Resposta Acido Base

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Respostas da Lista de Exercícios Ácido Base
Introdução
1. Um ácido de Bronsted é uma espécie química que tem uma tendência de ceder prótons. Já a base de Bronsted é uma espécie química que tem uma tendência de receber prótons. Zwitterion é um composto químico eletricamente neutro, mas que possui cargas opostas em diferentes átomos. O termo é mais utilizado em compostos que apresentam essas cargas em átomos não-adjacentes. Podem se comportar como ácidos ou bases, portanto são anfóteros.
Ácido e base conjugadas
2. Ácido conjugado é originado de uma base que recebeu prótons. Base conjugada é originada de um ácido que doou prótons. Uma espécie forte gerará uma espécie conjugada fraca e vice-versa.
3. A água pode se comportar tanto como ácido quanto como base:
HNO3 + H2O → H3O+ + NO3- água se comportando como uma base.
NH3 + H2O NH4+ + OH- água se comportando como um ácido.
4. Quando se dissolve um eletrólito forte em água a maior parte da substância estará dissociada. Já um eletrólito fraco não se dissocia facilmente, então apenas uma pequena parte dele estará dissociada em água.
5. A dissolução de um sal acontece através de sua solvatação por várias moléculas do solvente. Nessa situação as moléculas do solvente envolvem o sal fazendo com que o somatório das interações entre o solvente e os íons do sal seja maior que o somatório das interações íon-íon presentes no sal. Portanto, o somatório das interações soluto-solvente se torna maior que o somatório das interações soluto-soluto, ocorrendo assim a dissolução do sal.
Constante de ionização da água
6. Através do kw temos:
[H+][OH-] = 10-14
Balanço de carga temos:
[H+] =[OH-]
Portanto, [H+][H+] = 10-14
 [H+] = 10-7 molL-1 
 
 pH = -log[H+]
 pH = -log 10-7
 pH = 7.
7. Densidade da água: 1000 gL-1
		m = 1000 g		1 mol H2O __ 18 g
		V = 1 L			x __ 1000 g → x = 55,56 mol H2O
	Concentração:		
				
Cálculo do pH de soluções de ácidos e bases fortes
8. HNO3 → H+ + NO3-
 H2O H+ + OH-
[H+] = [OH-] + [NO3-]
[H+] = [NO3-] = CA
a) 
Aproximação: 
Desprezou a [H+] proveniente da ionização da água.
[H+] = [H+]HNO3 + [H+]H2O
 [H+] ≈ [H+]HNO3
 [H+] ≈ 0,1 molL-1
 pH = -log [H+]
 pH = 1
Verificação:
[H+]H2O = [OH-]
Kw = [H+][OH-] = 10-14
0,1 molL-1 H+ ___ 100%
10-13 molL-1 H+ ___ x
x = 10-10 % Aproximação válida
b) [H+] = 10-6 molL-1
 pH = -log[H+]
 pH = 6
c) 
Aproximação: 
Desprezou a [H+] proveniente da ionização da água.
[H+] = [H+]HNO3 + [H+]H2O
 [H+] ≈ [H+]HNO3
 [H+] ≈ 10-8 molL-1
 pH = -log [H+]
 pH = 8
Verificação:
[H+]H2O = [OH-]
Kw = [H+][OH-] = 10-14
10-8 molL-1 H+ ___ 100%
10-6 molL-1 H+ ___ x
x = 10000 % Aproximação inválida
Aproximação inválida: nesse caso não é possível desconsiderar a [H+] proveniente da ionização da água.
[H+] = [H+]HNO3 + [H+]H2O
[H+] = [NO3-] + [OH-]
[H+] = 10-8 + 
		 
