Química dos ensinos fundamental e médio · Grades 1–12

44Ácidos e bases: Ka e pKa

Muitas formigas se defendem com ácido metanoico, e na pele ele queima. O ácido metanoico é um ácido carboxílico pequeno. O ácido clorídrico na mesma concentração queimaria muito mais. Os dois são ácidos; os dois dão uma solução de pH abaixo de 7; no entanto, eles não são ácidos da mesma maneira. Para descrever completamente um ácido, são necessários dois números: quanto há dele, a sua concentração, e com que facilidade ele cede o seu íon hidrogênio, a sua constante de acidez.

O que você já sabe

As soluções ácidas, básicas e neutras; a escala de pH, de 0 a 14, mais baixa quando há mais íons hidrogênio (Capítulo 18). O quociente de reação $Q$ e a constante de equilíbrio $K$ (Capítulo 43). Uma seta curva mostra um par de elétrons se deslocando (Capítulo 40).

Formigas-ruivas: como muitas formigas, elas se defendem com ácido metanoico.

44.1 Os ácidos e as bases de Brønsted

Definição 44.1 (Ácido e base de Brønsted, par ácido–base)

Um ácido de Brønsted é uma espécie capaz de ceder um íon hidrogênio $\ce{H+}$ ; uma base de Brønsted é uma espécie capaz de captar um. Um ácido HA e a base $\ce{A-}$ em que ele se transforma ao perder $\ce{H+}$ formam um par ácido–base, escrito $\ce{HA}$ / $\ce{A-}$ : $\ce{HA} \rightleftharpoons \ce{A-} + \ce{H+}$ .

Definição 44.2 (Íon oxônio, espécie anfótera)

Na água, um íon hidrogênio nunca fica sozinho: ele é captado por uma molécula de água, o que dá o íon oxônio $\ce{H3O+}$ . Uma espécie que é o ácido de um par e a base de outro é uma espécie anfótera; a água é uma delas, ácido do par $\ce{H2O}$ / $\ce{OH-}$ e base do par $\ce{H3O+}$ / $\ce{H2O}$ .

Exemplo 44.3 (Um ácido na água)

Quando o ácido etanoico se dissolve, um par não ligante de uma molécula de água capta o hidrogênio do seu $\ce{O-H}$ , e o par $\ce{O-H}$ fica no oxigênio do ácido:

\ce{CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+} .

Dois pares trocam um íon hidrogênio: $\ce{CH3COOH}$ / $\ce{CH3COO-}$ o cede, $\ce{H3O+}$ / $\ce{H2O}$ o capta. De agora em diante, os íons hidrogênio dos capítulos anteriores são escritos $\ce{H3O+}$ sempre que a água é o solvente.

Um íon hidrogênio passa do ácido para a água: um par não ligante da água forma a nova ligação O-H (em laranja), e o antigo par O-H fica no oxigênio do íon etanoato (em azul). — Um íon hidrogênio passa do ácido para a água: um par não ligante da água forma a nova ligação $\ce{O-H}$ (em laranja), e o antigo par $\ce{O-H}$ fica no oxigênio do íon etanoato (em azul).

História — De Arrhenius a Brønsted, 1887–1923

Em 1887, Svante Arrhenius propôs que os ácidos dão íons hidrogênio na água e as bases, íons hidróxido. Em 1923, Johannes Brønsted e, independentemente, Thomas Lowry ampliaram a ideia: um ácido é qualquer espécie que cede um íon hidrogênio, uma base qualquer espécie que capta um, na água ou não. A molécula de amônia, que não contém hidróxido, virou uma base como qualquer outra.

44.2 O pH, quantitativamente

Definição 44.4 (O pH, com precisão)

Numa solução aquosa diluída, o pH é definido por

\mathrm{pH} = -\log\frac{[\ce{H3O+}]}{c^\circ}, \qquad\text{isto é}\qquad [\ce{H3O+}] = c^\circ \times 10^{-\mathrm{pH}} ,

em que $\log$ é o logaritmo decimal.

