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:
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 (
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
c) Segundo a teoria de Bronsted-Lowry, para cada reação quem irá atuar como ácido ou base e porquê?
a) Calcule o
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
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.
a) Determine se a reação de formação do ácido carbônico
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.
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
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.