Uma solução de ácido salicilico 0,0157mol/L em 200mL de suco

Para determinar as concentrações das espécies no equilíbrio de uma solução de ácido salicílico (C?H?(OH)COOH), é importante entender que ele é um ácido fraco. Vamos considerar a ionização do ácido salicílico em solução aquosa:

Como figura um ácido fraco, ele não se dissocia completamente, então precisaremos usar a constante de acidez ($K_a$) para encontrar as concentrações das espécies no equilíbrio. O valor típico de $K_a$ para o ácido salicílico é $\approx 1.06\times {10}^{-3}$.

Dado:

• Concentração inicial do ácido salicílico: 0,0157 mol/L
• Volume da solução: 200 mL (0,2 L)
• pH do suco gástrico: 2 (isso significa uma concentração de ${\text{H}}^{+}$ de ${10}^{-2}$ mol/L)

O suco gástrico já possui uma concentração de íons ${\text{H}}^{+}$ que é significativa, então, ao usar o equilíbrio, precisamos considerar isso no sistema. No início:

• [C?H?(OH)COOH] = 0,0157 mol/L
• [C?H?(OH)COO?] = 0
• [H?] = 10?² mol/L

Para encontrar a concentração em equilíbrio, precisamos escrever a expressão do $K_a$ e fazer algumas suposições. A equação do equilíbrio é:

[ K_a = \frac{[\text{C}_6\text{H}_4(\text{OH})\text{COO}^-][\text{H}^+]}{[\text{C}_6\text{H}_4(\text{OH})\text{COOH}]} ]

Introduza a variação $x$ tal que:

• [C?H?(OH)COOH] em equilíbrio $=0,0157-x$
• [C?H?(OH)COO?] em equilíbrio $=x$
• [H?] em equilíbrio $={10}^{-2}+x$

Substituindo na expressão de $K_a$:

Dado que ${10}^{-2}$ é muito maior que $x$, podemos simplificar para:

Resolvendo para $x$, temos:

Portanto, as concentrações em equilíbrio são:

• [C?H?(OH)COOH] ? 0,0157 - 1.66 \times 10^{-3} ? 0,0140 mol/L
• [C?H?(OH)COO?] ? 1.66 \times 10^{-3} mol/L
• [H?] ? 0,01 mol/L (considerando que $x$ é muito pequeno comparado a ${10}^{-2}$)

Estas são as concentrações das espécies em equilíbrio na solução.