Como calcular a dissociação percentual

Quando ácidos fortes são colocados na água, eles se dissociam completamente. Ou seja, todo o ácido (HA) se separa em prótons (H⁺) e seus ânions companheiros (A¯).

Em contraste, os ácidos fracos colocados em solução aquosa não se dissociam completamente. A extensão em que eles se separam é descrita pela constante de dissociação K_uma:

K_uma = ([H⁺] [A¯]) ÷ [HA]

As quantidades entre colchetes são as concentrações de prótons, ânions e ácido intacto (HA) em solução.

K_uma é útil para calcular a porcentagem de um determinado ácido fraco que está dissociado em uma solução com uma acidez conhecida ou pH.

Lembre-se de que o pH é definido como o logaritmo negativo da concentração de prótons na solução, que é igual a 10 elevado à potência negativa da concentração de prótons:

pH = -log₁₀[H⁺] = 10^{- [H +]}

[H⁺] = 10^-pH

K_uma e pK_uma estão relacionados de forma semelhante:

pK_uma = -log₁₀K_uma = 10^-Ka

K_uma = 10^-pKa

Se for dado o pK_uma e o pH de uma solução ácida, o cálculo da porcentagem do ácido que está dissociado é simples.

Um ácido fraco, HA, tem um pK_uma de 4,756. Se o pH da solução for 3,85, que porcentagem do ácido está dissociada?

Primeiro, converta pK_uma para K_uma e pH para [H +]:

K_uma = 10^-4.756 = 1,754 x 10^-5

[H⁺] = 10^-3.85 = 1,413 x 10^-4

Agora use a equação K_uma = ([H⁺] [A¯]) ÷ [HA], com [H⁺] = [A¯]:

1,754 x 10^-5 = [(1,413 x 10^-4 M) (1,413 x 10^-4 M)] ÷ [HA]

[HA] = 0,0011375 M

A dissociação percentual é, portanto, dada por 1,413 x 10^-4 ÷ 0.0011375 = 0.1242 = 12.42%.