Definir os seguintes conceitos:
(b) ácido fraco

Passo 1

O enunciado pede: definir o conceito de “ácido fraco”.
Informações fornecidas: apenas a solicitação para definir o conceito.

Passo 2

O que significa “ionizar-se parcialmente” — a ideia central.
Quando dizemos que um ácido se dissolve em água, muitas vezes ele reage com a água para liberar prótons. Para um ácido genérico escrevemos a reação de ionização em água como
\mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H}^+ + \mathrm{A}^-.
Essa seta dupla indica que existe um equilíbrio químico: nem todo o ácido original \mathrm{HA} vira imediatamente \mathrm{H}^+ e \mathrm{A}^-; em vez disso, o sistema atinge um estado em que há quantidades fixas (em equilíbrio) de \mathrm{HA}, \mathrm{H}^+ e \mathrm{A}^-. Um “ácido fraco” é exatamente um ácido que, em água, só se transforma parcialmente em íons — ou seja, no equilíbrio a maior parte ainda está como \mathrm{HA} e somente uma fração pequena virou \mathrm{H}^+ e \mathrm{A}^-. Vou te mostrar como quantificamos isso.

Passo 3

Constante de dissociação ácida K_a — como medimos “quão fraco” é o ácido.
Para a reação de equilíbrio acima definimos a constante de equilíbrio chamada constante de dissociação ácida:
K_a = \frac{[\mathrm{H}^+]\,[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]},
onde [\mathrm{H}^+] é a concentração molar de íons hidrogênio em equilíbrio, [\mathrm{A}^-] é a concentração da base conjugada em equilíbrio e [\mathrm{HA}] é a concentração do ácido não dissociado em equilíbrio.
Interpretação prática:
  • Se K_a for muito menor que 1 ( K_a \ll 1), o ácido é fraco: a ionização é pequena.
  • Se K_a for grande (maior que 1), o ácido é forte: praticamente todo \mathrm{HA} se dissocia.
Também usamos \mathrm{p}K_a para facilitar comparações:
\mathrm{p}K_a = -\log_{10}K_a.
Quanto maior \mathrm{p}K_a, mais fraco é o ácido.

Passo 4

Relação com pH e como calcular na prática (método ICE e aproximação).
Para calcular o pH de uma solução de ácido fraco, fazemos uma tabela ICE (Inicial — Mudança — Equilíbrio). Suponha concentração inicial do ácido [\mathrm{HA}]_0 = c_0 e que inicialmente [\mathrm{H}^+] \approx 0 (da água desprezível). Colocamos uma incógnita x para a quantidade que se ioniza:
\begin{aligned} \text{Inicial:}&\quad [\mathrm{HA}]=c_0,\; [\mathrm{H}^+]=0,\; [\mathrm{A}^-]=0,\\\ \text{Mudança:}&\quad [\mathrm{HA}]=c_0-x,\; [\mathrm{H}^+]=x,\; [\mathrm{A}^-]=x,\\\ \text{Equilíbrio:}&\quad [\mathrm{HA}]=c_0-x,\; [\mathrm{H}^+]=x,\; [\mathrm{A}^-]=x. \end{aligned}çí
Substituindo na expressão de K_a:
K_a=\frac{x\cdot x}{c_0-x}=\frac{x^2}{c_0-x}.
Para ácidos fracos normalmente x\ll c_0, então podemos aproximar c_0-x\approx c_0 e ter
x\approx\sqrt{K_a\,c_0}.
Como x=[\mathrm{H}^+] em equilíbrio, o pH é
\mathrm{pH}=-\log_{10}[\mathrm{H}^+]=-\log_{10}x.
Depois de calcular x você verifica a aproximação checando x/c_0 < 0,05 (ou seja, menos que 5%); se for menor, a aproximação é aceitável.

Passo 5

Exemplo concreto (isso ajuda a fixar): ácido acético.
Ácido acético tem K_a\approx 1,8\times 10^{-5}. Suponha uma solução c_0=0,10\\ \mathrm{mol\;L^{-1}}. Aplicando a aproximação:
x\approx\sqrt{K_a\,c_0}=\sqrt{1,8\times 10^{-5}\cdot 0,10}=\sqrt{1,8\times 10^{-6}}\approx 1,34\times 10^{-3}.
Logo
\mathrm{pH}=-\log_{10}(1,34\times 10^{-3})\approx 2,87.
Percentual de ionização:
\text{ionização (\%)}=\frac{[\mathrm{H}^+]_{eq}}{c_0}\times 100\%=\frac{1,34\times 10^{-3}}{0,10}\times100\%\approx 1,34\%.çã
Verificação da aproximação: x/c_0=0,0134 (1,34%) que é bem menor que 5%, portanto a aproximação foi válida.

Passo 6

Características adicionais e como identificar um ácido fraco na prova (dicas práticas).
  • Um ácido fraco: ioniza-se parcialmente; \;K_a\ll 1\; e \mathrm{p}K_a costuma ser um número positivo relativamente grande.
  • Exemplos comuns: ácido acético \\ (\mathrm{CH_3COOH}), ácido fluorídrico \\ (\mathrm{HF}), ácido fórmico \\ (\mathrm{HCOOH}).
  • Em provas, se der K_a e concentração inicial, use o método ICE; se K_a for muito pequeno você pode usar x\approx\sqrt{K_a c_0}. Se o enunciado pedir comparação de forças, basta comparar os valores de K_a (ou \mathrm{p}K_a); maior K_a = ácido mais forte.
  • Fatores que tornam um ácido “mais fraco” ou “mais forte”: estabilidade da base conjugada \mathrm{A}^- (ressonância, eletronegatividade do elemento ligado ao H, efeito indutivo), comprimento e polaridade da ligação H–X etc.

Passo 7

Resumo e motivação (um empurrãozinho final).
Em essência: ácido fraco = ácido que não se ioniza completamente em água; quantificamos isso por uma constante K_a pequena e calculamos pH por equilíbrio. Não se assuste com as equações: siga o passo a passo ICE → expressão de K_a → aproximação → pH. Você consegue — faz calmaria, que com prática esse procedimento vira rotina na prova.

Resposta

Ácido fraco: substância que ioniza-se parcialmente em água, estabelecendo o equilíbrio \mathrm{HA}\rightleftharpoons\mathrm{H}^++\mathrm{A}^-, caracterizada por uma constante de dissociação ácida K_a=\dfrac{[\mathrm{H}^+][\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]} muito menor que 1 (ou seja, ionização incompleta).

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