Química, perguntado por anneroch, 1 ano atrás

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

Respondido por Carloseduardoaquila
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pH = -log {H+]
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

Respondido por alinemosanches
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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

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