Question

Uma solução de ácido acético, de concentração 0,5mol/L, apresenta
$\alpha = 0.6\%$
Nessas condições, o valor de [H+] será:

$a)6 \times 10 { }^{ - 3} \frac{mol}{l} \\ b)3 \times {10}^{ - 3} \frac{mol}{l} \\ c)1 \times {10}^{ - 3} \frac{mol}{l} \\ d)0.5 \times {10}^{ - 3} \frac{mol}{l} \: \\ e)0.25 \times {10}^{ - 3} \frac{mol}{l} \:$

Answer 1

Dissociação do Ácido Acético:

$HC_3COOH \Longrightarrow H^+ + C_3COOH^-$

Ou seja, para cada mol de Ácido Acético dissociado, temos 1 mol de íons $H^+$ produzidos.

Temos 0,5 mol de ácido acético, e somente 0,6% se dissociam. Então, precisamos calcular quanto é 0,6% de 0,5:

$0.5 \longrightarrow 100\%\\ x \longrightarrow 0.6\%\\ \\ x = \frac{0.6 \times 0.5}{100}\\ x = 0.003\ ou\ 3 \times 10^{-3}\ mol$

Logo, a alternativa correta é a B.