Question

Quando sais são dissolvidos em água, a solução formada nem sempre é neutra. Isto se deve às reações reversíveis entre os íons do sal e a água. Sabendo que sais de ácidos e bases fracas hidrolisam, calcule o pH do acetato de sódio (CH3COONa) em uma solução 0,35 mol/L. Dados: Ka = 1,8x10-5 e Kw = 1x10-14.

Answer 1

Olá.

O acetato de sódio hidrolisado é:

$CH_{ 3 }COO^{ - }\quad +\quad H_{ 2 }O\quad \longrightarrow \quad CH_{ 3 }COOH\quad +\quad OH^{ - }$

Precisamos achar a constante de hidrólise.

$K_{ h }=\frac { K_{ w } }{ K_{ a } } \\ \\ K_{ h }=\frac { 1*10^{ -14 } }{ 1,8*10^{ -5 } } \quad \therefore \quad 5*10^{ -10 }$


Agora é só montar a tabela:

$\begin{matrix} & CH_{ 3 }COO^{ - } & H_{ 2 }O & CH_{ 3 }COOH & OH^{ - } \\ Inicio & 0,35 & - & - & - \\ Formam & 0,35\alpha & - & \alpha & \alpha \\ Equilibrio & 0,35(1-\alpha ) & - & \alpha & \alpha \end{matrix}$

Com isso acharemos o valor de alfa:

$K_{ h }=\frac { [CH_{ 3 }COOH]*[OH^{ - }] }{ [CH_{ 3 }COO^{ - }] } \\ \\ 5*10^{ -10 }=\frac { \alpha *\alpha }{ 0,35 } \\ \\ 1,75*10^{ -10 }=\alpha ^{ 2 }\\ \\ \alpha =1,32*10^{ -5 }$

Ou seja o [OH-]=alfa.

Agora acharemos o pOH:

$pOH=-log[OH^{ - }]\\ \\ pOH=-log1,32*10^{ -5 }\\ \\ pOH=-(log1,32+log10^{ -5 })\\ \\ pOH=-(0,12-5)\\ \\ pOH=4,88$

Tendo o pOH acharemos o pH:

$pH+pOH=14\\ pH+4,88=14\\ \\ \boxed {pH=9,12}$