A constante ácida Ka de um ácido monocarboxilico de massa molar 60 g / mol é 4 times 10^-5. Dissolvem-se 6 g desse ácido em água até completar 1 L de solução. Determine:
(a) a concentração de H3 O^+ na solução
(b) 0 pH da solução
© o pH da solução se o ácido fosse totalmente ionizado

Passo 1

Beleza, vamos lá: o exercício fala de um ácido monocarboxílico (ou seja, libera só um H⁺) com massa molar de 60 g/mol e constante ácida Ka = 4times10^-5. A gente dissolve 6 g desse ácido em água até dar 1 L de solução. Preciso usar conceito de equilíbrio químico em ácidos fracos, tabela ICE, definição de Ka e depois calcular pH.

Passo 2

Primeiro, vamos achar a concentração inicial do ácido ( [HA]0).
  1. Calcular mols de ácido:
n = 6 g60 g/mol = 0,1 mol
2. Como tudo está em 1 L,
[HA]0 = 0,1 mol1 L = 0,1 M

Passo 3

Agora montamos a tabela ICE para a reação
HA <=ftharpoons H^+ + A^-
& HA & ⇆ & H⁺ & + & A⁻
Initial & 0{,}10 & & ~0 & & ~0
Change & –x & & +x & & +x
Equil. & 0{,}10–x & & x & & x
Pela definição de Ka:
Ka = [H^+][A^-][HA] = xcdot x0,10 - x = x^20,10 - x = 4times10^-5
Como é ácido fraco e Kall[HA]0, a gente costuma aproximar 0,10 - xapprox0,10. Então:
x^2 approx Kacdot0,10 = 4times10^-5times0,10 = 4times10^-6
x approx raiz4times10^-6 = 2times10^-3 M
Isso é [H3O^+] na solução.

Passo 4

Pra achar o pH usamos
pH = -log[H3O^+] = -log(2times10^-3)
Sabendo que log(2)approx0,3010 e log(10^-3)=-3,
pH approx -( -3 + 0,3010 ) = 2,699 approx 2,70

Passo 5

Se o ácido fosse totalmente ionizado, todo o HA vira H^+, então
[H3O^+] = [HA]0 = 0,10 M
pH = -log(0,10) = 1,00

Resposta

(a) [H3O^+] approx 2,0times10^-3,M
(b) pH approx 2,70
© pHtotal = 1,00

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