19- OHCl é um ácido forte. Isso significa que a concentração inicial de HCl em uma solução aquosa é igual a sua concentração de H3 O^+no equilibrio. Calcule o pH de uma solução aquosa de HCl igual a 0,125 mol / L.
20- Calcular o pH e a %diss. de uma solução aquosa de ácido acético ( 0,75 mol / L ).
Ka (ácido acético) =1,810-5.

Passo 1

Beleza, temos dois probleminhas de pH aqui:
  1. Uma solução 0,125 mol/L de HCl (ácido forte) – é forte, então chuta direto que toda a concentração vira H₃O⁺.
  2. Uma solução 0,75 mol/L de ácido acético (ácido fraco) com Ka = 1,8·10⁻⁵ – aqui vai rolar um equilíbrio químico, vamos usar a expressão de Ka e a aproximação de que a reação é fraca (x pequeno).
    Conteúdo: conceito de pH (definição, pH = −log[H₃O⁺]), equilíbrio ácido-base, constante de ionização Ka e % de dissociação.

Passo 2

Exercício 19 – HCl (ácido forte)
  1. Teoria: para ácido forte, toda molécula se dissocia: HCl + H2O H3O^+ + Cl^- Então pH = -logl[H3O^+r]
  2. pH é definido como pH = -log(0,125)
  3. Substituindo:

Passo 3

Exercício 20 – Ácido acético (ácido fraco)
  1. Teoria do equilíbrio ácido fraco: CH3COOH <=ftharpoons H^+ + CH3COO^- Montamos tabela ICE (inicial, mudança, equilíbrio):
    • Inicial: Ka = [H^+],[A^-][HA] = x cdot x0,75 - x = 1,8times10^-5 , x^2 approx Ka times 0,75 = 1,8times10^-5times0,75 = 1,35times10^-5 , x = raiz1,35times10^-5 approx 3,67times10^-3;mol/L .
    • Mudança: pH = -log(3,67times10^-3) approx 2,43 cai em x, %diss = x0,75times100% approx 3,67times10^-30,75times100% approx 0,49% e aumentam em x.
    • Equilíbrio: , , .
  2. Expressão da constante Ka:
  3. Aproximação: como Ka é pequeno, assumimos , então .
  4. Esse x é a [H⁺] no equilíbrio, então:
  5. % de dissociação:

Resposta

  1. pH = 0,903
  2. pH ≈ 2,43 e % de dissociação ≈ 0,49%

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