Proposição 44.5 (Diluição por dez, uma unidade)

Se $[\ce{H3O+}]$ é dividida por 10, o pH aumenta 1; se ela é multiplicada por 10, o pH diminui 1.

Demonstração. $-\log\big([\ce{H3O+}]/10c^\circ\big) = -\log\big([\ce{H3O+}]/c^\circ\big) + \log 10 = \mathrm{pH} + 1$ . ∎

Definição 44.6 (Ácidos e bases fortes e fracos)

Um ácido forte reage totalmente com a água: nada do ácido continua como tal na solução. Um ácido fraco reage parcialmente: a sua reação com a água chega a um equilíbrio. Da mesma forma, uma base forte reage totalmente com a água, uma base fraca parcialmente.

Proposição 44.7 (O pH de um ácido forte)

Uma solução de um ácido forte de concentração $c$ (não diluída demais) tem $[\ce{H3O+}] = c$ e $\mathrm{pH} = -\log(c/c^\circ)$ .

Demonstração. A reação $\ce{HA + H2O -> A- + H3O+}$ é total: cada molécula de ácido dá um íon oxônio. Os íons que vêm da própria água são desprezíveis enquanto $c$ for muito maior que $10^{-7}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . ∎

Exemplo 44.8 (O ácido clorídrico)

Ácido clorídrico a $0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ : $[\ce{H3O+}] = 0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ e $\mathrm{pH} = -\log 0.010 = 2.0$ . Diluído dez vezes, pH 3.0.

44.3 A água e o produto iônico

Definição 44.9 (Produto iônico da água)

A água reage muito pouco consigo mesma, $\ce{2H2O <=> H3O+ + OH-}$ . A constante de equilíbrio dessa reação é o produto iônico da água:

K_e = \frac{[\ce{H3O+}]\,[\ce{OH-}]}{(c^\circ)^2}, \qquad pK_e = -\log K_e .

Proposição 44.10 (A água neutra e as bases fortes)

A $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , $K_e = 1.0 \times 10^{-14}$ e $pK_e = 14.0$ . Na água pura, $[\ce{H3O+}] = [\ce{OH-}] = 1.0 \times 10^{-7}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ : pH 7.0. Uma base forte de concentração $c$ dá $[\ce{OH-}] = c$ , logo $[\ce{H3O+}] = K_e (c^\circ)^2 / c$ e $\mathrm{pH} = 14.0 + \log(c/c^\circ)$ .

Demonstração. Na água pura, os dois íons vêm aos pares, logo são iguais, e o seu produto é $1.0 \times 10^{-14}$ : cada um vale $1.0 \times 10^{-7}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . Para a base, $K_e$ continua valendo na solução: $-\log([\ce{H3O+}]/c^\circ) = -\log K_e + \log(c/c^\circ)$ . ∎

Exemplo 44.11 (O hidróxido de sódio)

Hidróxido de sódio a $0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ : $[\ce{OH-}] = 0.010$ , logo $[\ce{H3O+}] = 1.0 \times 10^{-14}/0.010 = 1.0 \times 10^{-12}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ e pH 12.0.

44.4 A constante de acidez

Definição 44.12 (Constante de acidez, $pK_a$ )

A constante de acidez $K_a$ de um par $\ce{HA}$ / $\ce{A-}$ é a constante de equilíbrio da reação do ácido com a água, $\ce{HA + H2O <=> A- + H3O+}$ :

K_a = \frac{[\ce{A-}]\,[\ce{H3O+}]}{[\ce{HA}]\,c^\circ} .

O pKa do par é $pK_a = -\log K_a$ .

Proposição 44.13 (Quanto menor o $pK_a$ , mais forte o ácido)

De dois ácidos fracos na mesma concentração, aquele que tem o maior $K_a$ , isto é, o menor $pK_a$ , reage mais com a água e dá o pH mais baixo; a sua base conjugada é a mais fraca.

