Question

Considerando a concentração de ácido acético (CH3COOH) em uma solução em equilíbrio químico igual a 1,2 g/L, qual será o pH desta solução?
Dados: (C) = 12 g/mol (H) = 1 g/mol (O) = 16 g/mol; Ka = 1,8.10^-5 ; log10(6)=0,78
A) 4,00 
B) 3,22 
C) 6.10-4
D) 0,78
E) 7,00

Answer 1

Dados:
$C_{c}$ (concentração comum) = 1,2 g/L
Massa Molar do (CH3COOH)
C = 2*12 = 24
H = 4*1 = 4
O = 2*16 = 32
-------------------
MM (CH3COOH) = 60 g/mol

Logo, a sua concentração (M) em Mol/L, será:
Temos: 
$C_{c} = MM * M$
$1,2 = 60*M$
$60M = 1,2$
$M = \frac{1,2}{60}$
$M = 0,02 mol/L$

Agora, como foi fornecida a Molaridade e constante de ionização, encontraremos o grau de ionização, vejamos:

M (molaridade) = 0,02 mol/L
Ka (constante de ionização) = $1,8* 10^{-5}$
α² (grau de ionização) = ?

$K_{a} = M * \alpha ^{2}$
$1,8* 10^{-5} = 0,02* \alpha ^{2}$
$0,02\alpha^{2} = 1,8* 10^{-5}$
$\alpha ^{2} = \frac{1,8* 10^{-5} }{0,02}$
$\alpha ^{2} = 90*10^{-5}$
$\alpha ^{2} = 0,0009$
$\alpha = \sqrt{0,0009} = \sqrt{ \frac{9}{10000} } = \frac{3}{100} = 0,03$


Agora, iremos calcular a quantidade de Hidrônio $[ H_{3} O^+]$ no ácido acético ou etanóico (CH3COOH), multiplicaremos a molaridade do ácido pelo grau de ionização, teremos:

$[ H_{3}O^+ ] = M* \alpha$
$[ H_{3}O^+ ] = 0,02*0,03$
$[ H_{3}O^+ ] = 0,0006$
$[ H_{3}O^+ ] = 6*10^{-4} mol/L$

E por fim, usaremos os dados encontrados e colocaremos na equação logarítmica do PH, ficando assim:
Dados: 
log10(6)=0,78
pH = ?
$[ H_{3}O^+ ] = 6*10^{-4} mol/L$

$pH = - log [ H_{3} O^+]$
$pH = - log6*10^{-4}$
$pH = 4 - log6$
$pH = 4 - 0,78$
$pH = 3,22$

Obs:. o pH < 7 , logo temos uma solução ácida.

Resposta:
B) 3,22