Uma solução de 0,10 M de um ácido fraco monoprótico tem um pH=5,37. Qual o Ka deste ácido ?

Passo 1

Ok, vamos lá! O enunciado nos diz que temos uma solução de um ácido fraco monoprótico com concentração de 0,10,M e um pH de 5,37. Nosso objetivo é encontrar o valor da constante de dissociação ácida desse ácido, que chamamos de Ka. Para resolver isso, vamos precisar entender como relacionar o pH, a concentração do ácido e a Ka usando as equações de equilíbrio ácido-base.

Passo 2

Primeiro, vamos converter o pH para a concentração de íons hidrogênio ( H^+). Sabemos que pH = -log[H^+]. Então, podemos rearranjar para encontrar [H^+]:
[H^+] = 10^-pH = 10^-5,37
Calculando isso, temos:
[H^+] approx 4,27 times 10^-6,M

Passo 3

Como o ácido é monoprótico e fraco, ele se ioniza da seguinte forma:
HA rightharpoons H^+ + A^-
Inicialmente, temos 0,10,M de HA e praticamente nenhuma de H^+ e A^- provenientes da dissociação. No equilíbrio, a concentração de H^+ e A^- será igual a x, que já calculamos como 4,27 times 10^-6,M.

Passo 4

Agora, vamos montar a expressão da constante de dissociação ácida, Ka:
Ka = [H^+][A^-][HA]
Substituindo os valores que temos:
Ka = (4,27 times 10^-6) times (4,27 times 10^-6)0,10 - 4,27 times 10^-6 approx (1,82 times 10^-11)0,10 = 1,82 times 10^-10

Resposta

A constante de dissociação ácida Ka do ácido é aproximadamente 1,82 times 10^-10.

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