O vinagre é uma solução aquosa que contém de a de ácido acético , sendo este o principal componente responsável por sua acidez e sabor característico. Considerando a concentração do ácido acético . Ao medir o pH da solução a , encontrou-se um valor de 2,46. Com base nessas informações, escreva a expressão da constante de equilíbrio para o ácido acético e calcule sua constante de acidez ( ) a essa temperatura. Em seguida, compare o valor obtido com a constante de acidez do ácido ascórbico e explique a diferença entre as duas constantes.

Passo 1

Beleza, vamos lá! A gente tem um problema sobre química, especificamente sobre ácidos em solução aquosa. O enunciado fala sobre o vinagre, que contém ácido acético, e nos dá a concentração desse ácido e o pH da solução. Nosso objetivo é escrever a expressão da constante de equilíbrio (Kₐ) para o ácido acético, calcular esse Kₐ com os dados fornecidos e depois comparar com o Kₐ do ácido ascórbico, explicando a diferença entre eles.

Passo 2

Primeiro, precisamos entender o que é pH. O pH é uma medida da concentração de íons hidrogênio (H⁺) na solução. A fórmula para calcular a concentração de H⁺ a partir do pH é:
Então, substituindo o valor dado:
Vamos calcular isso:

Passo 3

Agora, vamos escrever a equação de dissociação do ácido acético (CH₃COOH) em água:
A constante de acidez (Kₐ) para essa reação é dada por:

Passo 4

Sabemos que a concentração inicial de ácido acético é 0,67 mol/L. Quando ele se dissocia, vamos chamar a quantidade que se dissocia de x. Então:
áé
Agora, substituindo esses valores na expressão do Kₐ:
Calculando:

Passo 5

Agora, vamos comparar o Kₐ obtido para o ácido acético com o Kₐ do ácido ascórbico, que é . O Kₐ do ácido ascórbico é maior que o do ácido acético. Isso significa que o ácido ascórbico se dissocia mais facilmente em íons H⁺ e sua base conjugada do que o ácido acético. Em outras palavras, o ácido ascórbico é mais forte que o ácido acético porque tem uma constante de acidez maior.

Resposta

A constante de acidez (Kₐ) do ácido acético a 25°C é aproximadamente . Comparando com o Kₐ do ácido ascórbico ( ), o ácido ascórbico apresenta uma constante de acidez maior, indicando que ele é mais forte e se dissocia mais facilmente em solução aquosa do que o ácido acético.

Exercícios relacionados

Em meio aquoso ocorre uma reação ácido-base em que o ácido carbônico forma o íon hidrogenocarbonato , conforme reação abaixo.

O íon hidrogenocarbonato ( ) em meio aquoso, pode atuar por 2 mecanismos. (2,0 pontos)
a) Escreva as duas reações do íon hidrogenocarbonato com água e as suas respectivas expressões da constante de equilíbrio para cada reação.
b) Correlacione os valores das constantes com as reações e preveja se ele tende atuar como ácido ou base frente a água.
c) Segundo a teoria de Bronsted-Lowry, para cada reação quem irá atuar como ácido ou base e porquê?
a) Calcule o para ambas as reações a 500 K e justifique qual delas será espontânea ou não.
Um engenheiro está considerando descarregar o calor residual de uma usina nuclear em um lago, cuja temperatura inicial é de . Ao avaliar os impactos dessa ação, estima-se que a temperatura da água do lago aumentaria para . Essa variação de temperatura provoca o aumento da concentração de vapor d à
a) Determine se a reação de formação do ácido carbônico será espontânea com base no á . Explique sua resposta.
b) Considere que essa reação em equilíbrio é endotérmica. Em qual direção a reação irá progredir após a descarga de calor, considerando que a água do lago estará mais quente? Justifique seu raciocínio.
O conceito de equilíbrio químico ajuda a entender a extensão em que uma reação ocorre, ou seja, até que ponto os reagentes se convertem em produtos. Com base nos seus conhecimentos e utilizando os dados fornecidos na tabela, responda às seguintes perguntas. (3,5 pontos)
Reação Kp
300
500
1000
500
1000
1200
b) Explique o que é o equilíbrio químico.
c) Escreva a expressão da constante de equilíbrio para cada uma das reações.
d) Para cada uma das reações, indique a temperatura na qual será obtida a maior quantidade de produto. Justifique sua escolha.
e) Calcule o para ambas as reações a 500 K e justifique qual delas será espontânea ou não.
A água sanitária é uma solução aquosa contendo hipoclorito de sódio (NaClO) com uma concentração de 0,336 mol/L. Ao medir o pH da solução a , encontrou-se um valor de 10,50. Com base nessas informações, e considerando apenas a ocorrência da reação ácido base, escreva a expressão da constante de equilíbrio para a do íon hipoclorito ( ) em água e calcule sua constante de basicidade a essa temperatura. Em seguida, compare o valor obtido com a constante de basicidade do amoníaco , que é x , e explique a diferença entre as duas constantes.