				
d) [H+] ~ 10-7 molL-1 
 pH = -log[H+]
 pH = 7
9. Percebe-se que ácidos fortes com concentrações maiores do que 10-6 molL-1, pode-se desprezar o hidrogênio proveniente da ionização da água.
Já entre 10-6 molL-1 e 10-8 deve-se considerar a ionização da água. E em concentrações menores do que 10-8 molL-1 , pode-se desconsiderar o hidrogênio proveniente do ácido e pH será aproximadamente 7. Essa regra também é válida para bases fortes.
10. O íon H3O+ é o ácido mais forte que pode existir e o íon OH- é a base mais forte. Um ácido em água se ioniza formando o próprio H3O+, sendo sua força relacionada à sua capacidade de liberar esses íons. Considerando o íon H3O+ ele já está totalmente livre em solução, por isso é o ácido mais forte que pode existir. Para o íon OH- acontece o mesmo, já que quanto maior a quantidade de uma base que se ioniza formando OH- mais forte é tal base. Como para o íon OH- ele já está totalmente livre em solução pode ser considerada a base mais forte que pode existir.
Quando esses íons são dissolvidos em água eles reprimem a auto ionização da água através do deslocamento do equilíbrio:
11. a) O ânion do ácido e o cátion da base.
b) Excesso de OH- em solução, cátion da base e ânion do ácido.
c) Excesso de H+, cátion da base e ânion do ácido.
Cálculo do pH de soluções de ácidos e bases fracos
12. O Ka indica o quão dissociado estará o ácido em uma solução aquosa. Ele é diretamente proporcional às concentrações dos produtos e inversamente proporcional às concentrações dos reagentes. Por isso, quanto menor o Ka, mais fraco é o ácido e consequentemente, ele se dissociará menos. 
HAc H+ + Ac-	
Como é um ácido fraco, sua forma majoritária é a forma associada, o HAc.
13. O Kb indica o quão dissociado estará a base em uma solução aquosa. Ele é diretamente proporcional às concentrações dos produtos e inversamente proporcional às concentrações dos reagentes. Por isso quanto menor o Kb, mais fraco é a base e consequentemente, ela se dissociará menos. 
NH3 + H2O NH4+ + OH -		
Como é uma base fraca, sua forma majoritária é a forma associada, o NH3.
14. a) NH3 + H2O NH4+ + OH -		
Aproximações:
Kw = [H+][OH-] = 10-14
Verificações:
· 
molL-1 ___ 100%
 molL-1 ___ x
x = % Aproximação válida
· 
0,1 molL-1 	___ 100%
___ x
x = 1,31% Aproximação válida
Concentrações das espécies:
		
		
b) NH3 + H2O NH4+ + OH -		
Aproximações:
Kw = [H+][OH-] = 10-14
Verificações:
· 
molL-1 ___ 100%
 molL-1 ___ x
x = % Aproximação válida
· 
 molL-1 	___ 100%
___ x
x = 13,1% Aproximação inválida
Aproximações:
 
		
		 
				
Kw = [H+][OH-] = 10-14
Verificação:
· 
molL-1 ___ 100%
 molL-1 ___ x
x = % Aproximação válida
 
Concentrações das espécies:
		
		
c) [NH3] = 2,85 x 10-6 molL-1
 [NH4+] = 7,15 x 10-6 molL-1 pH = -log [H+]
 [H+] = 1,40 x 10-9 molL-1	 pH = 8,85
 [OH-] = 7,15 x 10-6 molL-1
15. Não ioniza
16. 
HAc H+ + Ac -		
Aproximações:
Kw = [H+][OH-] = 10-14
Verificações:
· 
molL-1 ___ 100%
 molL-1 ___ x
x = % Aproximação válida
· 
 molL-1 	___ 100%
___ x
x = 5,7% Aproximação inválida
Aproximações:
 
		
		 
				
Kw = [H+][OH-] = 10-14
Verificação:
· 
molL-1 ___ 100%
 molL-1 ___ x
x = % Aproximação válida
Concentrações das espécies:
	
 
	
17. 
HClO H+ + ClO -		
Aproximações:
Kw = [H+][OH-] = 10-14
Verificações:
· 
molL-1 ___ 100%
 molL-1 ___ x
x =30,83% Aproximação inválida
· 
 molL-1 ___ 100%
___ x
x = 18% Aproximação inválida
Sem aproximações:
 
Não é possível desprezar a [H+] resultante da ionização da água e nem a [HClO] ionizada. Por esse motivo não é possível fazer aproximações, resultando em uma equação cúbica.
18. e 19. Pode-se pensar na espécie forte muito mais concentrada do que a espécie fraca. Sendo assim, a espécie fraca ficará mais dissociada e teremos também em solução o eletrólito fraco dissociado. Já em concentrações iguais, o pH será determinado pela espécie forte, pois o eletrólito fraco ficará em sua forma associada.
20. pKa é definido como -log Ka. Por isso ao comparar pKas de dois ácidos aquele que apresentar um valor menor será o ácido mais forte.
21. . pH = Pka (50% dissociado e 50% associado)
pH = Pka + 1 (90% dissociado e 10% associado)
pH = Pka + 2 (99% dissociado e 01% associado)
pH = Pka – 2 (1% dissociado e 99% associado)
22. Considere BOH uma base genérica.
	BOH B+ + OH-
	
