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

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:

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:

Onde: K_a: 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:

Para as bases, tem-se no geral:

Para as bases, K_b 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 K_a ou K_b 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:

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:

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:

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

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

Como o ácido carbônico ioniza pouco, a concentração de HCO_3- é pequena, logo a formação do ácido carbônico é favorecida, por isso ela é reagente favorecida.

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

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

Tabela: Constante de ionização de alguns ácidos a 25ºC

Obs.: Existem também tabelas de Kb na literatura.

Note-se que, na tabela, alguns ácidos apresentam mais de um K_a. 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:

Percebe-se que para cada H+ que ioniza verifica-se um k_a. 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.