Nas equações quimicas abaixo, descreva o que ocorre com o equilibrio químico quando:
\mathrm{HAc}(\mathrm{aq}) \leftrightarrow \mathrm{H}+(\mathrm{aq})+\mathrm{Ac}-(\mathrm{aq}); se adiciona \mathrm{NaAc}(\mathrm{aq}). Ac- = Acetato

Passo 1

O enunciado trata do equilíbrio de dissociação do ácido acético em água:
\mathrm{HAc(aq)} \rightleftharpoons \mathrm{H^+(aq)} + \mathrm{Ac^-(aq)}
O conteúdo envolve o Princípio de Le Chatelier e o efeito do íon comum. Vamos usar a expressão da constante de acidez e analisar o que acontece quando adicionamos NaAc, fonte de \mathrm{Ac^-}.

Passo 2

Escrevemos a expressão da constante de acidez K_a para esse equilíbrio:
K_a = \frac{[\mathrm{H^+}]\,[\mathrm{Ac^-}]}{[\mathrm{HAc}]}
Aqui K_a é constante na temperatura considerada.

Passo 3

Ao adicionar \mathrm{NaAc(aq)}, aumentamos diretamente a concentração de \mathrm{Ac^-} no sistema, pois a sal se dissocia totalmente:
\mathrm{NaAc} \to \mathrm{Na^+} + \mathrm{Ac^-}
Pelo Princípio de Le Chatelier, aumentar a concentração de um produto \mathrm{Ac^-} faz o equilíbrio se deslocar no sentido de consumi-lo, ou seja, para a esquerda, formando mais \mathrm{HAc}. Isso implica também em reduzir [\mathrm{H^+}].

Passo 4

Como [\mathrm{H^+}] diminui, o pH da solução aumenta (fica menos ácido). A constante K_a permanece a mesma, pois ela depende só de temperatura.

Resposta

O equilíbrio desloca-se para a esquerda, formando mais \mathrm{HAc}, diminuindo [\mathrm{H^+}] e, consequentemente, aumentando o pH da solução.

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