	 	 Quando [B+] = [BOH] a razão é 1.
	
	
		pKb = pOH		pOH + pH = 14
		pKb = 14 – pH	pOH = 14 – pH
Para bases monoácidas, quando = 0,5, ou seja, as concentrações da base na forma dissociada e associada são iguais, a equação pH = pKb não é válida. Conforme a dedução acima nessa situação pKb = pOH ou pKb = 14 – pH.
23. Para ácidos monobásicos quando pH = pKa tem-se a informação de que 50% deste se encontra na forma associada e 50% na forma dissociada, ou seja, a razão das concentraçõesdessas espécies é igual a 1.
Considere HA um ácido genérico.
	HA H+ + A-
	
		
	
		pKa = pH
24. Verificando através do diagrama, percebe-se que em pH 8,5, aproximadamente 10% do ácido estará dissociado, em pH 10, aproximadamente 90% dissociado e em pH 13, 100% dissociado.
25. 100 mL HCN 0,01 molL-1 + 100 mL NaCN 0,02 molL-1 	VT = 200 mL = 0,2 L
0,01 mol HCN ___ 1L
	x	 ___ 0,1 L
x = 0,001 mol HCN
[HCN] = 
[HCN] = 
0,02 mol NaCN ___ 1L
	x	 ___ 0,1 L
x = 0,002 mol NaCN
[NaCN] = 
[NaCN] = 
NaCN → Na+ + CN-
[Na+] = 	[CN-] = 
HCN H+ + CN-
Kw = [H+][OH-] = 10-14
Concentrações das espécies:
[HCN] = 
[Na+] = 	
[CN-] = 
26. [NH3] = 0,01 molL-1
[NH4+] = 0,005 molL-1
[H+] = 2,81 x 10-10 molL-1
[OH-] = 3,56 x 10-5 molL-1
[Cl-] = 0,05 molL-1
27. [HAc] = 0,01 molL-1
[Ac-] = 0,1 molL-1
[Na+] = 0,1 molL-1
[H+] = 1,75 x 10-6 molL-1
[OH-] = 5,7 x 10-9 molL-1
28. Sim. Sabendo o valor do Ka ou do Kb é possível calcular o pKa e a partir deste valor sabe-se que para pHpKa a forma predominante é a básica.
Grau de dissociação para eletrólitos fracos
29. 
 
 
 
