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Mackenzie 2015/1
Determine, respectivamente, o pH e a constante de ionização de uma solução aquosa de um ácido monocarboxílico 0,01 M, a 25ºC, que está 20% ionizado, após ter sido atingido o equilíbrio.
Dado: log 2 = 0,3
Dado: log 2 = 0,3
a
3,3 e 5∙10-4.
b
2,7 e 2∙10-3.
c
1,7 e 5∙10-4.
d
2,7 e 5∙10-4.
e
3,3 e 2∙10-3.
Ver resposta
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Resposta
D
Resolução
\[\text{HA} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{A}^-\]
Dados iniciais (25 °C):
Concentração do ácido (HA): \(C = 0{,}01\,\text{mol·L}^{-1}\)
Grau de ionização: \(\alpha = 20\% = 0{,}20\)
1. Cálculo da concentração de \(\text{H}^+\)
\[\left[\text H^+\right] = C\,\alpha = 0{,}01\times0{,}20 = 0{,}002\,\text{mol·L}^{-1}=2\times10^{-3}\,\text{mol·L}^{-1}\]
2. Cálculo do pH
\[pH=-\log\left[\text H^+\right]=-\log\left(2\times10^{-3}\right)=-\bigl(\log2+\log10^{-3}\bigr)=-\left(0{,}3-3\right)=2{,}7\]
3. Cálculo da constante de ionização (\(K_a\))
Concentrações no equilíbrio:
\[\left[\text H^+\right]=\left[\text A^-\right]=0{,}002\,\text{mol·L}^{-1}\]
\[\left[\text{HA}\right]_{eq}=C(1-\alpha)=0{,}01\times0{,}80=0{,}008\,\text{mol·L}^{-1}\]
\[K_a=\frac{\left[\text H^+\right]\left[\text A^-\right]}{\left[\text{HA}\right]}=\frac{(0{,}002)^2}{0{,}008}=\frac{4\times10^{-6}}{8\times10^{-3}}=5\times10^{-4}\]
Resposta: \(pH=2{,}7\) e \(K_a=5\times10^{-4}\). Alternativa (D).
Dados iniciais (25 °C):
Concentração do ácido (HA): \(C = 0{,}01\,\text{mol·L}^{-1}\)
Grau de ionização: \(\alpha = 20\% = 0{,}20\)
1. Cálculo da concentração de \(\text{H}^+\)
\[\left[\text H^+\right] = C\,\alpha = 0{,}01\times0{,}20 = 0{,}002\,\text{mol·L}^{-1}=2\times10^{-3}\,\text{mol·L}^{-1}\]
2. Cálculo do pH
\[pH=-\log\left[\text H^+\right]=-\log\left(2\times10^{-3}\right)=-\bigl(\log2+\log10^{-3}\bigr)=-\left(0{,}3-3\right)=2{,}7\]
3. Cálculo da constante de ionização (\(K_a\))
Concentrações no equilíbrio:
\[\left[\text H^+\right]=\left[\text A^-\right]=0{,}002\,\text{mol·L}^{-1}\]
\[\left[\text{HA}\right]_{eq}=C(1-\alpha)=0{,}01\times0{,}80=0{,}008\,\text{mol·L}^{-1}\]
\[K_a=\frac{\left[\text H^+\right]\left[\text A^-\right]}{\left[\text{HA}\right]}=\frac{(0{,}002)^2}{0{,}008}=\frac{4\times10^{-6}}{8\times10^{-3}}=5\times10^{-4}\]
Resposta: \(pH=2{,}7\) e \(K_a=5\times10^{-4}\). Alternativa (D).
Dicas
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Comece encontrando quantos mols de ácido ionizaram: 20 % de 0,01 M.
Para ácidos monopróticos, a concentração de H⁺ é igual à do ânion formado.
Aplique \(K_a=\frac{[H^+][A^-]}{[HA]}\) usando as concentrações de equilíbrio.
Erros Comuns
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Usar 2 % em vez de 20 % de ionização.
Não subtrair a parte não ionizada do ácido ao calcular \([\text{HA}]_{eq}\).
Confundir pH com \(pOH\) ou esquecer o sinal negativo do log.
Esquecer uma potência de 10 ao usar logaritmos.
Revisão
- Grau de ionização (\(\alpha\)): fração das moléculas de ácido que se ioniza em solução.
\[\alpha=\frac{\text{mol ionizados}}{\text{mol iniciais}}\] - pH: definido por \(pH=-\log[\text H^+]\).
- Constante de ionização (\(K_a\)): mede a força de um ácido fraco.
\[K_a=\frac{[\text H^+][\text A^-]}{[\text{HA}]}\] - Para ácidos monopróticos, \([\text H^+]=C\alpha\) e \([\text{HA}]_{eq}=C(1-\alpha)\).
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