Uma amostra de
de acetato de potássio
é dissolvida em
de água. Qual o pH da solução. (R: 9,17).
Passo 1
O enunciado diz que a gente tem 10,0 g de acetato de potássio (KCH₃COO) dissolvidos em 0,250 L de água e pede o pH da solução (o resultado esperado é pH ≈ 9,17).
Conteúdo: hidrólise de sais (base conjugada de ácido fraco) e cálculos de pH.
O que vamos precisar:
Conteúdo: hidrólise de sais (base conjugada de ácido fraco) e cálculos de pH.
O que vamos precisar:
- Massa molar do acetato de potássio;
- Cálculo de concentração inicial de CH₃COO⁻;
- Constante de hidrólise (Kb) obtida a partir de Ka do ácido acético;
- Montar o equilíbrio e calcular [OH⁻];
- Converter [OH⁻] em pH.
Passo 2
Primeiro, determina a massa molar (M) do acetato de potássio KCH₃COO:
M(K) = 39,10
M(C₂H₃O₂) = 2·12,01 + 3·1,01 + 2·16,00 = 59,05
Logo, M(KCH₃COO) = 39,10 + 59,05 = 98,15 g/mol
M(K) = 39,10
M(C₂H₃O₂) = 2·12,01 + 3·1,01 + 2·16,00 = 59,05
Logo, M(KCH₃COO) = 39,10 + 59,05 = 98,15 g/mol
Agora calculamos o número de mols:
E a concentração inicial de acetato:
Passo 3
O íon acetato (CH₃COO⁻) é a base conjugada do ácido acético (CH₃COOH). A reação de hidrólise em água é:
A constante de hidrólise (Kb) vem de:
Sabendo que para o ácido acético Ka ≈ 1,8×10⁻⁵ e Kw = 1×10⁻¹⁴, temos:
Passo 4
Montamos o “ICE table” (inicial, mudança, equilíbrio) para a hidrólise:
| | [CH₃COO⁻] | [OH⁻] | [CH₃COOH] |
| Inicial | 0,408 M | ~0 | ~0 |
| Mudança | –x | +x | +x |
| Equilíbrio| 0,408–x | x | x |
| Inicial | 0,408 M | ~0 | ~0 |
| Mudança | –x | +x | +x |
| Equilíbrio| 0,408–x | x | x |
Pela definição de Kb:
$$K_b = \frac{[\mathrm{CH_3COOH}][\mathrm{OH-}]}{[\mathrm{CH_3COO-}]}
\approx \frac{x \cdot x}{0{,}408} = \frac{x^2}{0{,}408}$$
Como Kb é bem pequeno, assumimos
. Então:
Esse x é a concentração de OH⁻ na solução:
Passo 5
Calcula o pOH e daí o pH:
Resposta
O pH da solução de acetato de potássio 0,408 M é aproximadamente 9,17 (ou 9,18, dependendo do arredondamento).