calcular a concentração dos íons OH- e H+ e ph de uma solução aquosa de acetato de sódio de concentração analítica igual a 0,10 mol/l-1 ?

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respondido por: gbrufiniot5bur

Olá Camilla, tudo bem? Tá preparada? Bora la!!

Primeira coisa : onde vem o nosso sal?

Ácido + base ⇒ sal e água (Reação de neutralização)

Precisamos saber de que ácido e que base vem o nosso sal acetato de sódio (CH3COONa).

CH₃COONa + H₂O ⇒ CH₃COOH + NaOH

A molécula de acetato se quebra (processo que chamamos Hidrolise), o H⁺ da água se liga ao CH₃COO⁻ e o OH⁻ se liga ao Na⁺, resultando nos nossos produtos (CH₃COOH + NaOH)

Assim, sabemos que o ácido de onde vem nosso sal (acido acético) é um acido fraco (lembra que acido acético ou etanoico é aquele que tem no vinagre. Se fosse forte, não comeríamos) e a base é forte.

Acido ou Base forte significa praticamente 100% de ionização. Ou seja, praticamente todas as moléculas na solução se encontrarão na forma de íons (Na+ e OH-)

Acido ou Base fraca significa que apenas uma pequena parte das moléculas esta na forma de íons. É por isso que vamos escolher nosso acido fraco no caso, pq eh dele de onde conseguimos extrair determinadas quantidades, não tudo.

Nosso sal em água fica:

CH₃COO⁻ + Na⁺ + H⁺ + OH⁻ ⇒ CH₃COOH + NaOH

Como sabemos que a Base é forte (100% ionizada), nossa reação fica:

CH₃COO⁻ + Na⁺ + H⁺ + OH⁻ ⇒ CH₃COOH + Na⁺ + OH⁻

Como não queremos saber nada sobre o Na, deixamos ele pra la e passamos a ter a seguinte reação:

CH₃COO⁻ + H⁺ + OH⁻ ⇒ CH₃COOH + OH⁻

Nessa reação de Hidrolise, a equação da constante no equilíbrio (Kh) fica:

Kh = [Prod] / [Reag] ⇒⇒ Kh = [CH3COOH][OH-] / [CH3COO-]

Como sobram hidroxilas (OH-) no meio , nossa solução fica BÁSICA. Podemos considerar nossa constante como de BASE, visto que age como uma (Kh por Kb)

Kb = [Prod] / [Reag] ⇒⇒ Kb = [CH3COOH][OH-] / [CH3COO-]

Como a constante se da no equilíbrio, temos concentração

no inicio: 0,1mol/L CH3COO- e 0 dos produtos.

reação começa a acontecer : 0,1 – x CH3COO- , +x CH3COOH, +x OH-

No equilíbrio final : 0,1 – x CH3COO- , x CH3COOH, x OH-

Já que nossa constate (Kb) só pode ser calculada no Equilíbrio, podemos substituir

Kb = [Prod] / [Reag] ⇒⇒ Kb = [CH3COOH][OH-] / [CH3COO-] ⇒⇒

Kb = x . x/0,1-x (fórmula I)

Nós sabemos que:

- Cte de acidez (ka) do CH₃COOH = 1,8.10⁻⁵

- Ka . Kb = Kw

- Kw = 1. 10⁻¹⁴

Portanto:

1,8.10⁻⁵ . Kb = 1. 10⁻¹⁴ ⇒⇒ Kb = 1. 10⁻¹⁴ / 1,8.10⁻⁵ ⇒⇒ Kb = 5,56.10⁻¹⁰

Substituindo o valor de Kb na nossa fórmula (I):

Kb = x . x / 0,1-x ⇒⇒ 5,56.10⁻¹⁰ = x² / 0,1-x

Como nosso ácido é fraco, ele ioniza muito pouco (por volta de 5% de suas moleculas). Portanto como o valor a ser subtraído eh bemmmmmm pequenininho, deixamos 0,1 – x apenas como 0,1.

5,56.10⁻¹⁰ = x² / 0,1

x² = 0,1 . 5,56.10⁻¹⁰

x² = 0,56.10⁻¹⁰

x = √0,56.10⁻¹⁰

x = 7,48.10⁻⁶.

Portanto, se x é a concentração de OH- no equilibrio:

[OH-] = 7,48.10⁻⁶ mol/L

Como pOH = - log [OH-]:

pOH = - log 7,48.10-6

= - (log 7,48.10-6)

= - (log 7,48 + log 10-6)

= - (0,874 – 6 )