8.2: Ionização de Ácidos em Solução

Em geral, os ácidos podem ser pensados como compostos moleculares contendo pelo menos um hidrogénio que está covalentemente ligado a um átomo mais electronegativo. Como exemplo, considere o composto fluoreto de hidrogénio (HF). Como discutimos no Capítulo 7, as electronegatividades do hidrogénio e do flúor são 2,1 e 4,0, respectivamente, e a ligação covalente de fluoreto de hidrogénio é muito altamente polarizada.

Por isso, quando o fluoreto de hidrogénio é dissolvido na água, as moléculas de água orientam-se em torno de HF para que os dipolos de água interajam com, e estabilizem, a ligação H-F altamente polarizada. Importante para esta estabilização é a ligação de hidrogénio que é formada entre o hidrogénio de HF e o oxigénio de uma água adjacente. Esta ligação de hidrogénio não só estabiliza o dipolo molecular de HF, como também enfraquece a ligação covalente de H-F. Como resultado deste enfraquecimento, a ligação H-F estica-se (o comprimento da ligação aumenta) e depois quebra-se totalmente. O hidrogénio que era ligado à molécula da água torna-se agora totalmente ligado ao oxigénio, formando a espécie H3O+ (o ião hidrónico) e o flúor existe agora como um anião flúor. Isto é conhecido como o processo de dissociação ácida.

A equação química que descreve a reacção de dissociação ácida de HF é dada na Equação 8.2a. Os produtos da reacção, o anião flúor e o ião hidrónio, são iões de carga oposta, e é razoável supor que serão atraídos um pelo outro. Se entrarem em contacto, é também razoável sugerir que o processo de transferência de hidrogénio que descrevemos acima também pode acontecer ao contrário. Ou seja, H3O+ pode ligar o hidrogénio ao ião flúor e o hidrogénio pode ser transferido de volta, para formar HF e água. A equação química que descreve este processo é apresentada na Equação 8.2b. Na realidade, estas duas reacções ocorrem simultaneamente (e muito rapidamente) em solução. Quando falamos de um conjunto de reacções de frente e de costas que ocorrem em conjunto numa escala temporal muito rápida, descrevemos o conjunto de reacções como um equilíbrio e usamos uma seta dupla especial na reacção química para mostrar isto (Equação 8.2c). A equação 8.2c pode ser considerada como representando a dissociação de equilíbrio de HF em água.

HF (aq) + H2O(l) → H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2a

HF (aq) + H2O(l)←H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2b

HF (aq) + H2O(l) ⇄ H3O+ (aq) + F- (aq) Eq. 8.2c

Para qualquer equilíbrio, pode ser escrita uma constante de equilíbrio que descreva se os produtos ou os reagentes serão a espécie predominante em solução. Abordaremos isto na íntegra no Capítulo 10, mas de acordo com a Lei de Acção de Massa, a constante de equilíbrio, K para esta reacção, é simplesmente dada pela relação das actividades dos produtos e dos reagentes. Para simplificar os cálculos, as actividades dos solutos são aproximadas pela concentração em unidades de molaridade. Note-se que quaisquer reagentes ou produtos sólidos ou líquidos, ou solventes (como a água) são considerados substâncias puras, e por isso têm uma actividade igual a 1. Assim, para a ionização de HF

\}{(1)}==frac{}{}{}]

Quando se lida com ácidos, a constante de equilíbrio é geralmente chamada constante de dissociação ácida, e é escrita como Ka. Quanto maior for o valor de Ka, maior será a extensão da ionização e maior será a concentração resultante do ião hidrónico. Como a concentração do ião hidrónico está directamente correlacionada com a acidez, os ácidos com um grande valor de Ka são denominados ácidos fortes. Vamos introduzir “ácidos fracos” no Capítulo 10, mas por agora o importante a lembrar é que os ácidos fortes são virtualmente 100% ionizados em solução. Isso não significa que a reacção inversa não ocorre, significa simplesmente que é muito mais favorável e que 99,9999999999% do ácido está presente na sua forma ionizada. Como isto excede o número de números significativos com que normalmente trabalhamos, os ácidos fortes são geralmente descritos como 100% ionizados em solução. A tabela 8.1 lista os ácidos fortes comuns que iremos estudar neste texto.

Tabela 8.1. Ácidos fortes comuns

HCl	ácido clorídrico
HNO3	ácido nítrico
H2SO4	ácido sulfúrico
HBr	ácido hidrobrómico
HI	hydroiodic acid
HClO4	percloric acid