pka - CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

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6. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO pKa 
1 OBJETIVO 
Verificar a constante de ionização para um ácido fraco, usando a medida do pH da 
solução. 
2 INTRODUÇÃO 
Certos ácidos quando dissolvidos na água, dissociam-se quase que completamente em 
íons, como mostra a reação abaixo: 
HNO3 ⇒ H+ + NO3- (1)
Em uma verdadeira representação do que ocorre, diz-se que o ácido reage completamente 
com a água, produzindo íons. Esta afirmação é representada pela equação de equilíbrio: 
HNO3 (l) + H2O (l) ⇔ H3O+ (aq) + NO3- (aq) (2)
Tanto a equação (1) como a equação (2) estão corretas. Geralmente a (1) é usada por ser 
mais fácil de escrever. A maioria dos ácidos, entretanto, dissocia-se na água somente de 
uma maneira parcial, como representada pela equação (3) ou (4): 
HCN ⇔ H+ + CN - (3)
HCN (aq) + H2O (l) ⇔ H3O+ (aq) + CN- (aq) (4)
Um ácido de acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, é um doador de prótons e uma base 
é um receptor de prótons. As duas reações abaixo, representam a transferência de um 
próton para a água, de um ácido forte (5) e a transferência para a água de um próton, de 
um ácido fraco (6). Neste caso, a água atua como uma base: 
HNO3 + H2O ⇔ H3O+ + NO3- (5)
HC2H3O2 + H2 ⇔ H3O+ + C2H3O2- (6)
O íon NO3- é chamado de base conjugada do HNO3 e o íon C2H3O2- é chamado de base 
conjugada do HC2H3O2. Ácidos conjugados são convertidos para suas bases conjugadas 
pela perda de um próton. A Tabela 1 mostra alguns pares de ácido-base conjugados: 
Tabela 1: ácido e base conjugadas 
ÁCIDO CONJUGADO BASE CONJUGADA 
HCl Cl- 
H2CO3 HCO3- 
HCN CN- 
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A reação (5) representa a ionização de um ácido forte no qual 100% das moléculas do 
ácido são convertidos nas espécies de bases conjugadas pela transferência de próton. 
Uma solução 0,1M de HNO3 apresenta um pH = 1 devido a completa ionização do ácido. 
A reação (6) representa a ionização parcial de um ácido fraco. O comprimento da seta 
indica que a base conjugada C2H3O2- possui uma afinidade mais forte por prótons do que 
o íon NO3-. 
Bases conjugadas de ácidos fracos têm afinidade mais forte por prótons do que bases 
conjugadas de ácidos fortes. Esta explicação mostra porque uma solução de NaC2H3O2 
tem um pH na faixa básica e uma solução de NaCl tem um pH = 7. O íon acetato é 
envolvido numa reação de hidrólise: 
C2H3O2- + H2O HC2H3O2 + OH- (7)
Cl- + H2O → não reage (8)
Ácidos fracos são caracterizados por pequenas constantes de ionização. A Tabela 2 
fornece a constante de ionização de alguns ácidos na temperatura de 25oC. 
 
Tabela 2: Constante de ionização de alguns ácidos à 25oC 
NOME FÓRMULA KA PKA 
Ácido acético CH3COOH 1,74 x 10-5 4,76 
Ácido benzóico C6H5COOH 6,20 x 10-5 4,21 
Ácido cítrico HOOCCH2C(OH)(COOH)CH2COOH K1 
K2 
K3 
7,40 x 10-4 
1,80 x 10-5 
4,00 x 10-7 
3,13 
4,76 
6,40 
Ácido fórmico HCOOH 1,80 x 10-4 3,75 
Ácido oxálico H2C2O4 K1 
K2 
5,60 x 10-2 
5,40 x 10-5 
1,25 
4,27 
Ácido tartárico 
HOOCCH(OH)CH(OH)COOH 
K1 
K2 
9,10 x 10-4 
4,30 x 10-5 
3,04 
4,37 
 
Após o estabelecimento do equilíbrio (o que ocorre quase instantaneamente no caso de 
ácidos reagindo com água), a razão das concentrações dos íons para a concentração das 
moléculas de ácido fraco, não dissociadas, a uma dada temperatura é constante. A reação 
matemática é dada por: 
HZ ⇔ H+ + Z- (9)
 
