Question

Um estudante preparou uma solução 0,1 mol/L de ácido acético e, experimentalmente, mediu o pH desta solução, encontrando-o igual a 2,88. Calcule o Ka para o ácido acético e seu grau de ionização (α) em porcentagem.

Answer 1

Dados

M= 0,1 mol/L

pH= 2,88

Ka= ?

α= ?

- calcular a concentração de H+ ([H+])

Aplicar:  pH = -log [H+]  

2,88 = -log [H+]  

[H+] = 10^-2,88  

[H+] = 0,0013 mol/L  

- calcular o grau de ionização (α)

grau de ionização = número de moléculas ionizadas / número de moléculas totais  

α = 0,0013 / 0,1  

α = 0,013  

α = 1,3%  

- cálculo da constante de ionização (Ka)

constante de ionização = (grau de ionização)² x molaridade  

Ka = (0,013)² x 0,1  

Ka = 0,000169 x 0,1  

Ka = 1,69 x 10^-5  

Answer 2

Considerando a preparação de uma solução de 0,1 mol/L, e com pH de 2,88, podemos descrever que o grau de ionização é de 1,31% com um Ka igual a 1,71.10⁻⁵, logo, é um ácido fraco.

Equilíbrio iônico

Podemos descrever quando temos um equilíbrio químico para uma reação que contenha íons, e quando estamos abordando sobre o equilíbrio iônico, temos que lembrar como calcula o pH, grau de ionização e Kα de uma substância.

pH

Ela é dada pela relação de log da concentração de H⁺ no meio, na seguinte forma:

$pH = -log H^{+}$

Grau de ionização

Ela é dada pela relação entre a concentração de H⁺ no meio pela divisão da concentração da solução, assim, temos:

$\alpha =\frac{H^{+} }{C}$

Onde:

• α = grau de ionização
• H⁺ = concentração de H⁺ no meio
• C = concentração da solução

Ka

Ela é dada pela relação entre o grau de ionização ao quadrado pela multiplicação da concentração da solução, assim, temos:

$K\alpha =\alpha ^{2} .C$

Podemos classificar os ácidos da seguinte forma:

• Muito forte = Ka entre 10⁷ e 10³
• Forte = Ka com 10⁻²
• Fraco = Ka entre 10⁻³ a 10⁻⁷
• Muito fraco = Ka abaixo de 10⁻¹⁰

Descobrindo o valor do grau de ionização

Aplicando na questão as fórmulas fornecidas, precisamos primeiro aplicar o pH, para descobrir a concentração de H⁺ no meio.

$pH = -log_{10}H^{+} \\\\2,88 = -log_{10}H^{+} \\\\-2,88 = log_{10}H^{+}\\\\10^{-2,88} =H^{+}$

Como aplicamos a propriedade de log, que a base elevado ao seu resultado, será igual a concentração de H⁺ no meio. Assim, conseguimos identificar o valor do grau de ionização, logo, temos:

$\alpha =\frac{H^{+} }{C}\\\\\alpha =\frac{10^{-2,88} }{0,1}\\\\\alpha =\frac{0,00131}{0,1} \\\\\alpha =0,0131\\\\\alpha = 0,0131.(100) = 1,31$

Portanto o grau de ionização do ácido acético é igual a 1,31%.

Descobrindo o valor do Kα

Como descobrirmos o valor do grau de ionização do ácido acético, basta substituir na fórmula de Kα, assim, temos:

$K\alpha =\alpha ^{2} .C\\\\K\alpha =(0,0131)^{2} .(0,1)\\\\K\alpha =0,00017161.(0,1)\\\\K\sqrt{x} =0,000017161\\\\K\alpha = 1,7161.10^{-5}$

Portanto, o Kα para o ácido acético é igual a 1,71.10⁻⁵, logo, é um ácido fraco.

Veja essa e outras questões sobre Equilíbrio iônico em:

https://brainly.com.br/tarefa/12526042

#SPJ2