30. α0 é a fração molar da espécie química em sua forma associada. E α1 é a fração molar da espécie química em sua forma dissociada.
Geralmente calcula-se α para ácidos fracos ou bases fracas.
Diagrama de distribuição
31. O diagrama de distribuição do HCN é semelhante ao do HAC, já que se tratam de ácidos monobásicos. Porém, enquanto o pKa do HCN é próximo de 3, o do HAc é próximo de 5.
Diagrama HCN
Diagrama HAc
Como calcular o pH de uma solução de um sal
32. a) Não altera o pH
b) Não altera o pH
c) pH básico
d) pH básico
e) pH ácido
f) pH ácido
g) pH básico
33. a)
NaCN → Na+ + CN-
	CN- + H2O HCN + OH-	
Aproximações:
Kw = [H+][OH-] = 10-14
Verificações:
· 
molL-1 ___ 100%
 molL-1 ___ x
x = % Aproximação válida
· 
 molL-1 	___ 100%
___ x
x = 4,01% Aproximação válida
Concentrações das espécies:
b) 
c) 
d)
e) Equação cúbica.
34. A hidrólise se trata da reação de um íon proveniente da decomposição de um sal com a água, resultando em um ácido ou base fraca.
Pode-se dizer que reações de hidrólise são iguais às reações de ionização de ácidos e bases, já que o íon do sal nada mais é que um ácido ou base conjugado que ao reagir com a água resultará na formação de uma espécie ácida ou básica e na liberação de H+ ou OH-.
35. a) NaCN → Na+ + CN-
	CN- + H2O HCN + OH-
			KaHCN = 6,2 x 10-10
	Piridina Ka = 5,6 x 10-6
Solução mais ácida: Piridina (Ka> KaHCN)
b) Solução mais ácida: HAc (KaHAc>)
c) Solução mais ácida: NH4Ac (KaHAc>KaHCN)
d) Solução mais ácida: NaF (KaHF>)
e) Solução mais ácida: trimetilamina (Ka>KaH2O2)
36.	CaCO3 → Ca2+ + CO32-
	CO32- + H3O+ HCO3- + H2O
	HCO3- + H3O+ H2CO3 + H2O
A dissociação do calcário (carbonato de cálcio) resulta na liberação do íon carbonato (CO32-), este reage com os íons H3O+ do solo de forma a neutralizá-lo, resultando na formação do íon bicarbonato (HCO3-) e do ácido carbônico (H2CO3). 
A presença dessas três espécies no solo, H2CO3/HCO3-/CO32-, origina um sistema tampão, o que garante que a adição de certa quantidade de calcário em excesso não seja capaz de deixar o solo com pH básico. 
Solução tampão
37. Soluções tampão são constituídas por um ácido fraco e sua base conjugada ou uma base fraca e seu ácido conjugado. Essas soluções têm como característica a capacidade de resistir a variações de pH decorrentes de diluição ou da adição de ácidos ou bases.
Uma solução de ácido fraco, embora contenha um ácido fraco e sua base conjugada proveniente da ionização do ácido, só poderá ser considerada uma solução tampão se a proporção entre as formas for próxima de 1. Do contrário, como acontece com a maioria dos ácidos fracos, apenas uma pequena parcela do ácido ioniza e, com isso, a quantidade de base conjugada é pequena em relação à quantidade de ácido fraco. Assim, essa solução tampão teria pouca capacidade de resistir a variações de pH pois contem quantidades muito baixas da base conjugada, já que a única fonte da base nessa solução é a ionização do ácido, e se tratando de um ácido fraco pouca base é formada.
38. Com uma determinada diluição o pH da solução tampão permanece constante. Caso a diluição continue, as concentrações das espécies ácido/base conjugada ou base/ácido conjugado tendem a diminuir. Atingindo baixas concentrações dessas espécies a solução tampão perde sua capacidade de resistir a variações de pH. 
Solução tampão: 
HA + H2O ↔ H3O+ + A-
A- + H2O ↔ HA + OH-
Adicionando um ácido à solução tampão ele irá reagir com a espécie básica (A-) diminuindo a concentração dessa espécie e formando o ácido fraco (HA). Dessa forma, o ácido adicionado à solução é convertido em um ácido mais fraco, diminuindo a concentração de H+ que ficaria livre na solução caso não houvesse o tampão.
Quando um ácido é adicionado:
	A- + H3O+ ↔ HA + H2O
O HA ainda vai dissociar gerando íons H+ que ficarão livres em solução. Entretanto essa quantidade de íons H+ é menor comparada a quantidade que ficaria livre em solução com a adição do ácido caso não houvesse o tampão.
Quando uma base é adicionada à solução tampão ela reage com a espécie ácida (HA) resultando na formação da base conjugada (A-). Assim, a base adicionada é convertida em uma base mais fraca. Com isso, a quantidade de íons OH- que estariam livres em solução com a adição da base diminui.
Quando uma base é adicionada:
	HA + OH- ↔ A- + H2O
A espécie básica A- causa alterações menores no pH do que a base adicionada.
Portanto, uma solução tampão é capaz de resistir a variações de pH porque espécies básicas ou ácidas adicionadas a essa solução são convertidos em ácidos e bases fracos. Isso faz com que a concentração dos íons H+ livres na solução se altere de forma mais lenta, ou seja, é preciso mais base ou mais ácido para que a concentração de H+ se altere de forma significativa para alterar o pH da solução.
39. a) [Ac-] e [HAc] – pH 4,75
Ka = 1,75 . 10-5 → pKa = 4,76
	b) 
c) 
40. 
HAc ↔ H+ + Ac- Ka = 1,75 . 10-5 → pKa = 4,76
NaAc ↔ Na+ + Ac-
Aproximações:
[H+]T = [H+]HAc + [H+]H2O → [H+]T [H+]HAc		[H+]T = [Ac-]HAc	
[HAc] = CHAc – [H+] → [HAc] CHAc	
		