Demonstração. Um $K_a$ maior significa mais $\ce{A-}$ e $\ce{H3O+}$ no equilíbrio para o mesmo $\ce{HA}$ . A base $\ce{A-}$ de um par que cede facilmente o seu íon hidrogênio só o recupera com relutância. ∎

Alguns pares situados pelo seu pK_a a 25\, C, os ácidos à esquerda, as suas bases à direita. Quanto mais baixo um par está na escala, mais forte é o seu ácido; quanto mais alto, mais forte é a sua base. — Alguns pares situados pelo seu $pK_a$ a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , os ácidos à esquerda, as suas bases à direita. Quanto mais baixo um par está na escala, mais forte é o seu ácido; quanto mais alto, mais forte é a sua base.

Método 44.14 (O pH de um ácido fraco)

Para um ácido fraco de concentração $c$ e constante $K_a$ :

Escreva a tabela de avanço de $\ce{HA + H2O <=> A- + H3O+}$ por litro, com $x = [\ce{H3O+}]$ : $[\ce{HA}] = c - x$ , $[\ce{A-}] = x$ (desprezando os íons da própria água).
Resolva $\dfrac{x^2}{(c - x)\,c^\circ} = K_a$ , a equação do segundo grau $x^2 + K_a c^\circ x - K_a c^\circ c = 0$ , conservando a raiz positiva.
$\mathrm{pH} = -\log(x/c^\circ)$ ; verifique que $x$ é muito maior que $10^{-7}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ .

Exemplo 44.15 (O ácido etanoico a $0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ )

$pK_a = 4.76$ , logo $K_a = 10^{-4.76} = 1.74 \times 10^{-5}$ . Então $x^2 + 1.74 \times 10^{-5}\,x - 1.74 \times 10^{-7} = 0$ dá $x = 4.1 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ e pH 3.39. Só $4.1 \times 10^{-4}/0.010 = 4.1\,\%$ do ácido reagiu com a água; o ácido clorídrico na mesma concentração, pH 2.0, reagiu inteiramente.

O que acontece com um ácido forte e um ácido fraco na mesma concentração: o ácido forte é inteiramente transformado em íons, o ácido fraco quase nada. Daí a diferença de pH, 2.0 contra 3.4.

Segurança

O ácido metanoico concentrado é inflamável, provoca queimaduras graves na pele e nos olhos, e o seu vapor é tóxico. Ele só é manuseado pelo professor, numa capela; as soluções diluídas dos exercícios ainda exigem óculos de proteção.

44.5 Exercícios

Exercício 44.1 ★

Dê a base conjugada de: $\ce{HCOOH}$ , $\ce{NH4+}$ , $\ce{H2O}$ , $\ce{HCO3-}$ ; e o ácido conjugado de: $\ce{NH3}$ , $\ce{OH-}$ , $\ce{H2O}$ , $\ce{HCO3-}$ . Quais espécies são anfóteras?

Solução

Solução de Exercício 44.1.

Bases conjugadas: $\ce{HCOO-}$ , $\ce{NH3}$ , $\ce{OH-}$ , $\ce{CO3^{2-}}$ . Ácidos conjugados: $\ce{NH4+}$ , $\ce{H2O}$ , $\ce{H3O+}$ , $\ce{CO2,H2O}$ . Espécies anfóteras: $\ce{H2O}$ e $\ce{HCO3-}$ .

Exercício 44.2 ★

Calcule o pH do ácido clorídrico a $0.10\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ , $0.0010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ e $5.0 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ .

Solução

Solução de Exercício 44.2.

pH 1.0; 3.0; $-\log(5.0 \times 10^{-3}) = 2.30$ .

Exercício 44.3 ★

Uma solução tem pH 4.5. Calcule $[\ce{H3O+}]$ . Uma solução tem pH 11.2: calcule $[\ce{H3O+}]$ e $[\ce{OH-}]$ a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ .

Solução

Solução de Exercício 44.3.

