1. Defina Keq (constante de equilíbrio), Ka (constante de acidez) e pKa. Utilize reações químicas para exemplificar.

Passo 1

O enunciado pede para definirmos três constantes muito usadas em química equilibrial e ácido-base: a constante de equilíbrio geral ( K_{eq}), a constante de acidez ( K_a) e seu logaritmo negativo ( \mathrm{p}K_a). Para isso, vamos usar exemplos de reações químicas e as expressões matemáticas correspondentes.

Passo 2

A constante de equilíbrio K_{eq} vale para uma reação genérica do tipo
aA + bB \rightleftharpoons cC + dD
onde A, B, C e D são espécies químicas e a, b, c, d seus coeficientes estequiométricos. Definimos
K_{eq} = \frac{[C]^c\,[D]^d}{[A]^a\,[B]^b}
Aqui, [X] representa a atividade ou, em soluções diluídas, a concentração molar de X. Se K_{eq}\gg1, o equilíbrio favorece os produtos; se K_{eq}\ll1, favorece os reagentes.

Passo 3

A constante de acidez K_a é um caso particular de K_{eq} aplicado à dissociação de um ácido monoprotico. Para
\mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H}^+ + \mathrm{A}^-
definimos
K_a = \frac{[\mathrm{H}^+]\,[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]}
Quanto maior for K_a, mais forte é o ácido (maior é o grau de dissociação).

Passo 4

O \mathrm{p}K_a é simplesmente o logaritmo negativo da constante K_a:
\mathrm{p}K_a = -\log_{10}K_a.
Valores baixos de \mathrm{p}K_a indicam ácidos fortes (grande K_a); valores altos de \mathrm{p}K_a indicam ácidos fracos (pequeno K_a).

Resposta

K_{eq} é a razão entre as concentrações (ou atividades) dos produtos elevadas aos seus coeficientes e as dos reagentes elevadas aos seus coeficientes, conforme
K_{eq} = \frac{[C]^c\,[D]^d}{[A]^a\,[B]^b}.
K_a é o constante de equilíbrio da reação de dissociação de um ácido monoprotico
\mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H}^+ + \mathrm{A}^-, \quad K_a = \frac{[\mathrm{H}^+]\,[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]}.
\mathrm{p}K_a é o logaritmo negativo de K_a:
\mathrm{p}K_a = -\log_{10}K_a.

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