Uma solução aquosa é preparada misturando-se ácido acético 0,01 \mathrm{M} e etilamina 0,01 \mathrm{M} e o pH é ajustado para 7,4 . Qual a razão de acetato e ácido acético na solução? Qual a razão de etilamina e etilamônio na solução?

Passo 1

Resumo do enunciado: temos uma solução aquosa com ácido acético 0,01\text{ M} e etilamina 0,01\text{ M} cujo pH foi ajustado para 7,4.
Conteúdo: tampões ácido/base conjugada e base conjugada/ácido conjugado. Usaremos a equação de Henderson–Hasselbalch:
\text{para ácido: }pH = pK_a + \log\frac{[\text{base conjugada}]}{[\text{ácido}]}áá
\text{para base: }pH = pK_a^{\text{(conjugado)}} + \log\frac{[\text{base}]}{[\text{ácido conjugado}]}á

Passo 2

Cálculo da razão \dfrac{[\text{acetato}]}{[\text{ácido acético}]}áé:
o pK_a do ácido acético vale aproximadamente 4,76. Aplicando Henderson–Hasselbalch,
\frac{[\text{acetato}]}{[\text{ácido acético}]} =10^{\,pH - pK_a} =10^{\,7,4 - 4,76} =10^{2,64}\approx 4,37\times10^{2}.áé

Passo 3

Cálculo da razão \dfrac{[\text{etilamina}]}{[\text{etilamônio}]}ô:
o pK_b da etilamina é cerca de 3,37, logo o pK_a do cátion etilamônio é
pK_a = 14 - pK_b = 14 - 3,37 = 10,63.
Aplicando Henderson–Hasselbalch para a base conjugada,
\frac{[\text{etilamina}]}{[\text{etilamônio}]} =10^{\,pH - pK_a} =10^{\,7,4 - 10,63} =10^{-3,23}\approx 5,9\times10^{-4}.ô

Resposta

razão \dfrac{[\text{acetato}]}{[\text{ácido acético}]} \approx 4,4\times10^{2}áé
razão \dfrac{[\text{etilamina}]}{[\text{etilamônio}]} \approx 5,9\times10^{-4}ô

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