos que apresentem valores de p K a {\displaystyle pK_{a}} muito próximos apresentarão pontos estequiométricos mais próximos e não tão evidentes quanto um ácido poliprótico cujos valores de p K a {\displaystyle pK_{a}} sejam mais discrepantes. Além disso, ácidos polipróticos apresentam tantos pontos estequiométricos em seu gráfico de titulação quanto hidrogênios ionizáveis.
