Preparou-se uma solução aquosa a pH 2 contendo ácido acético e HCl . Compare o equilíbrio de dissociação do ácido acético
ao do HCl nesta solução. Quais são as espécies predominantes para cada ácido nesta solução? Qual deles é considerado um ácido forte? Por quê?
Passo 1
O enunciado diz que há uma solução aquosa com
que contém ácido acético e
. O ácido acético tem
. As perguntas que precisamos responder são: (1) comparar o equilíbrio de dissociação do ácido acético com o do
nessa solução; (2) identificar as espécies predominantes para cada ácido; (3) dizer qual deles é considerado ácido forte e explicar por quê. As informações relevantes dadas são:
e
. Nada mais foi pedido nem fornecido.
Passo 2
Entendendo o que significa “equilíbrio de dissociação” e o papel de
.
Expliquei passo a passo o conceito: para um ácido genérico
em água temos o equilíbrio
A constante de acidez é
onde
é a concentração de íons hidrogênio,
é a concentração da base conjugada, e
a concentração do ácido não dissociado. O
é definido por
Tomando logaritmo da definição de
e rearranjando chega-se à equação de Henderson–Hasselbalch:
Aqui
é a razão entre base conjugada e ácido não dissociado. Essa fórmula é muito prática: se
, então a razão é menor que
e o ácido estará majoritariamente na forma não dissociada
. Se
, a forma dissociada
predomina.
Passo 3
Aplicando Henderson–Hasselbalch ao ácido acético.
Para o ácido acético (
) temos
e na solução
. Substituindo na equação:
Agora passo a passo para obter a razão:
Calculemos
. Podemos escrever
. Sabendo que
, temos
Passo 4
Interpretando o valor obtido para o ácido acético (fração dissociada).
A razão
significa que, para cada mol de
, existem cerca de
mols de
. Para obter a fração da forma dissociada
(ou seja, a fração de ácido na forma
) usamos
Substituindo a razão:
Convertendo em percentual:
Logo, apenas cerca de
do ácido acético está dissociado; cerca de
está como
(não dissociado).
Passo 5
Analisando o equilíbrio do
.
se
temos
isto é uma razão colossal a favor de
. Na prática, em
à temperatura comum,
praticamente se dissocia completamente: quase não existe
molecular livre na solução, existe
(na forma hidratada
) e
. Portanto, o equilíbrio está totalmente deslocado para a direita e a espécie predominante associada ao ácido clorídrico é
(além do
já presente na solução).
Passo 6
Comparação final e conclusão didática (resumindo o que usar na prova).
- Regra prática: se
→ forma protonada ( ) predomina; se → forma desprotonada ( ) predomina. Use a equação de Henderson–Hasselbalch para obter razões numéricas quando for preciso. - No caso dado, para o ácido acético temos
, então a forma protonada predomina (cerca de não dissociado). - Para o
, cujo é muito menor que , a dissociação é praticamente completa, logo as espécies predominantes são (ou ) e . - Assim,
é considerado ácido forte porque seu é muito pequeno (muito negativo) e a reação de dissociação em água favorece praticamente 100% a formação de íons; o ácido acético é um ácido fraco (pKa relativamente grande) e, em , permanece majoritariamente não dissociado.
Resposta
Predominante para o ácido acético:
(não dissociado; apenas cerca de
como
).
Predominante para o HCl: (como
) e
(praticamente dissociado).
Ácido forte: , porque seu
é muito menor que
e ele se dissocia praticamente por completo em água.
Predominante para o HCl:
Ácido forte: