Sabendo que o pK Kb para o íon nitrito (NO2 ^*) é de 10,85 , calcule o quociente [HNO2] /[NO2 ^*] de uma solução de nitrito de sódio em a) pH=2,00

Passo 1

O enunciado pede o quociente [HNO2]/[NO2^-] para uma solução de NO2^- em pH 2,00. Temos o valor de pKb do íon nitrito e vamos precisar relacionar pKb com pKa do ácido conjugado e então usar a equação de Henderson–Hasselbalch.

Passo 2

Calculamos primeiro pKa de HNO2 a partir de
pKa = pKw - pKb
Substituindo pKw = 14,00 e pKb = 10,85,
pKa = 14,00 - 10,85 = 3,15

Passo 3

Para o par ácido–base HNO2/NO2^- a equação de Henderson–Hasselbalch é
pH = pKa + log[NO2^-][HNO2]
Isolando o logaritmo:
log[NO2^-][HNO2] = pH - pKa = 2,00 - 3,15 = -1,15

Passo 4

Aplicando a potência de 10:
[NO2^-][HNO2] = 10^-1,15 approx 0,0708
Portanto, invertendo para obter o quociente pedido,
[HNO2][NO2^-] = 10,0708 approx 14,1

Resposta

14,1

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