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Química

Ácidos-bases

Constante (k) de equilíbrio e sua relação com a força desses compostos

Erivanildo Lopes da Silva*
Especial para a Página 3 Pedagogia & Comunicação
Apresentamos no texto "Ácidos: características e propriedades" as possíveis definições de ácidos e bases. Nesse texto vimos a definição, segundo Arrhenius (1887), de que ácidos são substâncias que ionizam fornecendo íons H+, e bases são substâncias que dissociam em íons OH-, ambos na presença de água.

No mesmo texto, apresentamos as definições de Bronsted-Lowry (1923), segundo a qual ácidos são substâncias doadoras de prótons e bases receptoras de prótons, e de Lewis, para quem ácidos são espécies que apresentam um orbital vazio capaz de receber um par de elétrons e bases capaz de doar o par, isso para formar a ligação covalente.

Já no texto "Equilíbrio químico", verificamos como funciona uma reação química em equilíbrio. Estudamos que o equilíbrio químico nas reações químicas pode contribuir para o entendimento das reações que não se completam, pois a coexistência de reagentes e produtos dificulta tal prognóstico.

As reações envolvendo ácidos e bases podem ser escritas como equilíbrio baseando-se na teoria de Bronsted-Lowry. Então, a interação do ácido acético com a água pode ser escrita de acordo com a equação a seguir:

Reprodução

Como se pode verificar, as reações entre um ácido e uma base, segundo Bronsted-Lowry, envolvem transferência de H+ e têm dois pares ácido-base conjugados.

A expressão do equilíbrio de um ácido ou uma base pode ser descrita com uma constante de equilíbrio.

Para os ácidos, tem-se no geral:

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Onde: Ka: constante de ionização do ácido, [H3O+] é a concentração em mol/L do íon hidrônio, [A-] a concentração em mol/L da base conjugada, no caso do ácido acético, o íon acetato, e [HA] é a concentração em mol/L do ácido.

Para o ácido acético:

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Para as bases, tem-se no geral:


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Para as bases, Kb é a constante de dissociação, [BH+] é a concentração em mol/L do íon formado a partir do recebimento do próton (H+), [OH-] a concentração em mol/L da base conjugada, no caso da água, o íon OH-, e [B] é a concentração em mol/L da base.

O estudo do equilíbrio ácido-base permite, entre outras coisas, prever a força dos ácidos e bases, ou seja, a capacidade que um tem de doar próton e outro de receber. O valores do Ka ou Kb obtidos a partir do cálculo nas expressões anteriores pode contribuir para verificar se um ácido ou uma base são considerados fortes ou fracos.

Por exemplo, o ácido clorídrico (HCl), na presença de água, ioniza segundo o esquema a seguir:

Reprodução

O HCl é considerado forte pois praticamente todo H+ do ácido é ionizado, ou seja, a concentração de hidrônio se encontra bastante elevada. Importante frisar que, no caso dos ácidos fortes, o equilíbrio não é estabelecido, pois todo ácido é ionizado.

Já o ácido acético, apresentado anteriormente, é considerado um ácido fraco, então ele estabelece o equilíbrio dinâmico:

Reprodução

O ácido acético é considerado fraco, pois só parte do H+ do ácido é ionizado, ou seja, a concentração de hidrônio se encontra bastante baixa.

Essa característica pode ser verificada por meio das constantes desses ácidos:

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Essa comparação pode ser feita entre outros ácidos. Por exemplo, o ácido carbônico, H2CO3, tem Ka = 4,2 x 10-7, e o ácido fosfórico, H3PO4, tem Ka = 7,5 x 10-3. Como se pode verificar, o Ka do ácido fosfórico é maior, logo é considerado um ácido mais forte em relação ao ácido carbônico.

O Ka alto indica que a formação de produtos na reação é altamente favorecida, como é o caso do HCl. Já o Ka do ácido carbônico, que é teoricamente baixo, indica que a reação é reagente favorecida. Vejamos:

Reprodução

Como o ácido carbônico ioniza pouco, a concentração de HCO3- é pequena, logo a formação do ácido carbônico é favorecida, por isso ela é reagente favorecida.

Essa regra geral se aplica também às bases. Kbs baixos significa que a base pouco se dissocia; então a classificamos como sendo uma base fraca. Ao contrário, Kbs altos significa que a base apresenta alto grau de dissociação, assim a classificamos como forte.

A tabela a seguir mostra que a partir dos kas dos ácidos pode-se ordenar a força deles quanto sua ionização. Por exemplo, o ácido benzóico é considerado fraco em relação ao clorídrico (Ka = 6,20 x 10-5 para o ácido benzóico e Ka grande para o HCl). O ácido acético já é considerado mais forte em relação ao ácido carbônico, para quaisquer dos Kas (K1 ou K2) deste último (vide tabela).

Tabela: Constante de ionização de alguns ácidos a 25ºC

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Obs.: Existem também tabelas de Kb na literatura.

Note-se que, na tabela, alguns ácidos apresentam mais de um Ka. Isso é devido ao fato de esses ácidos serem polipróticos, ou seja, são ácidos capazes de doarem dois ou mais prótons. Veja o caso do ácido fosfórico:

Reprodução

Percebe-se que para cada H+ que ioniza verifica-se um ka. Dessa forma, a ionização do H3PO4 é considerada semiforte para o primeiro K1(7,5 x 10-3), fraca para o segundo K2(6,2 x 10-8) e mais fraca ainda para o K3 (3,6 x 10-13). As bases também podem ser consideradas polipróticas; contudo, a diferença está no recebimento desses prótons oriundos dos ácidos.

Então, podemos verificar a relação existente entre equilíbrio químico dos ácidos e bases, definidos pelos Ka e Kb. E, uma vez conhecendo esses valores, podemos estimar a força de um ácido ou de uma base quanto às suas respectivas ionização e dissociação em água.

Bibliografia

BACAN, N. et al. Química analítica quantitativa elementar. 2ª ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1979.
KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. M. Química geral e reações químicas. 5ª ed. São Paulo: Thomson Learning, 2006.
RUSSEL, J. B. Química geral. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994. V.1.
SACKHEIM, G.I.; LEHMAN, D. D. Química e bioquímica para ciências biomédicas. 8ª ed. São Paulo:Manole, 2001.
*Erivanildo Lopes da Silva e professor assistente do curso de Química da Universidade Federal da Bahia - campus ICADS-Barreiras.

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