Determine o pH de cada uma das seguintes soluções:
HC2 H3 O2 4,9 times 10^-1 mol / L

Passo 1

Beleza, a questão pede para a gente achar o pH de uma solução de ácido acético (HC₂H₃O₂) de concentração 4,9×10⁻¹ mol/L. Isso entra no conteúdo de equilíbrio de ácidos fracos: a gente vai usar a constante de dissociação ácida (Ka) do ácido acético e a definição de pH. Para resolver, precisamos:
  1. A reação de dissociação do ácido acético.
  2. A expressão da Ka.
  3. A aproximação de que a concentração que se dissocia é pequena comparada à inicial.
  4. Fórmula de pH: pH = –log[H⁺].

Passo 2

Escrevendo a reação de equilíbrio e as concentrações (tabela ICE):
HC₂H₃O₂ ⇌ H⁺ + C₂H₃O₂⁻
Concentração inicial:
[HC₂H₃O₂]₀ = 0,49 M
[H⁺]₀ ≈ 0 (só vem da água, negligenciamos)
[C₂H₃O₂⁻]₀ ≈ 0
Variação no equilíbrio (vamos chamar de x a quantidade que se dissocia):
[HC₂H₃O₂] = 0,49 – x
[H⁺] = x
[C₂H₃O₂⁻] = x

Passo 3

A expressão da constante Ka é:
Ka = [H^+],[C2H3O2^-][HC2H3O2]
Sabemos (de tabela) que para ácido acético Ka ≈ 1{,}8\times10^{-5}. Substituindo as concentrações:
1,8times10^-5 = xcdot x0,49 - x = x^20,49 - x

Passo 4

Como Ka é bem pequena, a dissociação também é pequena, então assumimos 0,49 - x approx 0,49 . Assim:
1,8times10^-5 approx x^20,49
E a expressão vira:
x = raiz1,8times10^-5,times,0,49
Isolando x:

Passo 5

Vamos calcular:
x = raiz1,8times10^-5times0,49 = raiz8,82times10^-6 approx 2,97times10^-3,M
Esse x é a [H⁺] no equilíbrio.

Passo 6

Agora, pH = –log[H⁺]:
pH = -logl(2,97times10^-3r) approx 2,53

Resposta

O pH da solução de ácido acético 0,49 M é aproximadamente 2,53.

Exercícios relacionados