Calcule a constante de dissociação de uma solução de HA 0,00365 \mathrm{~mol} \mathrm{~L}^{-1}, se o pH é igual a \mathbf{3 , 5 3 5}. R: \mathbf{2 , 3 3} \times \mathbf{1 0}^{-\mathbf{5}}

Passo 1

Temos uma solução de ácido fraco HA de concentração inicial c=0,00365,mol L ^{-1} e pH  =3,535. Queremos a constante de dissociação
K_a = \frac{[\mathrm{H}^+]\,[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]}\,.

Passo 2

Calculemos a concentração de íons \mathrm{H}^+ a partir do pH:
[\mathrm{H}^+] = 10^{-\mathrm{pH}} = 10^{-3,535} \approx 2,92\times10^{-4}\\ \mathrm{mol\,L^{-1}}.

Passo 3

Na dissociação HA ⇄ H ^+ + A ^{-}, em equilíbrio vale
[\mathrm{A}^-]=[\mathrm{H}^+]\quad\text{e}\quad[\mathrm{HA}]=c - [\mathrm{H}^+].
Como [\mathrm{H}^+]\ll c, aproximamos [\mathrm{HA}]\approx c. Assim
K_a \approx \frac{[\mathrm{H}^+]^2}{c} = \frac{(2,92\times10^{-4})^2}{3,65\times10^{-3}} \approx 2,33\times10^{-5}.

Resposta

A constante de dissociação é aproximadamente 2,33\times10^{-5}.

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