$10^{-4.5} = 3.2 \times 10^{-5}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ . A pH 11.2: $[\ce{H3O+}] = 6.3 \times 10^{-12}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ e $[\ce{OH-}] = 1.0 \times 10^{-14}/6.3 \times 10^{-12} = 1.6 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ .

Exercício 44.4 ★

Escreva a reação com a água e a expressão de $K_a$ para o ácido metanoico e para o íon amônio.

Solução

Solução de Exercício 44.4.

$\ce{HCOOH + H2O <=> HCOO- + H3O+}$ , $K_a = \dfrac{[\ce{HCOO-}][\ce{H3O+}]}{[\ce{HCOOH}]\,c^\circ}$ ; $\ce{NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+}$ , $K_a = \dfrac{[\ce{NH3}][\ce{H3O+}]}{[\ce{NH4+}]\,c^\circ}$ .

Exercício 44.5 ★

Qual é o ácido mais forte: o ácido metanoico ( $pK_a = 3.74$ ) ou o ácido etanoico ( $pK_a = 4.76$ )? Qual é a base mais forte: $\ce{HCOO-}$ ou $\ce{CH3COO-}$ ?

Solução

Solução de Exercício 44.5.

O ácido metanoico (menor $pK_a$ ). A base mais forte é o $\ce{CH3COO-}$ , a base do ácido mais fraco.

Exercício 44.6 ★★

Uma solução de um ácido fraco HA a $0.050\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ tem pH 3.0. Calcule $[\ce{A-}]$ , $[\ce{HA}]$ , e depois $K_a$ e $pK_a$ .

Solução

Solução de Exercício 44.6.

$[\ce{A-}] = [\ce{H3O+}] = 1.0 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ; $[\ce{HA}] = 0.050 - 0.001 = 0.049\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ; $K_a = 1.0 \times 10^{-6}/0.049 = 2.0 \times 10^{-5}$ ; $pK_a = 4.69$ .

Exercício 44.7 ★★

Calcule o pH do ácido benzoico a $0.020\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ( $pK_a = 4.20$ ).

Solução

Solução de Exercício 44.7.

$K_a = 6.31 \times 10^{-5}$ ; $x^2 + 6.31 \times 10^{-5}\,x - 1.26 \times 10^{-6} = 0$ dá $x = 1.09 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ : pH 2.96.

Exercício 44.8 ★★

Calcule o pH de uma solução de hidróxido de sódio a $2.0 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ .

Solução

Solução de Exercício 44.8.

$\mathrm{pH} = 14.0 + \log(2.0 \times 10^{-3}) = 14.0 - 2.70 = 11.3$ .

Exercício 44.9 ★★

Usando a escala de $pK_a$ , liste os ácidos dos pares mostrados do mais forte ao mais fraco. Onde ficaria um ácido forte como o $\ce{HCl}$ ?

Solução

Solução de Exercício 44.9.

$\ce{HF}$ , $\ce{HCOOH}$ , ácido ascórbico, $\ce{C6H5COOH}$ , $\ce{CH3COOH}$ , $\ce{CO2,H2O}$ , $\ce{NH4+}$ , $\ce{HCO3-}$ . Um ácido forte fica bem abaixo, além do fim da escala: ele reage totalmente com a água.

Exercício 44.10 ★★

O dióxido de carbono dissolvido na água a torna levemente ácida (par $\ce{CO2,H2O}$ / $\ce{HCO3-}$ , $pK_a = 6.37$ ). Uma amostra de água de chuva em contato com o ar tem pH 5.6. Calcule $[\ce{H3O+}]$ , e compare com a água pura.

Solução

Solução de Exercício 44.10.

$[\ce{H3O+}] = 10^{-5.6} = 2.5 \times 10^{-6}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ , 25 vezes mais que na água pura ( $1.0 \times 10^{-7}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ).

Exercício 44.11 ★★

Mostre que, para o par $\ce{NH4+}$ / $\ce{NH3}$ , $pK_a = pK_e - pK_b$ , em que $K_b = 1.8 \times 10^{-5}$ é a constante de $\ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}$ . Calcule o $pK_a$ .