 → → 
 → 
Verificações:
 ____ 100 %
 _____ x → x = Aproximação válida – erro menor que 5%
 ____ 100 %
 _____ x → x = Aproximação válida – erro menor que 5%
Concentrações das espécies:
 
[Ac-]T = [Ac-]HAc + [Ac-]NaAc → [Ac-]T = → [Ac-]T = 
[HAc] = 0,02 
 → → 
41. É possível.
Utiliza-se uma solução da espécie fraca com a concentração desejada para o tampão e adiciona-se a espécie forte até atingir o pH desejado.
· Ácido fraco + Base forte
Adiciona-se NaOH (base forte) à uma solução de HAc (ácido fraco) formando NaAc. A dissociação desse sal irá resultar em íons Ac- formando o tampão. 
HAc + NaOH → H2O + NaAc		NaAc → Na+ + Ac-
Tampão:
	HAc ↔ H+ + Ac-
	Ac- + H2O ↔ HAc + Na+ + OH-
· Base fraca + Ácido forte
Adiciona-se HCl (ácido forte) à uma solução de NH3 (base fraca) formando NH4Cl. Esse sal se dissocia resultando em íons NH4+ (ácido conjugado), que irá atuar com a base NH3 no tampão.
NH3 + HCl → NH4Cl		NH4Cl → NH4+ + Cl-
Tampão:
	NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
	NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+
Ácidos e bases polifuncionais
42. H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-		
H2PO4-	↔ H+ + HPO42-		
HPO42-	↔ H+ + PO43-			
Constante global:	 H3PO4 ↔ 3H+ + PO43- 		β = 
43. 
H2S ↔ H+ + HS-
HS- ↔ H+ + S2-	
CT = [H2S] + [HS-] + [S2-]
→ 	
→ → 
	
