Um analista preparou um 1 L de uma solução aquosa de um ácido monoprótico (HX) na concentração de 0,2 mol/L. Após o preparo, descobriu-se que apenas 1% do ácido encontrava-se ionizado. A partir das informações fornecidas,
a) calcule o pH da solução. Considere log 2 = 0,30;
b) calcule a constante de ionização do ácido genericamente indicado como HX.
a) calcule o pH da solução. Considere log 2 = 0,30;
b) calcule a constante de ionização do ácido genericamente indicado como HX.
More Questions From This User See All
Lista de comentários
Resposta:
a) O pH de uma solução é uma medida de sua acidez ou alcalinidade, sendo dado pela seguinte fórmula:
pH = -log [H⁺]
Sabemos que apenas 1% do ácido encontrava-se ionizado, então [H⁺] = 0,2 mol/L * 0,01 = 2 x 10^(-4) mol/L.
Substituindo na fórmula acima, temos:
pH = -log (2 x 10^(-4)) = 4
Portanto, o pH da solução é 4.
b) A constante de ionização de um ácido monoprótico pode ser calculada a partir da seguinte equação:
Kc = [H⁺][X⁻] / [HX]
Onde [H⁺], [X⁻] e [HX] são as concentrações dos íons hidrogênio, do íon correspondente ao ânion do ácido e da molécula de ácido, respectivamente.
Sabemos que a concentração de [HX] é de 0,2 mol/L e que [H⁺] = 2 x 10^(-4) mol/L.
Como [X⁻] = [HX] - [H⁺], temos:
[X⁻] = 0,2 mol/L - 2 x 10^(-4) mol/L = 0,199 mol/L.
Substituindo na equação de Kc, temos:
Kc = (2 x 10^(-4)) * (0,199) / 0,2 = 2 x 10^(-4).
Portanto, a constante de ionização do ácido HX é 2 x 10^(-4).
Explicação:
a) pH = 2,70
b) Ka = 2×10–5