Considere as duas soluções aquosas do ácido HA, cuja constante de ionização é 1,6·10^–7, a 20ºC:
a) solução 0,01 M a 20 ºC;
b) solução 0,0001 M a 20 ºC.
Soluções para a tarefa
Resposta:
Podemos afirmar que o pH e a constante de ionização de uma solução aquosa de um ácido monocarboxílico são: 2,7 e 5 x 10⁻⁴ respectivamente.
Para responder corretamente esse tipo de questão, deveremos levar em consideração a construção de uma tabela, acompanhe o raciocínio:
HX -----> H+ + X-
0.01mol 0 0
0.002mol 0.002mol 0.002mol
0.008mol 0.002mol 0.002mol
Como sabemos que ioniza-se 20%, podemos concluir que há 0.2*0.01=0.002mol de H+ e X- e consumo de 0.002mol de HX.
Ka=[H+]*[X-]/[HX]
Ka=[2x10⁻³]*[2x10⁻³]/[8x10⁻³]
Ka=5x10⁻⁴
Todavia, como o ácido é monoprótico, então a concentração de H+ é de 0.002mol/L
pH=-log[H+]
pH=-log[2x10⁻³]
pH=2.7
a) O pH da solução de concentração 0,01 mol/L é de 4,40.
b) O pH da solução de concentração 0,0001 mol/L é de 5,50.
pH
Temos que a constante de ionização (Ka) de um ácido se relaciona a sua concentração molar (M) e seu grau de ionização (α) através de:
Ka = α² . M
Item A
Considerando o ácido com concentração de 0,01 mol/L, temos que:
(1,6 x 10⁻⁷) = α² . (0,01)
α = √0,000016
α = 0,004
Dessa forma, a concentração de íons hidrogênio ([H⁺]) nesse ácido será de:
[H⁺] = M . α
[H⁺] = (0,01) . (0,004)
[H⁺] = 0,00004 mol/L
E nessa solução, o pH será dado por:
pH = - log [H⁺]
pH = - log (0,00004)
pH = 4,40
Item B
Agora considerando a segunda solução ácida, cuja concentração molar é de 0,0001 mol/L, temos que seu grau de ionização passa a ser:
(1,6 x 10⁻⁷) = α² . (0,0001)
α = √0,0016
α = 0,04
Dessa forma, a concentração de íons hidrogênio ([H⁺]) nesse ácido será de:
[H⁺] = M . α
[H⁺] = (0,0001) . (0,04)
[H⁺] = 0,000004 mol/L
E nessa solução, o pH será dado por:
pH = - log [H⁺]
pH = - log (0,000004)
pH = 5,40
Para saber mais sobre pH:
https://brainly.com.br/tarefa/19695457
Espero ter ajudado!
