Constante de Ionização


De acordo com a teoria de Arrhenius, os ácidos são elementos covalentes que, em contato com a água, reagem passando por uma ionização, ou seja, acontece a concepção de íons que não havia anteriormente, apresentando como cátion o hidrônio (H3O+), exclusivamente. Em contrapartida as bases são elementos aptos a se dissociar em meio aquoso, isto é, acontece a divisão dos seus íons já existentes, cujo hidróxido (OH-) é o único ânion.

A constante de ionização ou também constante de dissociação pode ser determinada como uma medida que demonstra o relacionamento entre os agrupamentos dos eletrólitos dissolvidos em espaço aquoso, ou mais exatamente usando a regra da ação da massas pode-se garantir que é o equilíbrio iônico em meio aquoso, conforme a regra de ação das massas é da mesma forma um equilíbrio químico no qual a dissociação dos íons é uma reação que se pode reverter.

Da mesma forma que as outras constantes de equilíbrio, essa constante nada mais é do que o resultado entre os agrupamentos dos íons em dissolução e a quantidade do eletrólito.

Ionização

Para os ácidos, de maneira geral, temos:

HA àH++ A-

Ka = [H+] . [A-]

[HA]

Observa-se que nesse tipo de reação de ionização denomina-se de Ka a constante de ionização do H+, quando há um ácido forte a quantidade do íon H+é maior e, desse modo, tem-se um valor elevado.

Para as bases, de maneira geral, temos:

BOH àB++ OH-

Kb = [B+] . [OH-]

[BOH]

Há um padrão que pode ser usado para determinar a eficácia de um ácido que é o chamado grau de ionização (a) ou grau de balanceamento iônico, que é o resultado entre a concentração de uma reagente que de fato reagiu até alcançar o equilíbrio e a quantia de mols do tal reagente.

Desse modo é possível observar dois elementos que indicam a eficácia de um ácido, sendo esses a medida de seu a e sua Ka. Um cientista conhecido como Ostwald associou esses dois métodos em uma lei, conhecida como Lei da Diluição de Ostwald.

a = nº dissociados

nº total

Ki = a2. M àse a < 5% KI = a2. M àse a > 5%

1 – a

No qual:

a = grau de ionização

Ki = constante de ionização

M = concentração de mols da solução

É fundamental destacar que 1 mol de um determinado ácido ou de certa base no decorrer da ionização solta 1 mol de cada íon. Por exemplo:

– 1 mol de H2SO4= 2 mol de H+ e 1 mol de SO4-2

– 1 mol de HCl = 1 mol de H+e 1 mol de Cl-

– 1 mol de Ca(OH)2 = 1 mol de Ca+ e 2 mol de OH-

– 1 mol de NaOH = 1 mol de Na+ e 1 mol de OH-

Constante de ionização do ácido acético

HC2H3O2 àH+ + C2H3O2-

Ka = [H+] . [C2H3O2-]

[HC2H3O2]

Constante de ionização do hidróxido de amônio

NH4OH àNH4++ OH-

NH4OH àNH3+ H2O

Ka = [NH4+] . [OH-]

[NH4OH]

Constante de ionização para o ácido diprótico

(K1) H2SO4à H+ + HSO4-

(K2) HSO4- à H+ + SO4-2

K1 = [H+] . [HSO4-]

[H2SO4]

K2 = [H+] . [SO4-2]

[HSO4-]

As etapas de ionização dos ácidos polipróticos acontecem conforme a quantidade de hidrogênios ionizáveis como o que acontece com o ácido fosfórico, H3PO4 K1, K2 e K3, e assim por diante.

Ionização

Ionização é a ação de alterar átomos que possuem carga neutra em seus devidos íons. A energia essencial para modificar um átomo em íon altera de elemento para elemento. Essa modificação acontece em razão do elétron adquirir energia considerável para se desprender da nuvem eletrônica que pertence ao átomo.

Quando um elétron é recolhido, passa a apresentar mais prótons em seu núcleo do que elétrons em sua eletrosfera. Isso faz com que o íon fique mais sólido do que o seu átomo original. A eletrosfera é trazida para mais perto do núcleo, o que torna ainda mais difícil, isto é, aumenta a energia para a remoção de outro elétron. Caso um segundo elétron seja retirado, a energia relativa do núcleo aumenta e o terceiro elétron vai precisar de uma energia muito maior.

Da mesma forma que as demais características, a energia de ionização é uma particularidade periódica, quer dizer que ela varia entre os tempos e grupamentos da tabela periódica. Há duas maneiras de medir a energia de ionização, em elétron volts (eV) ou quilo joule por mol (KJ/mol).