Question

Estou com dúvida na equação de ionização da sacarina. Essa é a pergunta:

Answer 1

Pergunta

A sacarina, C₇H₅NO₃S, é um ácido monoprótico em solução aquosa. Ela tem uma constante de ionização (Kₐ) de 7 x 10⁻⁸. Calcule o pH da solução preparada pela dissolução de 1,50 g de sacarina em água suficiente para 250 mL de solução.

Resposta

O pH da solução preparada será de 4,32.

Dados:

• massa de sacarina = 1,50 g

• massa molar = 183 g/mol

• volume de solução = 250 mL (0,25 L)

Primeiro,  calculando-se a quantidade de mols em 1,50 g de substância:

$\sf\dfrac {1,50}{183} = 0,0082$ mol

Calculando, agora a concentração molar da solução desejada:

$\sf\dfrac{0,0082}{0,25} = 0,03279$ mol/L

Foi dito que o ácido é monoprótico, ou seja, apenas 1 hidrônio é liberado. Então:

$\sf HSac \longleftrightarrow H^+ + Sac^-$

Ou seja, após a dissociação, a concentração de H+ será igual a concentração de Sac-.

Uma vez que:

$\sf Ka = \dfrac{[H^+] [Sac^-]}{[HSac]}$ e que $\sf[H+] = [Sac-]$, então:

$\sf \dfrac{[H^+]^2}{HSac} \longrightarrow [H^+] = \sqrt{Ka\cdot[HSac]}$

$\sf [H^+] = 4{,}79 \cdot 10^{-5}$

Finalmente:

$\sf pH = -log(4 {,}79\cdot10^{-5}) \longrightarrow pH = 4,32$

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• Cálculo de pH em solução-tampão:

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