Em uma solução de ácido acético (HAc) com concentração igual...

Para resolver esta questão, é importante entender o conceito de equilíbrio químico e como aplicar a constante de acidez (K_a) de um ácido fraco para encontrar a concentração de íons H⁺ em solução.

O ácido acético (HAc) é um ácido fraco que em solução aquosa se dissocia parcialmente segundo a equação:

HAc ⇌ H⁺ + Ac^-

A constante de dissociação ácida, K_a, é dada pela expressão:

K_a = [H⁺][Ac^-]/[HAc]

Sabemos que a concentração inicial de HAc é 2,22 x 10^-3 M, e K_a é 1,80 x 10^-5. Para ácidos fracos, a concentração de H⁺ é geralmente muito menor que a concentração inicial do ácido. Assim, podemos fazer a aproximação de que [HAc] ≈ concentração inicial de HAc.

Portanto, podemos simplificar a expressão para:

[H⁺]² = K_a x [HAc]

Substituindo os valores:

[H⁺]² = (1,80 x 10^-5) x (2,22 x 10^-3)

Calculando, temos:

[H⁺]² = 3,996 x 10^-8

Para encontrar [H⁺], tiramos a raiz quadrada:

[H⁺] ≈ 2,00 x 10^-4 M

Portanto, a alternativa A está correta.

Vamos agora analisar as alternativas incorretas:

• B - 2,22 x 10^-3 M: Esta seria a concentração inicial do ácido acético, não a concentração de íons H⁺.
• C - 1,80 x 10^-5 M: Este é o valor de K_a, a constante de equilíbrio, não a concentração de íons H⁺.
• D - 3,99 x 10^-4 M: Este valor parece ser uma confusão no cálculo, pois está um pouco acima da concentração correta.
• E - 1,22 x 10^-3 M: Este valor não tem relação direta com os cálculos que realizamos.

Concluir: Entender o processo de equilíbrio químico e como aplicar a expressão de K_a é crucial para resolver questões como esta.

Gostou do comentário? Deixe sua avaliação aqui embaixo!

HAc + H2O -----Ac- + H3O+ 

Ka = [Ac-] [H3O+]/ s [HAc]       temos: [Ac-] ~ [H3O+]

[H3O+]2 = Ka [HAc]  ---------------- [H3O+] = 2,00 x 10-4 M (Resposta letra A)