K = [H+].[Z-] (10)
 [HZ] 
A constante K pode ser denominada de Ki, constante de ionização, Kd , constante de 
dissociação ou Ka, constante de acidez. Cada ácido tem um valor característico de K 
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(Tabela 2), a uma dada temperatura, assim como cada líquido tem um ponto de ebulição 
ou calor específico definido. Pode ser mostrado através de cálculos simples, que se 
misturarmos um ácido fraco HZ e o sal deste ácido XZ (para que o aluno tenha um 
melhor ponto de referência, usaremos como exemplo o sal sódico do ácido, NaZ), a 
porcentagem de HZ que dissocia-se para dar origem a íons H+ é desprezível quando 
comparada com a quantidade que permanece não dissociada. Mesmo assim, a 
concentração de íons H+ é suficientemente grande para ser medida desde que se use um 
papel indicador sensível. Para determinar K, mistura-se concentrações de HZ e NaZ (que 
dissocia-se inteiramente em íons Na+ (aq) e Z- (aq), mede-se a concentração de H+ e 
substitui-se estes valores na expressão geral: 
Ka = [H+].[Z-] (11)
 [HZ] 
 Com o propósito de fazer você adquirir prática no uso de logaritmo e maior 
familiaridade com técnicas gráficas, as instruções nesta experiência são que você faça um 
gráfico com os logaritmos das várias medidas e obtenha o valor de Ka a partir do gráfico. 
Multiplicando-se ambos os lados da equação (11) por [HZ]/[Z-], você obterá: 
[HZ] Ka = [H+] (12)
[Z-] 
[H+] é uma variável e você pode tratar [HZ]/[Z-] como uma segunda variável. Assim 
procedendo, obterá uma equação relacionando duas variáveis. Tomando-se o log de 
ambos os lados da equação (12), teremos: 
log [H+] = log [HZ] + log Ka (13)
 [Z-] 
Multiplicando-se a equação acima por (-1) e fazendo-se as devidas substituições, 
obteremos a equação (16): 
 
- log [H+] = - log [HZ] - log Ka (14)
 [Z-] 
 
pH = - log [HZ] + pKa (15)
 [Z-] 
 
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pH = pKa + log [Z-] (16)
 [HZ] 
 
Esta última equação também relaciona as variáveis pH e log ([Z-]/[HZ]), tanto que o 
gráfico dessas variáveis deve ser uma linha reta cuja interseção com o eixo das ordenadas 
nos dará o valor de pKa, como mostrado na Figura 1: 
3 PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Materiais e reagentes: 
− Estante com tubos de ensaio; 
− Proveta de 25 mL; 
− Pipeta conta-gotas; 
− Papel de pH: várias faixas; 
− pHmetro 
− Ácido acético, 0,1M; 
− Acetato de Sódio, 0,1M; 
− Ácido acético, 1,0 M; 
− Acetato de Sódio, 1,0M 
− Papel milimetrado 
 
-1,0 -0,8 -0,6 -0,4 -0,2 0,0 0,2 0,4 0,6 0,8 1,0
3,2
3,4
3,6
3,8
4,0
4,2
4,4
4,6
4,8
5,0
5,2
5,4
5,6
 Dados experimentais
 Ajuste linear
pH
log[Z]/[HZ]
 
Figura 1: Gráfico do logaritmo da razão das concentrações em função do pH. Os dados usados 
para a construção desta figura foram obtidos experimentalmente. A linha reta indica o ajuste 
linear dos dados. Note que o ajuste corta o eixo das coordenadas num ponto diferente do valor 
experimental obtido. 
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3.2 Procedimentos 
• Encha 5 tubos de ensaio segundo a Tabela 3, usando nessa operação uma proveta de 
10 mL: 
Tabela 3: concentração das soluções. 
TUBO mL de HAc 0,1M mL de NaAc 0,1M 
01 1,0 9,0 
02 1,0 4,0 
03 1,0 1,0 
04 4,0 1,0 
05 9,0 1,0 
 
• Misture bem as soluções. Peça a seu professor uma tira de papel de pH, de larga faixa. 
Usando um bastão de vidro, transfira uma gota da solução do tubo 03 para a tira de 
papel indicador de pH. Determine o pH da solução 03 tão próximo quanto possível. 
• Usando este valor como guia, peça ao seu professor uma tira de papel de curta faixa de 
pH que esteja centrado (tão próximo possível) com o pH que você determinou 
anteriormente (talvez você tenha que usar dois papéis de curta faixa de pH). 
Determine o pH de cada solução. 
• Se estiver disponível, utilize também o medidor digital de PH e determine novamente 
os valores dos PH’s das soluções. Compare os resultados obtidos com as fitas e com o 
medidor e discuta questões ligadas à precisão e a exatidão de cada instrumento de 
medida. 
• Construa um gráfico lançando no eixo da ordenadas o PH e no eixo das abicissas a 
razão [Z-]/[HZ]. Qual a forma deste gráfico? Que tipo de relação matemática ele 
obedece? Linearize os dados, isto é, faça uma troca de variáveis que te permita 
escrever a relação entrePH e [Z-]/[HZ] na forma F(x)=a + bx e complete a tabela 
com estes novos valores. 
• Construa um gráfico lançando no eixo das ordenadas o pH e no eixo das abscissas 
log ([Z-]/[HZ]) e determine graficamente o valor de pKa. Estime o erro na medida do 
pKa. Calcule o Ka e seu respectivo erro a partir dos valores de pKa.