Explique a diferença entre ácidos fortes e fracos, e dê dois exemplos de cada.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) explicar a diferença entre ácidos fortes e ácidos fracos; (2) dar dois exemplos de cada. Não há outros dados numéricos fornecidos pelo enunciado.

Passo 2

Primeiro, vamos fixar definições simples e úteis que você pode usar na prova.
  • Um ácido é uma substância que pode doar prótons (íons \mathrm{H^+}) para a água ou para outra base. Em símbolos, uma reação genérica de ácido é
\mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H^+} + \mathrm{A^-},
onde \mathrm{HA} é o ácido e \mathrm{A^-} é sua base conjugada.
  • A força de um ácido mede quanto ele se ioniza (doa prótons) quando dissolvido em água. Isso é quantificado pela constante de dissociação ácida
K_a=\frac{[\mathrm{H^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]},
onde [\mathrm{H^+}] é a concentração do íon hidrogênio em mol·L^{-1}, [\mathrm{A^-}] é a concentração da base conjugada e [\mathrm{HA}] é a concentração do ácido não dissociado em equilíbrio.
  • Interpretação prática:
    • Se o ácido se ioniza praticamente por completo em solução aquosa, dizemos que é um ácido forte (valor de K_a muito grande).
    • Se o ácido se ioniza apenas parcialmente (apenas uma fração das moléculas libera \mathrm{H^+}), é um ácido fraco (valor de K_a pequeno).

Passo 3

Como usar isso rapidamente numa prova — caso típico para ácido forte:
  • Para um ácido forte, a dissociação é praticamente completa. Assim, se você tem uma solução de concentração inicial c de um ácido forte, a concentração de [\mathrm{H^+}] na solução é aproximadamente
[\mathrm{H^+}] \approx c.
  • O \mathrm{pH} da solução é dado por
\mathrm{pH}=-\log_{10}[\mathrm{H^+}].
Exemplo rápido (tipo prova): solução 0{,}10\\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} de ácido clorídrico. Como o \mathrm{HCl} é forte,
[\mathrm{H^+}]=0{,}10\quad\Rightarrow\quad \mathrm{pH}=-\log_{10}(0{,}10)=1.
Esse raciocínio é o que costuma cair: reconhecer “ácido forte” → assumir dissociação total → aplicar pH = -\log[\mathrm{H^+}].

Passo 4

Agora o caso de ácido fraco — passo a passo, com a equação de equilíbrio:
  • Para um ácido fraco com concentração inicial c e grau de ionização x (concentração de \mathrm{H^+} gerada),
\begin{aligned} \text{inicial: } & [\mathrm{HA}]=c,\quad [\mathrm{H^+}]=0,\quad [\mathrm{A^-}]=0,\\\ \text{equilíbrio: } & [\mathrm{HA}]=c-x,\quad [\mathrm{H^+}]=x,\quad [\mathrm{A^-}]=x. \end{aligned}í
  • Substituindo na definição de K_a:
K_a=\frac{x\cdot x}{c-x}=\frac{x^2}{c-x}.
  • Em muitos exames, K_a é pequeno e x\ll c, então usamos a aproximação c-x\approx c, obtendo
x\approx\sqrt{K_a\,c},
e então
\mathrm{pH}=-\log_{10}x.
  • Regra prática para verificar a aproximação: calcule x e verifique se \dfrac{x}{c}\times100\%<5\%. Se for <5%, a aproximação é aceitável.

Passo 5

Um exemplo numérico com ácido fraco (pra você ver como aplicar na prova):
  • Ácido acético \mathrm{CH_3COOH} com c=0{,}10\\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}} e K_a=1{,}8\times10^{-5}.
  • Aplicando a fórmula aproximada:
x\approx\sqrt{K_a\,c}=\sqrt{1{,}8\times10^{-5}\times 0{,}10}=\sqrt{1{,}8\times10^{-6}}\approx 1{,}34\times10^{-3}.
  • Logo
\mathrm{pH}\approx -\log_{10}(1{,}34\times10^{-3})\approx 2{,}87.
  • Percentual ionizado:
\frac{x}{c}\times100\%\approx\frac{1{,}34\times10^{-3}}{0{,}10}\times100\%\approx1{,}34\%,
que é menor que 5\%, então a aproximação foi válida.

Passo 6

Conceitos úteis que caem em prova e ajudam a entender por que um ácido é forte ou fraco:
  • Relação com a base conjugada: quanto mais forte o ácido, mais fraca é sua base conjugada. Para ácidos e bases conjugadas vale, a 25\,^\circ\mathrm{C},
K_a\cdot K_b = K_w = 1{,}0\times10^{-14},
onde K_w é a constante de ionização da água.
  • Fatores moleculares que determinam a força de um ácido:
    • Polaridade da ligação H–X: quanto mais polar, mais fácil é doar \mathrm{H^+}.
    • Força da ligação H–X: ligações mais fracas favorecem doação de \mathrm{H^+}.
    • Estabilidade da base conjugada \mathrm{A^-}: se \mathrm{A^-} é estabilizada (por exemplo, por ressonância ou efeito indutivo), o ácido tende a ser mais forte.
    • Efeito indutivo e eletronegatividade: átomos eletronegativos próximos à posição do H aumentam a acidez.
    • Solvatação do íon conjugado na água também ajuda a estabilizar \mathrm{A^-}.

Passo 7

Observações práticas e pegadinhas de prova:
  • Nem todo ácido poliprótico é “forte” para todas as dissociações: por exemplo, o ácido sulfúrico \mathrm{H_2SO_4} tem a primeira dissociação praticamente completa ( \mathrm{H_2SO_4}\to\mathrm{H^+}+\mathrm{HSO_4^-} é forte), mas a segunda dissociação ( \mathrm{HSO_4^-}\rightleftharpoons\mathrm{H^+}+\mathrm{SO_4^{2-}}) é fraca/moderada. Então cuidado ao classificar.
  • Em soluções muito diluídas, a contribuição da autoprotólise da água ( [\mathrm{H^+}]=10^{-7}\\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}) pode ser relevante para ácidos fracos; para ácidos fortes isso normalmente não importa porque [\mathrm{H^+}] é bem maior.

Passo 8

Resumo prático para usar na prova: identificar se o ácido é listado como “forte” (assumir dissociação total) ou se é uma espécie orgânica/característica de dissociação parcial (usar K_a e montar equilíbrio). Lembre-se das fórmulas:
\text{ácido forte: } [\mathrm{H^+}]\approx c,\quad \mathrm{pH}=-\log_{10}c.á
\text{ácido fraco: } K_a=\frac{x^2}{c-x}\approx\frac{x^2}{c}\Rightarrow x\approx\sqrt{K_a c},\quad \mathrm{pH}\approx -\log_{10}x.á

Resposta

Diferença: Ácidos fortes se ionizam praticamente por completo em água (dão quase todos os seus prótons), logo têm K_a muito grande e [\mathrm{H^+}]\approx concentração inicial; ácidos fracos se ionizam parcialmente, têm K_a pequeno e exigem resolver equilíbrio \;K_a=\dfrac{[\mathrm{H^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}.
Ácidos fortes: \mathrm{HCl},\\ \mathrm{HNO_3}
Ácidos fracos: \mathrm{CH_3COOH},\\ \mathrm{HCOOH}

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