O ácido acético é um ácido fraco comum em laboratórios e mesmo em nossas casas. Porém, qual é a verdadeira extensão da desprotonação de suas moléculas? Calcule o pH e a percentagem de desprotonação das moléculas de CH3COOH em uma solução 0,080 m de
em água, sabendo que o Ka do ácido acético é
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Passo 1
Beleza, vamos lá! Você quer descobrir o pH e a percentagem de desprotonação do ácido acético (CH₃COOH) numa solução de 0,080 M. Para resolver isso, vamos precisar entender um pouco sobre ácidos fracos, a constante de dissociação ácida (Ka) e como calcular o pH a partir da concentração de íons H⁺. Vamos usar fórmulas de equilíbrio ácido-base e algumas aproximações para facilitar os cálculos.
Passo 2
Primeiro, vamos escrever a equação de dissociação do ácido acético na água:
Isso significa que o ácido acético se dissocia em íons acetato (CH₃COO⁻) e íons hidrogênio (H⁺).
Passo 3
Agora, vamos escrever a expressão da constante de dissociação ácida (Ka) para essa reação:
Sabemos que o Ka do ácido acético é 1,8 × 10⁻⁵.
Passo 4
Vamos considerar que inicialmente temos 0,080 M de ácido acético e que x molar se dissocia:
- Concentração de CH₃COOH: 0,080 - x M
- Concentração de CH₃COO⁻: x M
- Concentração de H⁺: x M
Substituindo na expressão do Ka:
Passo 5
Como o Ka é bem pequeno comparado à concentração inicial (0,080 M), podemos aproximar que 0,080 - x ≈ 0,080. Assim, a equação simplifica para:
Multiplicando ambos os lados por 0,080:
Passo 6
Agora, vamos encontrar x tirando a raiz quadrada de ambos os lados:
Aqui, x representa a concentração de íons H⁺ na solução.
Passo 7
Para calcular o pH, usamos a fórmula:
Substituindo x:
Passo 8
Agora, vamos calcular a percentagem de desprotonação, que é a fração do ácido que se dissociou:
Substituindo x = 1,2 \times 10^{-3} M:
Resposta
O pH da solução é aproximadamente 2,92 e a percentagem de desprotonação das moléculas de CH₃COOH é 1,5%.