a magnitude da constante de equilíbrio para uma reação de ionização pode ser usada para determinar as forças relativas de ácidos e bases. Por exemplo, a equação geral para a ionização de um ácido fraco na água, onde HA é o ácido precursor e A− é a sua base conjugada, é a seguinte::

\

A constante de equilíbrio para esta dissociação é o seguinte:

\}{} \label{16.5.2}\]

A constante de equilíbrio para esta reação é o ácido constante de ionização \(K_a\), também chamado de ácido constante de dissociação:

\}{} \label{16.5.3}\]

Assim, os valores numéricos de K e \(K_a\) diferem-se pela concentração de água (55.3 M). Mais uma vez, por simplicidade, \(H_3O^+\) pode ser escrito como \(H^+\) na equação \(\ref{16.5.3}\). Tenha em mente, porém, que \(h^+\) livre não existe em soluções aquosas e que um próton é transferido para \(H_2O\) em todas as reações de ionização ácida para a forma \(H^3O^+\). Quanto maior o \(K_a\), mais forte o ácido e maior a concentração \(h^+\) no equilíbrio. Como todas as constantes de equilíbrio, as constantes de ionização ácido-base são realmente medidas em termos das atividades de \(H^+\) ou \(OH^−\), tornando-as assim unitárias. Os valores de \(K_ a\) para uma série de ácidos comuns são indicados na tabela \(\PageIndex{1}\).

Fraco bases reagem com a água para produzir hidróxido de íons de lítio, como mostrado na seguinte equação geral, onde B é o pai da base de dados e BH+ é o seu ácido conjugado:

\

A constante de equilíbrio para esta reação é a base de ionização constante (Kb), também chamado de base constante de dissociação:

\}{} \label{16.5.5}\]

mais uma Vez, a concentração não aparecem na expressão da constante de equilíbrio.. Quanto maior o \(K_b\), mais forte a base e maior a concentração \(oh^−\) no equilíbrio. Os valores de \(K_ B\) para uma série de bases fracas comuns são indicados na tabela \(\PageIndex{2}\).

Existe uma relação simples entre a magnitude de \(K_a\) para um ácido e \(K_b\) para a sua base conjugada. Considere, por exemplo, a ionização do ácido hidrociânico (\(HCN\)) em água para produzir uma solução ácida, e a reação de \(CN^−\) com água para produzir uma solução básica:

\

\

A expressão da constante de equilíbrio de ionização do HCN é o seguinte:

\}{} \label{16.5.8}\]

A expressão correspondente para a reação do cianeto com a água é da seguinte forma:

\}{} \label{16.5.9}\]

Se somarmos as Equações \(\ref{16.5.6}\) e \(\ref{16.5.7}\), obtém-se o seguinte (lembre-se que a constante de equilíbrio para a soma das duas reações é o produto das constantes de equilíbrio para as reações individuais):

\\ ‘cancelar’ {}/\cancelar{}\]

\\ ‘cancelar’ {}/\cancelar{}\]

\\]

neste caso, a soma das reações descritas por \(K_a\) e \(K_b\) é a equação para o autoionization de água, e o produto das duas constantes de equilíbrio é \(K_w\):

\

Assim, se sabemos ou \(K_a\) para um ácido ou \(K_b\) para o seu conjugado da base de dados, podemos calcular a outra constante de equilíbrio para qualquer conjugado ácido–base, par.

assim como com \(pH\), \(pOH\), e pKw, podemos usar negativa logaritmos para evitar a notação exponencial, por escrito ácido e da base de dados de ionização constantes, definindo \(pK_a\) da seguinte forma:

\

\

e \(pK_b\) como

\

\

da mesma forma, a Equação 16.5.10, que expressa a relação entre \(K_a\) e \(K_b\), pode ser escrito na forma logarítmica da seguinte forma:

\

A 25°C, isto torna-se

\

Os valores de \(pK_a\) e \(pK_b\) são dadas para várias comuns de ácidos e bases na Tabela 16.5.1 e Tabela 16.5.2, respectivamente, e um conjunto mais extenso de dados é fornecido nos quadros E1 e E2. Devido ao uso de logaritmos negativos, valores menores de \(pK_a\) correspondem a constantes de ionização ácida maiores e, portanto, ácidos mais fortes. Por exemplo, o ácido nitroso (\(HNO_2\), com \(pK_a\) de 3,25, é cerca de 1000 vezes mais ácido do que o ácido hidrociânico (HCN), com \(pK_a\) de 9.21. Inversamente, valores menores de \(pK_b\) correspondem a constantes de ionização de base maiores e, portanto, bases mais fortes.

As dosagens relativas de alguns ácidos comuns e das suas bases conjugadas são mostradas graficamente na figura 16.5. Os pares ácido–base conjugados são listados por ordem(de cima para baixo) de aumento da resistência ácida, o que corresponde a valores decrescentes de \(pK_a\). Esta ordem corresponde à resistência decrescente da base conjugada ou ao aumento dos valores de \(pk_ B\). Na parte inferior esquerda da figura 16.5.2 estão os ácidos fortes comuns; na parte superior direita estão as bases fortes mais comuns. Observe a relação inversa entre a força do ácido precursor e a força da base conjugada. Assim, a base conjugada de um ácido forte é uma base muito fraca, e a base conjugada de um ácido muito fraco é uma base forte.

podemos usar as forças relativas de ácidos e bases para prever a direção de uma reação ácido–base seguindo uma única regra: um equilíbrio ácido–base sempre favorece o lado com o ácido mais fraco e base, como indicado por estas setas:

\

numa reação ácido–base, o próton sempre reage com a base mais forte.

Por exemplo, o ácido clorídrico é um ácido forte que ioniza, essencialmente, completamente em solução aquosa diluída para produzir \(H_3O^+\) e \(Cl^−\); apenas quantidades desprezíveis de \(HCl\) moléculas permanecem undissociated. Assim, o equilíbrio de ionização encontra-se virtualmente todo o caminho para a direita, como representado por uma única seta:

\

Em contraste, o ácido acético é um ácido fraco, e a água é uma base fraca. Consequentemente, as soluções aquosas de ácido acético contêm principalmente ácido acético moléculas em equilíbrio com uma pequena concentração de \(H_3O^+\) e acetato de íons, e o equilíbrio de ionização fica longe para a esquerda, como representadas pelas setas:

\

da mesma forma, a reação da amônia com água, o hidróxido de íon é uma base forte, e a amônia é uma base fraca, enquanto que o íon amônio é um ácido mais forte do que a água. Portanto, este equilíbrio também se encontra à esquerda: todos os equilíbrios ácido–base favorecem o lado com o ácido mais fraco e a base. Assim, o próton Está ligado à base mais forte.