1- Calcule o pH de uma solução de KOH de concentração 0,2 molL-1.
2- Calcule o pH de uma solução de vinagre (ácido acético 0,10 molL-1) sendo Ka = 1,8 x10^-5 para o ácido. CH3OOH(aq) + H2O(l) <> H3O+(aq) + CH3OO-(aq)
1- KOH é uma base forte, por isso sua dissociação completa em solução aquosa pode ser representada por:
KOH(aq) -> K+(aq) + OH-(aq)
A concentração de hidróxido (OH-) na solução é igual à concentração de KOH, ou seja, [OH-] = 0,2 mol/L. Para calcular o pH, é preciso primeiro determinar a concentração de íons hidrônio (H+) na solução, que é dada pelo produto iônico da água:
Kw = [H+][OH-]
Substituindo os valores:
1,0 x 10^-14 = [H+][0,2]
[H+] = 5,0 x 10^-14 mol/L
O pH é dado pelo logaritmo negativo da concentração de H+:
pH = -log[H+] = -log(5,0 x 10^-14) = 13,30
Portanto, o pH da solução de KOH é 13,30.
2- Para calcular o pH da solução de ácido acético, é necessário primeiro determinar a concentração de íons hidrônio (H+) na solução, que é governada pela constante de equilíbrio do ácido acético:
Ka = [H3O+][CH3OO-]/[CH3OOH]
Como a concentração inicial de ácido acético (CH3OOH) é conhecida e a reação está em equilíbrio, podemos assumir que a concentração de íons acetato (CH3OO-) é a mesma que a concentração de íons hidrônio (H+), já que um ácido fraco como o ácido acético apenas se dissocia parcialmente. Portanto:
[H+]^2 / 0,10 = 1,8 x 10^-5
[H+] = ?(0,10 x 1,8 x 10^-5) = 1,34 x 10^-3 mol/L
O pH é dado pelo logaritmo negativo da concentração de H+:
pH = -log[H+] = -log(1,34 x 10^-3) = 2,87
Portanto, o pH da solução de vinagre é 2,87.
Olá caro aluno.
1- nessa solução de 0,2mol/L KOH, vamos considerar que houve dissolução total dessa base. Assim, a concentração de OH- também é de 0,2mol/L
Podemos, assim, calcular o pOH.
pOH= -log[OH-]
pOH= -log(0,2)
pOH= -[log2 + log10^(-1)]
pOH = -[ 0,3 -1]
pOH= 0,7
Como pH + pOH= 14
pH + 0,7= 14
pH= 13,3
2- nesse caso, precisaremos de uma tabela, com concentração em mol/L
[Ac. Acet.] [H+] [Acetato]
Inicio 0,1 0 0
Reage/ x x x
forma
Final 0,1 - x x x
Obs: como o valor de Ka é muito baixo, podemos considerar a concentração final de ac. acet. = 0,1 mol/L
Ka= ([H+].[Acetato])/[ác. acét]
1,8. 10^(-5)= x.x/0,1
x^2=1,8.10^(-6)
x^2= 2.9.10^(-7)
x^2= 2.9.10^(-6).10^(-1)
x= 1,41.3.10^(-3)/3,16
x= 0,0013mol/L
[H+]= 0,0013mol/L
pH = -log(0,0013)
pH= -[log(13) + log( 10^(-4))]
pH= - [ 1,11 - 4]
pH= 2,89
Espero ter ajudado
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