Escreva as equações químicas e as expressões de Ka para a ionização dos ácidos fracos a seguir em meio aquoso:
ácido acético, \mathrm{CH}_{3} \mathrm{COOH}.

Passo 1

O que o enunciado pede: escrever as equações químicas que representam a ionização do ácido acético em meio aquoso e escrever as expressões de \mathrm{K_a} correspondentes. Informação dada: o ácido é o ácido acético, cuja fórmula é \mathrm{CH_3COOH}.
Nada mais é necessário — vou escrever as reações relevantes (com água e na forma simplificada com \mathrm{H^+}) e deduzir a expressão de \mathrm{K_a}.

Passo 2

Conceito básico (explicando devagar): ionização de um ácido em água significa que uma parte das moléculas do ácido doa um próton ( \mathrm{H^+}) para a água, formando o íon hidronio ( \mathrm{H_3O^+}) e a base conjugada do ácido. Para qualquer reação genérica
\text{A} + \text{B} \rightleftharpoons \text{C} + \text{D}
a constante de equilíbrio em termos de concentrações é
K = \frac{[\text{C}]\,[\text{D}]}{[\text{A}]\,[\text{B}]},
onde [X] significa concentração molar de X em mol·L^{-1}. Vou aplicar essa definição ao caso do ácido acético.

Passo 3

Escrever a equação de ionização em água (forma mais física, com água explícita):
\mathrm{CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+}
Explicação: \mathrm{CH_3COOH} doa um próton para \mathrm{H_2O}, produzindo a base conjugada \mathrm{CH_3COO^-} e \mathrm{H_3O^+} (íons hidrônio).
Forma simplificada (muitas vezes usada em química):
\mathrm{CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+}
Aqui se escreve \mathrm{H^+} em vez de \mathrm{H_3O^+} para ficar mais curto — ambas as escritas representam a mesma transferência de próton em solução aquosa.

Passo 4

Agora deduzir a expressão de \mathrm{K_a}. Aplicando a fórmula de equilíbrio à reação com \mathrm{H_3O^+}:
\mathrm{K_a}=\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]\,[\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]\,[\mathrm{H_2O}]}
Mas atenção importante: em solução aquosa diluída a atividade (ou concentração efetiva) da água pura é praticamente constante e é convencionalmente incorporada na constante. Por isso normalmente omitimos [\mathrm{H_2O}] e escrevemos:
\mathrm{K_a}=\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]\,[\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]}
Se preferir usar \mathrm{H^+} em vez de \mathrm{H_3O^+}, a expressão equivalente é
\mathrm{K_a}=\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]\,[\mathrm{H^+}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]}.
Aqui explico cada símbolo na expressão:
  • [\mathrm{CH_3COO^-}] é a concentração molar da base conjugada, em mol·L^{-1}.
  • [\mathrm{H_3O^+}] ou [\mathrm{H^+}] é a concentração molar de prótons em solução, em mol·L^{-1}.
  • [\mathrm{CH_3COOH}] é a concentração molar do ácido não dissociado, em mol·L^{-1}.
  • \mathrm{K_a} é a constante de acidez; para ácidos fracos ela é um número pequeno (quanto menor \mathrm{K_a}, mais fraco o ácido).

Passo 5

Comentário prático e uso rápido (para a prova): ao resolver problemas que pedem calcular pH ou fração ionizada, costuma-se montar uma tabela ICE (Initial, Change, Equilibrium) usando a expressão de \mathrm{K_a}. Exemplo numérico para referência (não pedido, só para intuir a ordem de grandeza): o valor de \mathrm{K_a} do ácido acético a 25^\circ\mathrm{C} é aproximadamente
\mathrm{K_a}\approx 1,8\times 10^{-5},
o que indica que é um ácido fraco; em pK:
\mathrm{pK_a}=-\log_{10}(\mathrm{K_a})\approx 4,76.

Resposta

\mathrm{CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+}
\mathrm{CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+}
\displaystyle \mathrm{K_a}=\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]\,[\mathrm{H_3O^+}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]}
\displaystyle \mathrm{K_a}=\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]\,[\mathrm{H^+}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]}

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