Química Sem Limites

Constante de dissociação da base

A constante de dissociação da base (Kb) mede a força relativa de uma base.

Objectivos de aprendizagem

Calcular a Kw (constante de dissociação da água) usando a seguinte equação Kw = x e manpular a fórmula para determinar = Kw/ ou =Kw/

Key Takeaways

Key Points

  • A constante de dissociação de base KbE mede a basicidade, ou força, de uma base.
  • Kb está relacionada com a constante de dissociação ácida, Ka, pela relação simples pKa + pKb = 14, onde pKb e pKa são os logaritmos negativos de Kb e Ka, respectivamente.
  • Kb e Ka estão também relacionados através da constante iónica para a água, Kw, pela relação {K}_text{W}==text{K}_text{a}_text{a}_text{K}_text{b}.

Key Terms

    li> ácido conjugado: a espécie criada quando uma base aceita um próton/ul>

Em química, uma base é uma substância que pode aceitar iões de hidrogénio (prótons) ou, mais geralmente, doar um par de electrões de valência. A constante de dissociação da base, Kb, é uma medida de basicidade – a força geral da base. Está relacionada com a constante de dissociação ácida, Ka, pela relação simples pKa + pKb = 14, onde pKb e pKa são os logaritmos negativos de Kb e Ka, respectivamente. A constante de dissociação de base pode ser expressa da seguinte forma:

\texto{K}_texto{b} = \frac{}{\frac{}{\frac{B}}

p> onde \text{B} é a base, \text{BH}^+ é o seu ácido conjugado, e \text{OH}^- são os iões hidróxidos.

A Constante de Dissociação de Base

Histórico, a constante de equilíbrio Kb para uma base foi definida como a constante de associação para a protonação da base, B, para formar o ácido conjugado, HB+.

texto{B}(\texto{aq}) + \texto{H}_2\texto{O}(\texto{l}) \texto de direita \texto{HB}^+(\texto{aq}) + \texto{OH}^-(\texto{aq})

As com qualquer constante de equilíbrio para uma reacção reversível, a expressão para Kb toma a seguinte forma:

texto{K}_{\aq}} = \frac{}{}

Kb está relacionado com Ka para o ácido conjugado. Recordar que na água, a concentração do ião hidróxido, está relacionada com a concentração do ião hidrogénio pela constante de auto-ionização da água:

\text{K}_text{W}==

Rearranjo, nós temos:

= \frac{\texto{K}_{\texto{w}}}{}

Substituindo esta expressão pela expressão para rendimentos de Kb:

texto{K}_{\i1}{\i1} = {\i1}frac{\i}_{\i}_{\i}{\i} = {\i1}frac{\i}_texto{\i}_{\i}_texto{\i}_{\i}_texto{\i}}

Por isso, para qualquer par ácido base/conjugado, a seguinte relação mantém-se sempre válida:

text{K}_text{W}==text{K}_text{a}_text{K}_text{b}

p>Tomando o registo negativo de ambos os lados produz a seguinte equação útil:

p>text{pK}_text{a}+++pK_text{b}_text{b}=14

Na realidade, não há necessidade de definir pKb separadamente de pKa, mas é feito aqui porque os valores de pKb são encontrados em alguma da literatura química mais antiga.

Cálculo do pH de uma Base Fraca em Solução Aquosa

O pH de uma base fraca em solução aquosa depende da força da base (dada por Kb) e da concentração da base (a molaridade, ou moles da base por litro de solução). Uma forma conveniente de encontrar o pH de uma base fraca em solução é utilizar uma tabela ICE: ICE significa “Initial,” “Change,” e “Equilibrium,”

Antes de a reacção começar, a base, B, está presente na sua concentração inicial 0, e a concentração dos produtos é zero. À medida que a reacção atinge o equilíbrio, a concentração da base diminui em x quantidade; dada a estequiometria da reacção, os dois produtos aumentam em x quantidade. Em equilíbrio, a concentração da base é 0 – x, e a concentração dos dois produtos é x.

imagem

diagrama ICE: Um diagrama ICE para uma base fraca em solução aquosa.

O Kb para a reacção é:

\texto{K}_{\texto{b}} = \frac{}{}

Preenchimento dos valores da linha de equilíbrio dada:

texto{K}_{\i1}_{\i1} = {\i1}frac{\i}{x}^2}{_{0}-texto{x}}

Esta equação quadrática pode ser resolvida para x. Contudo, se a base for fraca, então podemos assumir que x será insignificante em comparação com 0, e a aproximação 0- x ≈ 0 pode ser usada. A equação simplifica para:

\texto{K}_{\texto{b}} = \frac{\texto{x}^2}{_{{0}}

p>Desde x = -, podemos calcular pOH utilizando a equação pOH = -log-; podemos encontrar o pH utilizando a equação 14 – pOH = pH.

Deixe uma resposta

O seu endereço de email não será publicado. Campos obrigatórios marcados com *