Você, sem dúvida, já ouviu falar da escala de pH, que é usada para medir o quão ácida é uma solução (por exemplo, vinagre ou alvejante). Você provavelmente acha que os ácidos são ácidos (por exemplo, o ácido cítrico é um ingrediente comum em balas azedas) e às vezes perigosos (a maioria das pessoas aprenda a associar a palavra "ácido" a "dano potencial à pele" antes de chegar à idade adulta, mesmo que apenas em filmes de Hollywood ou em notícias terríveis relatórios).
Mas o que é um ácido, quimicamente falando? E existem propriedades individuais de diferentes ácidos que tornam mais fácil determinar o pH de uma solução, desde que você saiba a concentração molar do ácido dissolvido nessa solução? Esse traço de "assinatura" é chamado de constante de dissociação de ácidoKuma. Às vezes, escrito informalmente como ka, você pode calcular o pH de maneira matematicamente direta.
Ácidos em solução
Um ácido é uma molécula que pode doar um próton (e raramente, mais de um próton em sequência) em solução aquosa, isto é, quando dissolvido em água, para se tornar ionizado. Isso significa que o próton (H
Exemplo: Ácido carbónico (H2CO3) doa um próton em solução aquosa para se tornar H+ (frequentemente expresso como H3O+) e bicarbonato (HCO3−).
Ácidos fortes como o ácido clorídrico (HCl) doam prótons mais "avidamente" do que os muito mais numerosos ácidos fracos, o que significa que eles podem descarregar prótons mesmo em um ambiente de baixo pH, ou seja, um já rico em prótons e, portanto, não está "ansioso" para absorver mais. Ácidos fracos só estão ansiosos para doar seus prótons quando o pH ambiente está alto, ou seja, a concentração de prótons é relativamente baixa.
Qual é a escala de pH?
Acima, você leu que um pH baixo implica em um ambiente com muitos prótons livres de seus ácidos originais. Por acaso, a escala de pH é uma escala logarítmica ou "log" que, para fins práticos, varia de 1 a 14, do mais ao menos ácido. A equação para pH é:
pH = -log_ {10} [H ^ {+}]
Aqui, [H +] é a concentração molar (ou seja, o número de moles, ou átomos / moléculas individuais, por litro de solução) de prótons. Cada aumento de dez vezes na concentração de prótons impulsiona o pH baixa por uma unidade inteira e vice-versa.
Exemplo: Qual é o pH de uma solução de 0,025 M de prótons?
pH = −log10[0,025 mol / L] = 1,602
A Constante de Ionização Ácida Ka
Cada ácido tem sua própria constante de ionização, dada por:
K_ {a} = \ dfrac {[A ^ {-}] [H_ {3} O ^ {+}]} {[HA]}
Aqui um−], [H3O+] e [HA] representam as concentrações de equilíbrio de ácido ionizado, prótons e ácido não ionizado (isto é, "intacto"), respectivamente. Kuma assim, oferece uma medida do "entusiasmo" de um ácido para descarregar prótons e, portanto, é força; quanto mais fortemente dissociado o ácido no equilíbrio, maior será o numerador em relação ao denominador nesta equação e maior será o Kuma.
Calculando pH a partir de pKa: A Equação de Henderson-Hasselbach
Você pode calcular o pH de uma solução dado o pKa do ácido e as concentrações acima, excluindo a dos prótons doados. Computando pKuma de Kuma significa realizar a mesma operação que com pH: Pegue o logaritmo negativo de Kuma, e aí está sua resposta.
A derivação está envolvida, mas o Equação de Henderson-Hasselbach relaciona essas quantidades da seguinte maneira:
pH = pKa + log_ {10} \ dfrac {[A ^ {-}]} {[HA]}
Exemplo: O Kuma de ácido acético, o principal componente do vinagre, é 1,77 × 10−5. Qual é o pH de uma solução na qual 1/10 do ácido está dissociado?
Para resolver, primeiro determine pKa, que é simplesmente −log10(1.77 × 10−5) = 4.75. Em seguida, use o fato de que a proporção de [A−] para [HA} = 1/10 = 0,1
pH = 4,75 + log10 (0.1) = 4.75 + (−1) = 3.75
Isso significa que em pH inferior ao pKa do ácido acético, menos da metade estará dissociada ou ionizada; em valores de pH mais altos, mais da metade será ionizada. Na verdade, se você definir [A -] = [HA], descobrirá que o pKa de um ácido é simplesmente o pH no qual metade do ácido está dissociada e a outra metade está "intacta".
