Question

A força de aceitação de prótons de uma base é medida pela sua constante de ionização básica (Kb). Ou seja, quanto mais alto o valor de pKb, mais fraca será a base.

Calcule o pH e o Ka para uma solução de Etilamina de concentração 0,35 mol/L. Dados Kb = 6,5x10-4.


pH = 8,56 e Ka = 6,5x10-10


pH = 12,18 e Ka = 1,54x10-11


pH = 1,82 e Ka = 1,54x10-11


pH = 10,36 e Ka = 6,5x10-10


pH = 3,64 e Ka = 6,5x10-10

Answer 1

$C_2H_5NH_2+H_2O\rightleftharpoons C_2H_5NH_3^++OH^-$

Sabemos que não acontece essa reação por completo, porque temos Kb, esse dado é característicos de bases fracas hehe.

Só fazendo a tabela

$\begin{matrix}&C_2H_5NH_2&+&H_2O&\rightleftharpoons&C_2H_5NH_3^+&+&OH^-\\Inicio&0.35&&1&&-&&-\\Reage/Forma&0.35-x&&1&&x&&x\\Equil\'ibrio&0.35-x&&1&&x&&x\end{matrix}$

Agora é só jogar na fórmula

$K_b=\frac{[C_2H_5NH_3^+]*[OH^-]}{[C_2H_5NH_2]*[H_2O]}$

jogando os dados da tabela, vou sumir com a água porque ela é constante...

$K_b=\frac{x*x}{(0.35-x)}$

$6.5*10^{-4}=\frac{x^2}{(0.35-x)}$

Resolvendo a equação de segundo grau, da maneira que você preferir

$\boxed{x=0.0423~mol/L}$

então agora temos a equação Henderson-Hasselbach

$pH=pKa-log\left(\frac{[A^-]}{[HA]}\right)$

Só que agora é a questão, temos que olhar a reação química ao contrário

$\overbrace{C_2H_5NH_2}^{A^-}+H_2O\rightleftharpoons\overbrace{C_2H_5NH_3^+}^{HA}+OH^-$

Pronto, era só isso mesmo ;D... agora é só encontrar o pKa

$K_w=K_b*K_a$

$K_a=\frac{K_w}{K_b}$

$K_a=\frac{10^{-14}}{6.5*10^{-4}}$

$\boxed{\boxed{K_a=1.54*10^{-11}}}$

Agora encontrando o pKa

$pKa=-log(K_a)$

$\boxed{pKa=10.81}$

Agora acabou, jogando na fórmula de Henderson-Hasselbach

$pH=pKa-log\left(\frac{[A^-]}{[HA]}\right)$

$pH=10.81-log\left(\frac{0.35}{0.0423}\right)$

$\boxed{\boxed{pH=12.18}}$