Solução

Solução de Exercício 44.11.

$K_a K_b = \dfrac{[\ce{NH3}][\ce{H3O+}]}{[\ce{NH4+}]c^\circ} \times \dfrac{[\ce{NH4+}][\ce{OH-}]}{[\ce{NH3}]c^\circ} = K_e$ , logo $pK_a = pK_e - pK_b = 14.0 - 4.74 = 9.26$ .

Exercício 44.12 ★★★

O ácido etanoico a $0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ tem pH 3.39. Calcule o pH depois de uma diluição por dez. Ele sobe uma unidade, como para um ácido forte? Explique.

Solução

Solução de Exercício 44.12.

A $0.0010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ : $x^2 + 1.74 \times 10^{-5}\,x - 1.74 \times 10^{-8} = 0$ , $x = 1.24 \times 10^{-4}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ , pH 3.91: uma subida de 0.52, não de 1. Diluído, um ácido fraco reage numa proporção maior com a água (aqui $12\,\%$ contra $4\,\%$ ), o que compensa em parte a diluição.

Exercício 44.13 ★★★

O íon hidrogenocarbonato é uma espécie anfótera. Escreva as suas duas reações com a água e as suas constantes, usando a escala de $pK_a$ . Qual é maior? O que isso sugere sobre o pH de uma solução de hidrogenocarbonato de sódio?

Solução

Solução de Exercício 44.13.

Como ácido: $\ce{HCO3- + H2O <=> CO3^{2-} + H3O+}$ , $K = 10^{-10.33}$ . Como base: $\ce{HCO3- + H2O <=> H2CO3 + OH-}$ (com $\ce{H2CO3}$ representando $\ce{CO2,H2O}$ ), $K = K_e/K_a = 10^{-14.0+6.37} = 10^{-7.63}$ . A reação como base tem a maior constante: a solução é levemente básica.

Exercício 44.14 ★★★

Ácido clorídrico a $1.0 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ é diluído mil vezes, e depois mil vezes de novo. Uma regra aplicada sem cuidado dá pH 6, depois pH 9. Por que pH 9 é impossível para um ácido diluído? De que pH a solução muito diluída se aproxima?

Solução

Solução de Exercício 44.14.

Um ácido, por mais diluído que seja, não pode tornar uma solução básica. Quando os íons oxônio do próprio ácido ficam menos numerosos que os $1 \times 10^{-7}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ fornecidos pela água, os íons da água predominam: o pH se aproxima de 7 por baixo e nunca passa disso.

Exercício 44.15 ★★★

Ácido ascórbico (vitamina C, $pK_a = 4.04$ , $M = 176.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ ): um comprimido de $500\,\mathrm{mg}$ é dissolvido em $200\,\mathrm{mL}$ de água. Calcule o pH (considere só a primeira acidez).

Solução

Solução de Exercício 44.15.

$n = 0.500 / 176.0 = 2.84 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}$ , $c = 0.0142\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ; $K_a = 9.12 \times 10^{-5}$ ; $x^2 + 9.12 \times 10^{-5}\,x - 1.30 \times 10^{-6} = 0$ dá $x = 1.09 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ : pH 2.96.

44.6 Problema: o veneno da formiga

Problema 44.1

Problema de fim de semana — que pH dá o ácido metanoico do veneno de uma formiga a 0.010 mol/L, e como o bicarbonato de sódio alivia a sua queimadura?

O ácido metanoico, $\ce{HCOOH}$ , está presente no veneno das formigas. O seu $pK_a$ a $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ é 3.74. Estudamos uma solução a $0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ e a comparamos com o ácido clorídrico.

Parte I — O ácido.

Desenhe a estrutura de Lewis do ácido metanoico e circule o hidrogênio que ele cede.
Escreva o seu par e a sua reação com a água.
Escreva $K_a$ e calcule o seu valor.
Situe o par na escala de $pK_a$ : o ácido metanoico é mais forte ou mais fraco que o ácido etanoico?
Calcule a massa de ácido metanoico em $1.0\,\mathrm{L}$ da solução.

