Dois comprimidos de aspirina, cada um com \mathbf{0 , 3 6} \mathbf{g} desse composto, foram dissolvidos em 200 mL de água.
a) Calcule a molaridade da aspirina nessa solução, em mol/L. (Dado: massa molar da aspirina =180 \mathrm{~g} / \mathrm{mol} )
b) Considerando a ionização da aspirina segundo a equação e sabendo que ela se encontra 5% ionizada, calcule o pH dessa solução.

Passo 1

O enunciado diz que dissolvemos dois comprimidos de aspirina, cada um com 0,36 g, em 200 mL de água. Precisamos primeiro achar a molaridade da aspirina (conteúdo: concentração molar) e depois usar a ionização parcial (5 %) para determinar o pH (conteúdo: ácido fraco e grau de ionização).

Passo 2

Calcular o número de mols de aspirina dissolvidos. Cada comprimido tem 0,36 g, então a massa total é 2\times0,36=0,72 g. Como a massa molar é 180 g/mol, temos
n = \frac{0,72\\ \text{g}}{180\\ \text{g/mol}} = 0,004\\ \text{mol}.

Passo 3

Calcular a molaridade \displaystyle C em mol/L usando o volume de 200 mL =0,200 L:
C = \frac{n}{V} = \frac{0,004\\ \text{mol}}{0,200\\ \text{L}} = 0,020\\ \text{mol/L}.

Passo 4

A aspirina ( \mathrm{HA}) ioniza-se como ácido fraco segundo
\mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H}^+ + \mathrm{A}^-,
e está 5\% ionizada. O grau de ionização \alpha relaciona-se a C e à concentração de \mathrm{H}^+ formada:
[\mathrm{H}^+] = \alpha\,C = 0,05 \times 0,020\\ \text{mol/L} = 0,0010\\ \text{mol/L}.

Passo 5

Calcular o pH pela definição
\mathrm{pH} = -\log\bigl([\mathrm{H}^+]\bigr) = -\log\bigl(0,0010\bigr) = 3{,}00.

Resposta

a) 0,020 mol/L
b) \mathrm{pH} = 3{,}00

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