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Em química, a constante de acidez Ka, ou constante de dissociação é uma constante de equilíbrio que exprime o grau de dissociação para um dado Ácido de Brønsted numa reação de equilíbrio químico.1

Tal constante possui definições diferentes para ácidos fortes, moderados e fracos.

Índice [esconder]
1 Definição matemática
2 Ver também
3 Referências
4 Ligações externas
Definição matemática[editar | editar código-fonte]
Dado um ácido fraco HA, sua dissolução em água está sujeito a um equilíbrio:

HA + H_2 O \leftrightarrow A^- + H_3 O^+
Ou simplificadamente:

HA \leftrightarrow A^- + H^+
A constante de acidez ou constante de dissociação ácida, K_a, de HA/A- é definida por:

K_a = \frac{[A^- ] \cdot \left[\mbox{H}_3\mbox{O}^+\right]} {[HA]}
Onde [HA] indica a concentração molar do ácido HA numa solução aquosa..

A constante de acidez K_a é proporcional a concentração dos ions formados. Portanto, quanto maior o valor de K_a mais ionizado é o ácido, consequentemente maior a sua força.

A constante de acidez depende da temperatura.

Quando a ionização ocorrer por etapas haverá uma constante de acidez para cada etapa:

Primeira etapa: H_2 A + H_2 O \leftrightarrow HA^- + H_3 O^+

K_{a1} = \frac{[HA^-] \cdot \left[\mbox{H}_3\mbox{O}^+\right]} {[H_2 A]}
Segunda etapa: HA^- + H_2O \leftrightarrow A^{2-} + H_3O^+

K_{a2} = \frac{[A^{2-}] \cdot \left[\mbox{H}_3\mbox{O}^+\right]} {[HA^-]}
A acidez pode também ser expressa pelo pK_a:

pK_a = - \log {K_a} (cologaritmo do K_a)

Ácido acético, CH3COOH, um ácido fraco, doa um próton (íon hidrogênio, destacado em verde) à água em uma reação de equilíbrio presultando o íon acetato e o íon hidrônio. Em vermelho, oxigênio, em preto, carbono, em branco, o hidrogênio.
Quanto menor o valor de K_a maior a acidez do ácido. Maior valor de K_a, menor a extensão da dissociação. Um ácido fraco tem um valor de K_a na faixa de aproximadamente −2 a 12 em água. Ácidos com um valor de K_a de menos que