Determine a concentração de todas as espécies em equilíbrio e calcule o pH a
das seguintes soluções: (Dados Ka do ácido acético
,
).
c) acetato de sódio
c) acetato de sódio
Passo 1
Beleza, o enunciado pede pra gente achar todas as concentrações em equilíbrio e o pH de uma solução de acetato de sódio 0,25 M a 25 °C. Isso é um exercício de equilíbrio ácido–base: o cátion é Na⁺ (mínimo papel além de acompanhar carga) e o ânion é CH₃COO⁻ (acetato), que age como base em água. Para resolver, vamos precisar de:
- a constante de acidez do ácido acético, Ka = 1,8×10⁻⁵;
- a constante de autoionização da água, Kw = 1,0×10⁻¹⁴;
- a relação Kb = Kw/Ka para o acetato;
- uma tabela ICE (Início–Variação–Equilíbrio) para a reação
Passo 2
Primeiro, escrevemos a reação de hidrólise do íon acetato:
A constante de equilíbrio dessa reação é a constante de basicidade Kb, que obtemos de
Passo 3
Calcular Kb:
Passo 4
Agora, montamos a tabela ICE usando uma concentração inicial de CH₃COO⁻ = 0,25 M, assumindo que não havia CH₃COOH nem OH⁻ no início:
CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻
Início 0,25 M — 0 0
Variação –x — +x +x
Eq. 0,25–x — x x
Variação –x — +x +x
Eq. 0,25–x — x x
E a expressão de Kb é
Passo 5
Como Kb é bem pequenina e 0,25 é grande comparado a x, podemos aproximar 0,25–x ≈ 0,25. Então:
Passo 6
Com [OH⁻] calculado, achamos o pOH e o pH:
Também temos:
- [CH₃COO⁻]ₑq = 0,25 – x ≈ 0,25 – 0,0000118 = 0,24999 M,
- [CH₃COOH]ₑq = x = 1,18×10⁻⁵ M,
- [OH⁻]ₑq = 1,18×10⁻⁵ M,
- [H⁺]ₑq = Kw / [OH⁻] = 1,0×10⁻¹⁴ / 1,18×10⁻⁵ = 8,47×10⁻¹⁰ M,
- [Na⁺]ₑq = 0,25 M (não reage).
Resposta
Concentrações em equilíbrio:
• [Na⁺] = 0,25 M
• [CH₃COO⁻] = 0,24999 M
• [CH₃COOH] = 1,18×10⁻⁵ M
• [OH⁻] = 1,18×10⁻⁵ M
• [H⁺] = 8,47×10⁻¹⁰ M
• [Na⁺] = 0,25 M
• [CH₃COO⁻] = 0,24999 M
• [CH₃COOH] = 1,18×10⁻⁵ M
• [OH⁻] = 1,18×10⁻⁵ M
• [H⁺] = 8,47×10⁻¹⁰ M
pH ≈ 9,08.