Dicas para determinar a força de um ácido

Determinar a força de um ácido é o mesmo que apontar a capacidade que esse composto apresenta de ionizar-se quando dissolvido na água. O conhecimento sobre a força do ácido evidencia se a concentração de íons hidrônio em água será alta ou baixa.

Classificação dos ácidos

Em relação à força, um ácido pode ser:

• Forte (ácido que produz uma elevada quantidade de cátions hidrônio (H₃O⁺) na água);

• Moderado ou Semiforte (ácido que produz uma quantidade intermediária de cátions hidrônio (H₃O⁺) na água);

• Fraco (ácido que produz uma baixa quantidade de cátions hidrônio (H₃O⁺) na água).

Veja agora algumas dicas para determinar a força de um ácido:

1ª Dica: Fórmula molecular do ácido

- Se tivermos um hidrácido (ácido sem oxigênio em sua fórmula):

• Ácido forte: Apenas HCl, HBr ou HI;

• Ácido moderado ou semiforte: Apenas HF;

• Ácido fraco: qualquer outro hidrácido.

- Se tivermos um oxiácido (ácido com oxigênio em sua fórmula):

Nesse caso, devemos realizar a subtração entre o número de oxigênios e o número de hidrogênios ionizáveis presentes na fórmula do ácido:

x = O - H

Assim, se o x tiver:

• Resultado ≥ 2 → Ácido forte

• Resultado = 1 → Ácido moderado ou semiforte

OBS.: O ácido H₃PO₃ apresenta três hidrogênios na fórmula, mas apenas dois são ionizáveis, por isso, o seu resultado é 1. O ácido H₃PO₂ apresenta três hidrogênios na fórmula, mas apenas um é ionizável, por isso, seu resultado é 1.

• Resultado = 0 → Ácido fraco

OBS.: O ácido H₂CO₃, mesmo tendo resultado 1, é uma exceção, pois é fraco.

Exemplos:

• H₂S

É um ácido fraco porque não é um dos hidrácidos fortes (HCL, HBr e HI) e não é o hidrácido moderado (HF).

• H₃PO₄

É um ácido moderado porque, como é um oxiácido, na subtração entre o número de oxigênios (4) e o número de hidrogênios (3), o resultado é 1.

• H₄P₂O₇

É um ácido forte porque, como é um oxiácido, na subtração entre o número de oxigênios (7) e o número de hidrogênios (4), o resultado é 3.

2ª Dica: Grau de ionização (α)

O grau de ionização indica a porcentagem da ionização do ácido quando dissolvido em água. Trata-se da relação estabelecida entre o número de moléculas ionizadas e o número de moléculas iniciais do ácido:

α = número de moléculas ionizadas
      número de moléculas iniciais

Após realizar a divisão entre o número de moléculas, devemos multiplicar o resultado por 100 para encontrar a porcentagem de ionização. Com isso, se:

• α ≥ 50 % → Ácido forte

• 50% < α > 5% → Ácido moderado ou semiforte

• α ≤ 5% → Ácido fraco

Exemplo: Foram adicionadas à água 50 moléculas de certo ácido HX, mas só foram dissociadas 20 moléculas.

α = número de moléculas ionizadas
       número de moléculas iniciais

α = 20
      50

α = 0,4

Como devemos multiplicar o α por 100, temos:

α = 0,4.100

α = 40 % - ácido moderado

3ª Dica: Constante de ionização (Ki)

Para um ácido, temos a seguinte equação de ionização geral:

HX + H₂O → H₃O⁺ + X^-

Sua constante de ionização (Ki) é a relação entre as concentrações dos produtos e a concentração molar do ácido:

Ki = [H₃O⁺].[X^-]
      [HX]

OBS.: A água não entra na expressão porque, para que a ionização aconteça, ela obrigatoriamente deve estar presente, ou seja, é uma constante no processo.

Analisando a expressão, podemos observar que a concentração de hidrônio [H₃O⁺] está no numerador e a concentração do ácido [HX] está no denominador. Assim, quanto maior for a concentração do hidrônio, maior será o valor do Ki.

Por meio do Ki de um ácido, podemos saber se existem muitos hidrônios no meio e vice-versa. Para classificar o ácido, levaremos em consideração a seguinte referência:

• Ki > 10^-3 → Ácido forte

• Ki = 10^-3 ou 10^-4 → Ácido moderado ou semiforte

• Ki ≤ 10^-5 → Ácido fraco

Exemplos:

• Ácido Sulfúrico (H₂SO₄) - Ki = 1,2.10^-2

É um ácido forte porque seu Ki é maior que 10^-3.

• Ácido nítrico (HNO₂) - Ki = 4.10^-4 → Ácido Moderado

É um ácido moderado porque seu Ki é 10^-4.

• Ácido cianídrico (HCN) - Ki = 6,2.10^-10

É um ácido fraco porque seu Ki é menor que 10^-5.

Por Me. Diogo Lopes Dias