Um estudante preparou uma solução de 0,10 molL-1 de ácido fórmico (HCHO2 ) e mediu seu pH usando um medidor de pH. Constatou que o pH a 25ºC é 2,38.
a. Calcule o Ka para o ácido fórmico nessa temperatura.
b. Qual a porcentagem de ácido ionizado nessa solução de 0,10
molL-1?
Soluções para a tarefa
2,38 = -log [H+]
[H+] = 10^-2,38
[H+] = 0,0041 mol/L
Grau de ionização (@) = número de moléculas ionizadas / número de moléculas totais
@ = 0,0041 / 0,1
@ = 0,041
@ = 4,1%
Constante de ionização (Ka) = (Grau de ionização)² x Molaridade
Ka = (@)² x M
Ka = (0,041)² x 0,1
Ka = 0,00168 x 0,1
Ka = 1,68 x 10^-4
Letra a)
Temos as reações:
H₂CO₂ <-> H⁺ + COOH⁻ (dissociação do ácido formico)
H₂O <-> H⁺ + OH ⁻ (dissociação da água)
como o valor de pH é igual a 2,38, assim temos:
pH = - log [H⁺]
[H⁺] = 10^⁻2,38
[H⁺] = 4,168x10⁻³ mol L
fazendo o balanço de massa, temos:
1: [H⁺] = [OH ⁻] + [COOH⁻]
2: Ca = 0,1 mol/L = [H₂CO₂] + [COOH⁻] *Ca=concentração analítica
3: Kw = [H⁺].[OH-]
4: Ka = [OH ⁻].[COOH⁻] / [H₂CO₂]
Fazendo algumas considerações:
*considerando que na equação 1 o ácido seja forte, haverá maior concentração de H+ do que de OH⁻, podendo assim negligenciar a sua contribuição.
*considerando que na equação 2 o ácido esteja ionizado, sendo a contribuição de COOH⁻ pequena, podemos negligencia-lo
Assim, reescrevendo o balanço de massa, temos:
1a: [H⁺] = [COOH⁻]
2a: Ca = 0,1 mol/L = [H₂CO₂]
Substituindo as equações 1a e 2a na equação 4, temos:
Ka = [H⁺]² / [H₂CO₂]
Ka = (4,168x10⁻³)² / 0,1
Ka = 1,737x10⁻⁴ mol L