Calcule o valor de pH, pOH e porcentagem de desprotonação das seguintes soluções de ácidos fracos em água: 0,20 M de HCOOH(Ka=1,8 times 10^-4)

Passo 1

Beleza! A gente vai resolver um exercício que pede para calcular o pH, o pOH e a porcentagem de desprotonação de uma solução de ácido fraco. O ácido que estamos lidando é o HCOOH (ácido fórmico) com uma concentração de 0,20 M e uma constante de acidez (Ka) de . Para isso, vamos precisar usar conceitos de equilíbrio químico, especialmente sobre ácidos fracos em água.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar como o ácido fórmico se comporta em água. Ele se dissocia parcialmente, ou seja, nem todo ácido se separa em íons. A equação de dissociação é:
HCOOH rightarrow H^+ + HCOO^-

Passo 3

Agora, vamos escrever a expressão da constante de acidez (Ka) para essa reação. A Ka é definida como:
Ka = [H^+][HCOO^-][HCOOH]
Sabemos que Ka = .

Passo 4

Vamos chamar a quantidade de HCOOH que se dissocia de x. Então, temos:
  • [ 1,8 times 10^-4 = x times x0,20 - x = x^20,20 - x ] = x
  • [ 1,8 times 10^-4 = x^20,20 ] = x
  • [ x^2 = 1,8 times 10^-4 times 0,20 = 3,6 times 10^-5 ] = 0,20 - x
Substituindo na expressão da Ka:
x = raiz3,6 times 10^-5 approx 6,0 times 10^-3 , M
Como Ka é bem menor que a concentração inicial do ácido, podemos aproximar que 0,20 - x ≈ 0,20. Assim, a equação simplifica para:
Resolvendo para x:
Então, [ ] = 6,0 \times 10^{-3} , \mathrm{M}.

Passo 5

Agora, vamos calcular o pH usando a fórmula:
pH = -log [H^+]
Substituindo:
pH = -log (6,0 times 10^-3) approx 2,22

Passo 6

Para encontrar o pOH, usamos a relação:
pH + pOH = 14
Então,
pOH = 14 - 2,22 = 11,78

Passo 7

Por fim, vamos calcular a porcentagem de desprotonação. Isso indica quanto do ácido se dissociou em íons.
% Desprotonação = ( [H^+][HCOOH] inicial ) times 100% çã
Substituindo os valores:
% Desprotonação = ( 6,0 times 10^-30,20 ) times 100% = 3% çã

Resposta

pH = 2,22, pOH = 11,78 e a porcentagem de desprotonação é de 3%.

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