7-O ácido barbitúrico ( Ka=1,1 times 10^-4 ) é empregado na fabricação de sedativos. Para uma solução 0,673 mol / L de ácido barbitúrico, calcule:
(a) - [H+](R: 0,0086 mol / L)
(b) - [OH-] (R: 1,2 times 10^-12 mol / L )
(c) - pH (R: 2,07)
(d) - % de ionização. (R: 1,3%).

Passo 1

O enunciado dá um ácido fraco (ácido barbitúrico) com Ka=1,1times10^-4 e concentração inicial [HA]0=0,673,mol/L. Queremos calcular [H^+], depois [OH^-], o pH e a porcentagem de ionização. Para isso vamos usar o modelo de equilíbrio de ácido fraco (tabela ICE) e a aproximação xll C0.

Passo 2

Montamos a tabela ICE para a dissociação
HA <=ftharpoons H^+ + A^-:
inicialmente [HA]=0,673, [H^+]approx0, [A^-]approx0; mudam em -x,+x,+x; no equilíbrio [HA]=0,673-x, [H^+]=x, [A^-]=x. A expressão de Ka é
Ka = xcdot x0,673 - x = x^20,673 - x

Passo 3

Como esperamos que x seja bem menor que 0,673, aproximamos 0,673-xapprox0,673. Assim
x^2 approx Ka times 0,673 Longrightarrow x = raiz1,1times10^-4times0,673approx0,00860
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[H^+] = x approx 0,0086 mol/L

Passo 4

Usamos Kw=1,0times10^-14 e [OH^-]=Kw/[H^+]:
[OH^-] = 1,0times10^-140,0086 approx1,16times10^-12approx1,2times10^-12 mol/L

Passo 5

O pH é dado por
pH = -log10(0,0086)approx2,07

Passo 6

A porcentagem de ionização é
%ionização = [H^+][HA]0times100% = 0,00860,673times100%approx1,28%approx1,3% çã

Resposta

(a) [H^+] = 0,0086 mol/L
(b) [OH^-] = 1,2times10^-12 mol/L
(c) pH = 2,07
(d) % de ionização approx 1,3%

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