Parte II — O pH.

Preencha a tabela de avanço por litro, com $x = [\ce{H3O+}]$ .
Escreva a equação $Q_{eq} = K_a$ .
Resolva-a.
Calcule o pH.
Que fração do ácido reagiu com a água?
Verifique que os íons que vêm da água podem ser desprezados.

Parte III — Comparação.

Qual é o pH do ácido clorídrico a $0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ?
Quantas vezes mais íons oxônio ele contém que a solução de ácido metanoico?
Explique a diferença, usando as palavras forte e fraco.

Parte IV — O bicarbonato de sódio.

O bicarbonato de sódio é o hidrogenocarbonato de sódio. Escreva a reação entre o ácido metanoico e o íon hidrogenocarbonato (ela dá metanoato e $\ce{CO2,H2O}$ ).
Mostre que a sua constante é $K = K_a(\ce{HCOOH}) / K_a(\ce{CO2,H2O})$ , e calcule-a.
A reação é favorável? Que gás se vê?
Por que uma base muito mais fraca que o hidróxido, como o hidrogenocarbonato, é preferida na pele?
Dê a resposta final: qual é o pH de uma solução de ácido metanoico a $0.010\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ ?

Solução

Solução de Problema 44.1.

1. $\ce{H-C(=O)-O-H}$ : o hidrogênio cedido é o do $\ce{O-H}$ .

2. $\ce{HCOOH}$ / $\ce{HCOO-}$ ; $\ce{HCOOH + H2O <=> HCOO- + H3O+}$ .

3. $K_a = \dfrac{[\ce{HCOO-}][\ce{H3O+}]}{[\ce{HCOOH}]c^\circ} = 10^{-3.74} = 1.82 \times 10^{-4}$ .

4. Abaixo do ácido etanoico na escala ( $3.74 < 4.76$ ): mais forte.

5. $M = 46.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ : $0.010 \times 46.0 = 0.46\,\mathrm{g}$ .

6. $\ce{HCOOH}$ : $0.010 - x$ ; $\ce{HCOO-}$ : $x$ ; $\ce{H3O+}$ : $x$ .

7. $\dfrac{x^2}{0.010 - x} = 1.82 \times 10^{-4}$ .

8. $x^2 + 1.82 \times 10^{-4}\,x - 1.82 \times 10^{-6} = 0$ : $x = 1.26 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ .

9. $\mathrm{pH} = -\log(1.26 \times 10^{-3}) = 2.90$ .

10. $1.26 \times 10^{-3}/0.010 = 12.6\,\%$ .

11. $1.26 \times 10^{-3}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ é mais de dez mil vezes $1 \times 10^{-7}\,\mathrm{mol}/\mathrm{L}$ : os íons da própria água são desprezíveis.

12. pH 2.0.

13. $0.010 / 1.26 \times 10^{-3} \approx 8$ vezes mais.

14. O ácido clorídrico é um ácido forte, inteiramente transformado em íons; o ácido metanoico é fraco: a sua reação com a água para num equilíbrio em que a maior parte dele continua como $\ce{HCOOH}$ .

15. $\ce{HCOOH + HCO3- -> HCOO- + CO2 + H2O}$ .

16. Multiplicando o numerador e o denominador de

K = \frac{[\ce{HCOO-}]\,[\ce{CO2}]}{[\ce{HCOOH}]\,[\ce{HCO3-}]}

por $[\ce{H3O+}]$ , obtém-se $K = K_a(\ce{HCOOH}) / K_a(\ce{CO2,H2O}) = 1.82 \times 10^{-4}/4.3 \times 10^{-7} \approx 420$ .

17. Sim, $K \gg 1$ ; o dióxido de carbono borbulha.

18. O hidróxido é uma base forte e atacaria ele mesmo a pele; o hidrogenocarbonato é uma base fraca que neutraliza o ácido e é suave mesmo em excesso.

19. pH 2.9.

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