Equacione as ionizações dos seguintes ácidos:
d) Ácido acético.

Passo 1

O que o enunciado pede: equacionar as ionizações do ácido acético (ou seja, escrever as reações nas quais ele doa próton ao meio).
Informações dadas (implícitas no enunciado): o ácido é o ácido acético, cuja fórmula molecular é CH_3COOH. Não foram fornecidos valores de concentração ou temperatura; portanto vamos escrever a(s) equação(ões) químicas de ionização e explicar o que elas significam.

Passo 2

Conceito básico que você precisa entender antes de escrever a equação: quando um ácido reage com água, ele pode doar um próton ( H^+) para a água. A água, ao aceitar o próton, forma o íon hidrônio ( H_3O^+). Essa reação normalmente está em equilíbrio (não vai 100% para a direita) quando o ácido é fraco. A forma geral para um ácido monoprótico HA é:
HA + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+
Explicando os símbolos: (HA) é o ácido genérico, (A^-) é a base conjugada (o que sobra do ácido depois de perder H^+), e [\,] será usado depois para indicar concentrações. Essa é a ideia central para equacionar o ácido acético.

Passo 3

Aplicando a ideia ao ácido acético. A fórmula do ácido acético é CH_3COOH. Ao doar um próton para a água, ele gera o íon acetato CH_3COO^- (a base conjugada) e o íon hidrônio H_3O^+. A equação de ionização, escrita como equilíbrio, é:
CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+
Aqui a seta dupla \rightleftharpoons indica que a reação atinge um equilíbrio químico (nem tudo se ioniza). O ácido acético é um ácido fraco, então essa reação só ocorre parcialmente.

Passo 4

Observação sobre notação: muitas vezes, por abreviação, usamos H^+ no lugar de H_3O^+. A equação equivalente, em notação simplificada, é:
CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+
Mas lembre-se: na prática, em solução aquosa o próton está associada à água formando H_3O^+. Usar H^+ é um atalho.

Passo 5

Para quantificar essa ionização usamos a constante de dissociação ácida K_a. Para o ácido acético a expressão é:
K_a = \frac{[CH_3COO^-][H_3O^+]}{[CH_3COOH]}
Aqui [\cdot] indica concentração molar no equilíbrio. Valor típico (a 25^\circC) é K_a \approx 1,8\times 10^{-5}, ou seja, K_a é pequeno — reforçando que CH_3COOH é um ácido fraco.

Passo 6

Como você resolveria, na prova, um problema que peça a concentração de H_3O^+ a partir de uma concentração inicial c_0 de CH_3COOH? Use um Tabela ICE (Initial, Change, Equilibrium). Se x for a concentração ionizada no equilíbrio:
\begin{array}{lcl} \text{Inicial:} & [CH_3COOH]=c_0, & [CH_3COO^-]=0, \\ [H_3O^+]=[\,\text{água}\,]_{prático}\\\ \text{Variação:} & -x, & +x, \\\ +x\\\ \text{Equilíbrio:} & c_0-x, & x, \\ x \end{array}ááçãí
Substituindo em K_a:
K_a = \frac{x\cdot x}{c_0-x} = \frac{x^2}{c_0-x}
Se K_a \ll c_0 (caso comum para ácidos fracos), aproxima-se c_0-x \approx c_0, dando
x \approx \sqrt{K_a\,c_0}.
Exemplo numérico rápido: para c_0=0,1\\ \text{M},
x\approx\sqrt{1,8\times 10^{-5}\cdot 0,1}=\sqrt{1,8\times 10^{-6}}\approx1,34\times 10^{-3}\\ \text{M},
ou seja, cerca de 1,34\% ionizado — ilustra que a ionização é pequena.

Passo 7

Resumo prático e dica de prova: para equacionar, escreva sempre a reação com água formando H_3O^+ (mais correto) e indique a seta de equilíbrio. Se pedirem cálculos, use a expressão de K_a e a tabela ICE; se K_a for muito menor que a concentração inicial, use a aproximação x\approx\sqrt{K_a c_0} para agilizar contas.

Resposta

CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+

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