Qual o pH de uma solução que é 0,400 mol/L em ácido fórmico e 1,00 mol/L em formiato de sódio? Dados: Ka: 1,8x10^-4
HCOOH + H2O ---> H3O+ + HCOO-
HCOO- + H2O ---> HCOOH + OH -
Kb = kw/ka
Primeiramente sabe se que se trata de um ácido fraco e sua base conjugada, portanto, devemos escrever as equaçoes e seus Ka e Kb respectivos:
HCOOH + H2O --> H3O+ + HCOO- Ka: 1.8 X 10^-4
HCOO- + H2O --> HCOOH+ OH- Kb: Kw/Ka: 5.56 x 10^-11 **
**valor de Kw é tabelado (K da água): 10^-14
Nota se que o valor de Ka>>>>>>Kb portanto a solução será acida e o Ka determinará a concentração de H3O+
Ka: [H3O+] [HCOO-]/ [HCOOH] = 1.8 x 10^-4 e [HCOO-]= 1mol/L e [HCOOH]= 0.4 mol/L
Portanto: [H3O+]= 1.8x 10^-4 x 0.4/1 = 7.2 X 10^-5 mol/L
Por definição, pH = - log [H3O+]
logo, pH= -log 7.2 x 10^-5
pH= 4.14
1 HCOOH + H2O ---> 1 H3O+ + 1 HCOO-
1 HCOO- + H2O ---> 1 HCOOH + 1 OH -
Neste caso, temos soluções equimolares de um ácido fraco (ácido fórmico) e um sal deste ácido fraco (formiato de sódio).
O formiato de sódio se dissocia totalmente em água formando o ânion acetato, que é a base conjugada do ácido fórmico.
Para calcular o pH, basta aplicar na equação de Henderson-Hasselbach
pH = pKa + log [base conjugada]/[ácido]
pKa = - log Ka
pKa = - log 1,8x10^-4
pH = [- log 1,8x10^-4 ]+ log 1/0,4
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