Question

(UNIFESP) O nitrito de sódio, NaNO, é um
dos aditivos mais utilizados na conservação de
alimentos.
E um excelente agente antimicrobiano e está
presente em quase todos os alimentos indus-
trializados à base de carne, como presuntos,
mortadelas, salames, entre outros. Alguns
estudos indicam que a ingestão desse aditivo
pode proporcionar a formação, no estômago, de
ácido nitroso e este desencadear a formação de
metabólitos carcinogênicos.
Dada a constante de hidrólise k, = We consi-
ка
derando as constantes de equilíbrio K. (HNO)
= 5.10-4 e K = 1 . 10-14, a 25 °C, calcule o pH
de uma solução aquosa de nitrito de sódio
5. 10-2 mol/L, nessa mesma temperatura.​

Answer 1

Resposta:

pH= 8

Explicação:

- lembre que o NO₂⁻¹ é um ânion proveniente de um ácido fraco em relação à base, o qual se hidrolisa;  

Dissociação do nitrito:

NO₂⁻(aq) + H₂O(ℓ)→ HNO₂(aq)  + OH⁻(aq)  

Kh= ?

Kh= Kw ÷ Ka

Kh= 1*10⁻¹⁴ ÷ 5*10⁻⁴

Kh= 2*10⁻¹¹

- como as concentrações [OH⁻ = [HNO2], uma vez que estão na mesma proporção em mols e [NO₂⁻] = [NaNO2], sal com grau de dissociação 100%, e conhecendo Kh, podemos calcular [OH⁻]

Kh= [HNO₂] [OH⁻]/[NO2⁻¹]

Kh= [OH⁻]₂ ÷ [sal]

[OH⁻]²= Kh * [sal]

[OH⁻]= √ Kh * [sal]

[OH⁻= √2*10⁻⁻¹¹ * 5*10⁻²

[OH⁻]= √10⁻¹²

[OH⁻]= 10⁻⁶

- calculo do pH

[OH⁻] = 1 * 10⁻⁶ mol/L

pH = ?

pOH = –log [OH⁻]

pOH = –log10⁻⁶  

pOH = 6

pH + pOH = 14 logo:

pH = 14 - pH  

pH= 14 – 6  

pH= 8

Answer 2

Resposta: pH = 8

Explicação passo a passo

Passo 1: na solução aquosa do NaNO₂ temos a hidrolização do NO₂⁻ que é proveniente de um ácido fraco e, desse modo, o íon Na⁺ é somente espectador, porque é proveniente de uma base forte e tem tendência a ficar dissociado, por isso, no equilíbrio abaixo foi retirado.

$NO_2^-+H_2O\rightleftharpoons \ HNO_2+OH^-$

O íon NO₂⁻ captura o íon H⁺ e, desse modo, há um excesso de OH⁻, ou seja, temos uma solução básica (pH > 7).

Passo 2: como em soluções de ácidos fracos há pouca dissociação, podemos dizer que a concentração do NaNO₂ praticamente não muda quando se dissocia, de modo que a concentração de NO₂⁻ continua sendo 5 · 10⁻² mol/L.

Passo 3: a constante de hidrólise $K_h$, conforme especificado na própria questão pode ser medida pela relação $K_w/ K_a$, sendo $K_w = 1 \cdot\ 10^{-14}$ e $K_a = 5 \cdot\ 10^{-4}$. Sabemos também que a constante de hidrólise pode ser calculado por:

$K_h=\dfrac{\esquerda[HNO_2 \direita]\cdot\esquerda[OH^- \direita]}{\esquerda[NO_2^- \direita]}$

Assim, temos:

$\dfrac{K_w}{K_a} =\dfrac{\esquerda[HNO_2 \direita]\cdot\esquerda[OH^- \direita]}{\esquerda[NO_2^- \direita]}\Rightarrow\dfrac{1 \ \cdot \ 10^{-14}}{5 \ \cdot \ 10^{-4}} =\dfrac{x \ \cdot \ x}{5 \ \cdot \ 10^{-2}}$

Simplificando os dois denominadores, temos:

$\Rightarrow\dfrac{1 \ \cdot \ 10^{-14}}{10^{-2}} =\dfrac{x \ \cdot \ x}{1}$

Simplificando as potências de 10, vem:

$\Rightarrow x^2 = 10^{-12} \Rightarrow x = 10^{-6}$

Observação: as concentrações de HNO₂ e OH⁻ são iguais porque cada íon NO₂⁻ captura um íon H⁺ e deixa 1 íon OH⁻ em excesso. Como não sabemos quanto vale cada uma, chamei as duas de $x$ que é a concentração de OH⁻.

Passo 4: se a concentração de OH⁻ é 10⁻⁶, pOH = 6 e, consequentemente, o pH = 8.