Explique por que uma solução aquosa de ácido acético mantém o seu pH praticamente constante com pequenas adições de base forte, mas tem o seu pH alterado quando pequenas quantidades de ácido forte são adicionadas à mesma.

Passo 1

Beleza, quer saber por que uma solução de ácido acético (que é um ácido fraco) praticamente “segura” o pH quando você adiciona um tiquinho de base forte, mas cai o pH na hora se você jogar ácido forte. Isso é química de equilíbrio ácido‐base e tampão.
Conteúdo:
• Equilíbrio de um ácido fraco (HA ⇌ H⁺ + A⁻)
• Constante de acidez
• Equação de Henderson–Hasselbalch (pH = pKa + log[ ]/[ ])
Vamos usar esses conceitos para entender o que rola na solução.

Passo 2

Antes de qualquer adição a gente tem só ácido acético, ou seja,
HA ⇌ H⁺ + A⁻
Com concentração inicial Ka = [H^+],[A^-][HA] = x^2C - x de HA, parte dele se dissocia e gera [H⁺]=[A⁻]= , ficando [HA]= . A constante de acidez é
Isso dá um pH mais ou menos fixo (em torno de ), mas o importante é: existe um certo equilíbrio entre HA e A⁻.

Passo 3

Agora, joga uma base forte (por exemplo, NaOH). Cada OH⁻ que entrar vai “pescar” um H⁺ do ácido acético:
OH⁻ + HA → A⁻ + H₂O.
Isso consome HA e produz A⁻. No fim:
• [HA] diminui um pouquinho
• [A⁻] aumenta um pouquinho
No mantle do Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa + log[A^-][HA],
a razão [A⁻]/[HA] muda pouco se a quantidade de base for pequena comparada a . Logo, o logaritmo e, consequentemente, o pH, praticamente não variam. Esse é o efeito tampão: o sistema “compensa” a base produzindo mais A⁻.

Passo 4

E se você acrescentar ácido forte (por exemplo, HCl)? Cada H⁺ extra vai se juntar ao A⁻ existente:
H⁺ + A⁻ → HA.
Assim:
• [A⁻] cai rápido (porque a gente só tinha a quantidade gerada pela dissociação fraca)
• [HA] sobe
A razão [A⁻]/[HA] despenca, e na equação de Henderson–Hasselbalch o log fica bem negativo, jogando o pH lá pra baixo. Como o A⁻ inicial é bem pouquinho, essa “reserva” de base conjugada acaba rápido e não tem como segurar o pH.

Resposta

A solução de ácido acético tem algum A⁻ natural (da dissociação) e, ao receber base forte, vai convertendo HA em A⁻ sem alterar muito a razão [A⁻]/[HA], portanto o pH fica quase o mesmo. Mas, ao adicionar ácido forte, ela usa rapidamente todo o A⁻ para virar HA e a razão [A⁻]/[HA] cai muito, fazendo o pH despencar.

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