[DÚVIDA] pKa e equilibrio de reação

Dado um certo meio, por exemplo um ácido de PH=5, pode se dizer que as substâncias que se ionizarão nesse meio sempre são de pKa menor que o PH? 
Como se pKa fosse também a "força" para soltar o H+ igual o PH


No meu entendimento de equilíbrio de reação, o meio não permitiria a ionização de substâncias com pKa maior que seu PH, já substâncias com pKa menor não teriam problemas em ionizar.

Considere um meio já ácido num certo pH => [H+] = 10^-pH. Aí eu adiciono 1mol de um ácido fraco HX com Ka
HX <=>    H+       +      X-
 1          10^-pH            0
O ácido ioniza pra satisfazer o equilíbrio de forma que no fim fico com (10^-pH + x)x/(1-x) = Ka
Então, sim, o que você falou é verdade. Se Ka for pequenino, eu preciso que o denominador seja próximo de 1, daí o produto (10^-pH + x)x fica pequeno, então ele ioniza. Se for k grandão, o oposto ocorre.
O que eu não posso (pelo menos não consigo) afirmar é essa relação entre pH e pKa. Eu só consigo comparar o que importa de ionização entre os pKa's de vários ácidos. O que for menor é o que mais ioniza (independente do pH).

ffacuri escreveu:Dado um certo meio, por exemplo um ácido de PH=5, pode se dizer que as substâncias que se ionizarão nesse meio sempre são de pKa menor que o PH? 
Como se pKa fosse também a "força" para soltar o H+ igual o PH


No meu entendimento de equilíbrio de reação, o meio não permitiria a ionização de substâncias com pKa maior que seu PH, já substâncias com pKa menor não teriam problemas em ionizar.

Vou tentar responder a relação entre pH e Ka abordada pelo amigo Lipo.

Sendo pKa = -log[Ka], para -4 > Ka > 14, para valores próximos de -4, mais forte é o ácido.
Ademais, sabe-se que, pela Lei de Diluição de Ostwald: Ka = M . α² , sendo:

- M = Concentração molar do ácido, em mol/L.
- α = grau de ionização do ácido (varia entre 1 ≤ α ≤ 0).

Sabendo o grau de ionização do ácido, pode-se determinar, também matematicamente, a concentração hidrogeniônica responsável pela determinação do pH:

[H⁺] = M . α . n^oH  , sendo:

- n^oH = Quantidade de hidrogênios ionizáveis. Isso é importante no estudo dos ácidos, uma vez que nem todos os hidrogênios presentes em um ácido HX, H_nXO_n ou R-(COOH)_n  serão capazes de serem ionizados. (EX: O ácido bórico [H₃BO₃] possui apenas um de seus hidrogênios capazes de sofrer ionização).

Outra forma de demonstração da expressão matemática, considerando um ácido inorgânico HX:

    HX                H⁺    +    X^-
''y'' mol/L     ''y'' mol/L   ''y'' mol/L

Portanto, na dissociação iônica do ácido, teremos uma proporção de 1:1 para molaridade entre a solução de ácido e sua concentração hidrogeniônica. O grau de ionização (%) determina a quantidade de moléculas ionizadas por total de moléculas, influenciando na concentração final de H⁺ (M . α), como já demonstrado acima.

matheus_feb escreveu:

ffacuri escreveu:Dado um certo meio, por exemplo um ácido de PH=5, pode se dizer que as substâncias que se ionizarão nesse meio sempre são de pKa menor que o PH? 
Como se pKa fosse também a "força" para soltar o H+ igual o PH


No meu entendimento de equilíbrio de reação, o meio não permitiria a ionização de substâncias com pKa maior que seu PH, já substâncias com pKa menor não teriam problemas em ionizar.

Vou tentar responder a relação entre pH e Ka abordada pelo amigo Lipo.

Sendo pKa = -log[Ka], para -4 > Ka > 14, para valores próximos de -4, mais forte é o ácido.
Ademais, sabe-se que, pela Lei de Diluição de Ostwald: Ka = M . α² , sendo:

- M = Concentração molar do ácido, em mol/L.
- α = grau de ionização do ácido (varia entre 1 ≤ α ≤ 0).

Sabendo o grau de ionização do ácido, pode-se determinar, também matematicamente, a concentração hidrogeniônica responsável pela determinação do pH:

[H⁺] = M . α . n^oH  , sendo:

- n^oH = Quantidade de hidrogênios ionizáveis. Isso é importante no estudo dos ácidos, uma vez que nem todos os hidrogênios presentes em um ácido HX, H_nXO_n ou R-(COOH)_n  serão capazes de serem ionizados. (EX: O ácido bórico [H₃BO₃] possui apenas um de seus hidrogênios capazes de sofrer ionização).

Outra forma de demonstração da expressão matemática, considerando um ácido inorgânico HX:

    HX                H⁺    +    X^-
''y'' mol/L     ''y'' mol/L   ''y'' mol/L

Portanto, na dissociação iônica do ácido, teremos uma proporção de 1:1 para molaridade entre a solução de ácido e sua concentração hidrogeniônica. O grau de ionização (%) determina a quantidade de moléculas ionizadas por total de moléculas, influenciando na concentração final de H⁺ (M . α), como já demonstrado acima.

Muito obrigado pelas respostas dos dois, consegui fazer o link que precisava com deprotonação tb.