15.5 : Forças Relativas de Pares Ácido-Base Conjugados

A química ácido-base de Brønsted-Lowry é a transferência de protões; assim, a lógica sugere uma relação entre as forças relativas dos pares ácido-base conjugados. A força de um ácido ou base é quantificada na sua constante de ionização, K_a ou K_b, que representa a extensão da reação de ionização ácida ou básica. Para o par ácido-base conjugado HA / A⁻, as equações de equilíbrio de ionização e as expressões de constantes de ionização são

A adição destas duas equações químicas produz a equação para a autoionização da água:

Como discutido anteriormente, a constante de equilíbrio para uma reação somada é igual ao produto matemático das constantes de equilíbrio para as reações adicionadas, e portanto

Esta equação indica a relação entre as constantes de ionização para qualquer par ácido-base conjugado, ou seja, o seu produto matemático é igual ao produto iónico da água, K_W. Ao reorganizar esta equação, torna-se evidente uma relação recíproca entre as forças de um par ácido-base conjugado:

A relação proporcional inversa entre K_a e K_b significa que quanto mais forte for o ácido ou a base, mais fraco será o seu par conjugado.

Tomando o log negativo de ambos os lados da equação, K_a × K_b = K_W obtemos

e depois

Como pK_W é 14 a 25 °C, esta equação também pode ser escrita como

O pK_a e pK_b também representam a força de ácidos e bases, respectivamente. Como pH e pOH, quanto maior o valor de pK_a ou pK_b, mais fraco o ácido ou base, respectivamente.

Ácido	Base
Ácido perclórico (HClO4)*	Ião perclorato (ClO4−)**
Ácido sulfúrico (H2SO4)*	Ião sulfato de hidrogénio (HSO4−)**
Iodeto de hidrogénio (HI)*	Ião iodeto (I−)**
Brometo de hidrogénio (HBr)*	Ião brometo (Br−)**
Cloreto de hidrogénio (HCl)*	Ião cloreto (Cl−)**
Ácido nítrico (HNO3)*	Ião nitrato (NO3−)**
Ião hidrónio (H3O+)	Água (H2O)
Ião sulfato de hidrogénio (HSO4−)	Ião sulfato (SO42−)
Ácido fosfórico (H3PO4)	Ião fosfato de dihidrogénio (H2PO4−)
Fluoreto de hidrogénio (HF)	Ião fluoreto (F−)
Ácido nitroso (HNO2)	Ião nitrito (NO2−)
Ácido acético (CH3CO2H)	Ião acetato (CH3CO2−)
Ácido carbónico (H2CO3)	Ião carbonato de hidrogénio (HCO3−)
Sulfeto de hidrogénio (H2S)	Ião sulfeto de hidrogénio (HS−)
Ião amónio (NH4+)	Amoníaco (NH3)
Cianeto de hidrogénio (HCN)	Ião cianeto (CN−)
Ião carbonato de hidrogénio (HCO3−)	Ião carbonato (CO32−)
Água (H2O)	Ião hidróxido (OH−)
Ião sulfeto de hidrogénio (HS−)†	Ião sulfeto (S2−)‡
Etanol (C2H5OH)†	Ião etóxido (C2H5O−)‡
Amoníaco (NH3)†	Ião amida (NH2−)‡
Hidrogénio (H2)†	Ião hidreto (H−)‡
Metane (CH4)†	Ião metileto (CH3−)‡
*Submete-se a ionização ácida completa em água
† Não se submete a ionização ácida em água
**Não se submete a ionização básica em água
‡Submete-se a ionização básica completa em água

A listagem dos pares de ácido-base conjugados apresentada está organizada para mostrar a força relativa de cada espécie em comparação com a água. Na coluna ácida, as espécies alistadas abaixo da água são ácidos mais fracos do que a água. Estas espécies não são submetidas a ionização ácida em água; não são ácidos de Brønsted-Lowry. Todas as espécies listadas acima da água são ácidos mais fortes, transferindo protões para a água em certa medida quando dissolvidas em solução aquosa para gerar iões hidrónio. As espécies acima da água, mas abaixo do ião hidrónio são ácidos fracos, submetidos a ionização ácida parcial, enquanto que as acima do ião hidrónio são ácidos fortes que são completamente ionizados em solução aquosa.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 14.3: Relative Strengths of Acids and Bases.