 	→	 
		
44. a) 
H2S ↔ H+ + HS-	Ka1 = 8,9 . 10-8
HS- ↔ H+ + S2-		Ka1 = 1,2 . 10-14
	A concentração de S2- pode ser desprezada. Isso pode ser observado através do Ka1 e Ka2 do H2S. Na primeira dissociação do H2S uma concentração mínima de HS- é formada. Percebemos isso observando o Ka1, que é muito pequeno, indicando que o ácido é fraco e dissocia pouco.
	A formação de S2- depende da concentração de HS- e do Ka2. O Ka2 é ainda menor que o Ka1, o que indica que uma quantidade extremamente pequena de HS- irá se ionizar.Como temos da primeira dissociação uma concentração muito baixa de HS-, podemos concluir que a concentração de HS- que dissocia formando S2- é desprezível.
	Portanto, a [S2-] pode ser desprezada em comparação com a de [H2S].
	b)
	Sabe-se que para um valor de pH igual ao pKa4 do EDTA temos a concentração de HY3- igual a concentração de Y4-. Para valores de pH mais básicos que isso temos a espécie Y4- como majoritária. 
pKa4 = - log 5,50 . 10-11		→	pKa4 = 10,26
	Sabendo que o pKa4 é 10,26, o Y4- só será a espécie majoritária para valores de pH acima disso. Portanto, em uma solução tamponada de pH 8 o Y4- não é a espécie majoritária.
45. H2SO4 → H+ + HSO4-	Ácido forte
HSO4- ↔ H+ + SO42-	Ka = 1,0 . 10-2
Na primeira etapa de ionização do H2SO4 ele se comporta como um ácido forte, ou seja, ioniza praticamente 100% formando os íons HSO4-. Esses íons atuam como ácido fraco, o que pode ser observado por seu Ka, ionizando parcialmente formando os íons SO42-. Portanto, os íons HSO4- e SO42- coexistem em solução, enquanto o ácido H2SO4 se ionizou totalmente. Entretanto, acima de pH = pKa + 2, mais de 99% do HSO4- deve estar na forma de SO42- e, portanto, pode-se considerar que eles não coexistem em solução acima de pH 4 (lembrando que a concentração de HSO4- nunca será zero, mas será um valor muito pequeno e praticamente desprezível).
H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-		Ka1 = 7,11 . 10-3
H2PO4-	↔ H+ + HPO42-		Ka2 = 6,32 . 10-8
HPO42-	↔ H+ + PO43-		Ka3 = 4,5 . 10-13
Para o H3PO4 nota-se uma grande diferença entre o valor do Ka1 e das demais constantes, sendo Ka1 bem maior. Com isso podemos dizer que a espécie em maior concentração será o H3PO4, seguido de uma baixa concentração de H2PO4- resultante da ionização do H3PO4. Já as demais espécies existirão em concentrações extremamente baixas, podendo ser desconsideradas.
Ácido cítrico: Ka1 = 7,40 . 10-4		Ka2 = 1,8 . 10-5		Ka3 = 4,0 . 10-7
Para o ácido cítrico notamos que a diferença entre as constantes não é tão grande. O Ka1 é, aproximadamente, 10 vezes maior que o Ka2, já o Ka3 apresenta uma diferença maior, sendo, aproximadamente, 100 vezes menor que Ka2. Devido a essas diferenças, podemos dizer que as duas primeiras espécies resultantes da ionização do ácido cítrico coexistam em solução. Já a concentração da espécie totalmente desprotonada é bem menor, podendo ser desconsiderada. Entretanto, deve-se lembrar que com alterações do pH, as espécies majoritárias em solução também mudam. Em pH 8 tem-se apenas HCit2- e Cit3- em concentrações maior que 1%.
46. 
· Como as etapas da ionização são reprimidas pelos íons H+ formados na primeira etapa, então, para determinar a [H+] pode-se considerar apenas a primeira etapa da ionização.
· A [H+] fornecida pela água, na maioria das vezes pode ser desconsiderada. Isso acontece porque a quantidade de íons H+ provenientes da água é muito pequena com relação aos íons H+ vindos da ionização do ácido. Por isso consideramos a [H+] total da solução igual a concentração da base conjugada do ácido.
H3X ↔ H+ + H2X-
[H+] = [H2X-]
· Caso o ácido seja muito fraco consideramos que a concentração de ácido ionizado é muito pequena. Por isso, pode-se dizer que a concentração de ácido na forma associada praticamente não se altera com a ionização. Então fazemos a seguinte aproximação:
[H3X] = CH3X - [H2X-] → [H3X] CH3X
47. a) Não é possível desprezar a quantidade de ácido que dissociou na primeira ionização para realizar os cálculos, visto que o Ka é relativamente elevado para um ácido fraco. Além disso, o Ka2 não é 1000 vezes menor que o Ka1 e, por isso, a segunda ionização também ocorre de forma considerável.
 b) Não é possível desprezar a quantidade de ácido que dissociou para realizar os cálculos. O Ka1 é relativamente alto, com isso uma quantidade significativa irá dissociar. Portanto, a concentração de ácido que dissociou deve ser considerada para calcular a concentração de ácido na forma associada restante na solução.
c) Para a primeira etapa de ionização o ácido sulfúrico é um ácido forte. Já para a segunda etapa é um ácido fraco. Portanto, nesse caso não vamos desconsiderar a segunda etapa da ionização, pois na primeira etapa uma quantidade expressiva de íons do ácido serão formados e esses vão ionizar, formando o SO42-.
d) Não podemos desconsiderar a [H+] da água para fazer os cálculos, pois o ácido está muito diluído e ele é muito fraco. Com certeza a segunda ionização pode ser desprezada.
48. a) 	H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-		 = 7,11 . 10-3
Aproximações:
[H+]T = [H+]H3PO4 + [H+]H2O → 	[H+]T [H+]H2O
[H+]T = [H2PO4-]
[H3PO4] = CH3PO4 - [H+]T → 	[H3PO4] CH3PO4
 
] = 0,026 molL-1
] = 0,026 molL-1
[H3PO4] = 0,1 molL-1
 → 
Verificações:
· [H+]T [H+]H2O
0,26 molL-1 [H+] ____ 100%
3,85 ∙ 10-13 molL-1 ______ x → x = 1,48 ∙ 10-10 % Aproximação Válida
· [H3PO4] CH3PO4
0,1 molL-1 [H3PO4] ____ 100%
0,026 molL-1 _______ x → x = 26 % Aproximação Inválida
 → → 
 → 
Concentrações:
		] = 
[H3PO4] = 0,1 – 0,023 → [H3PO4] = 0,077 molL-1
pH = - log [H+] → pH = 1,64
b)	
		
pH = 11,27
49. a) [H2A] = [HA-] quando pH = pKa1.
b) [HA-] = [A2-] quando pH = pKa2.
c) [HA-] é máxima para valores de pH entre pKa1 e pKa2 → pKa1pKa2.
alfa 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