UNIC 2018/2
I. HNO2(aq) + H2O(l) ⇋ \(NO\begin{matrix}-\\2\end{matrix}\) (aq) + H3O+ (aq) Ka = 5,0.10−4
II. HClO(aq) + H2O(l) ⇋ ClO− (aq) + H3O+ (aq) Ka = 3,2.10−8
O equilíbrio químico existente nas soluções aquosas de ácidos moderados e fracos, a exemplo do ácido nitroso e do ácido hipocloroso, indica a reversibilidade das reações de ionização. A constante de equilíbrio dos ácidos, Ka, expressa a tendência para as reações reversíveis, como as representadas nas equações químicas I e II.
Considerando-se as informações e a análise das equações que representam as ionizações dos ácidos nitroso e hipocloroso, é correto concluir:
O ácido hipocloroso é um oxiácido mais forte do que o ácido nitroso, de acordo com os valores das constantes de equilíbrio, Ka.
A adição de íons hidróxido, OH− (aq), na reação química representada em II, favorece a formação de moléculas do ácido nitroso.
O ácido hipocloroso tem como base conjugada a molécula de água, no equilíbrio químico representado em II, segundo Brönsted-Lowry.
A concentração molar de íons hipoclorito, ClO− (aq), e hidrônio, H3O+ (aq), em II, é maior do que a concentração do ácido hipocloroso, HClO(aq).
O valor do pH de uma solução aquosa 1,0molL−1 de ácido nitroso é menor do que o pH de uma solução de ácido hipocloroso de mesma concentração.
E mais: nota TRI a todo o momento.
