Calcule a concentração dos íons [H+] e [OH-] e o pH de uma solução de etilamina (C2H5NH2) 0,100 mol L^-1. Dado: Ka do C2H5NH3+=2,31 x 10^-11
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Ed 
Para calcular a concentração dos íons [H+] e [OH-] e o pH de uma solução de etilamina (C2H5NH2) 0,100 mol L^-1, precisamos levar em consideração a constante de dissociação ácida (Ka) do C2H5NH3+. A etilamina (C2H5NH2) é uma base fraca que se dissocia em água, formando o íon C2H5NH3+ e o íon OH-. A partir da equação de dissociação, podemos estabelecer a relação entre as concentrações dos íons e a concentração inicial da etilamina. A equação de dissociação é a seguinte: C2H5NH2 + H2O ⇌ C2H5NH3+ + OH- A partir daí, podemos estabelecer a expressão para o Ka: Ka = [C2H5NH3+][OH-] / [C2H5NH2] Sabemos que a concentração inicial de etilamina é 0,100 mol L^-1. Portanto, a concentração de C2H5NH2 é igual a 0,100 mol L^-1. Agora, podemos substituir os valores na expressão do Ka: 2,31 x 10^-11 = [C2H5NH3+][OH-] / 0,100 A partir dessa equação, podemos calcular a concentração dos íons [H+] e [OH-]. No entanto, para calcular o pH, precisamos primeiro determinar a concentração dos íons [H+]. Sabemos que [H+] = 10^-pH. Portanto, podemos reescrever a equação do Ka da seguinte forma: 2,31 x 10^-11 = [C2H5NH3+][10^-pH] / 0,100 Agora, podemos resolver essa equação para determinar o valor de pH.
Nicoli Barbieri
Para calcular a concentração dos íons
[
+
]
[H
+
] e
[
−
]
[OH
−
] e o pH de uma solução de etilamina (
2
5
2
C
2
H
5
NH
2
), você pode usar as informações fornecidas sobre a constante de dissociação (
K
a
) do íon hidrogênio (
+
H
+
) da etilamina. A etilamina é uma base fraca, e seu íon conjugado, o etilamônio (
2
5
3
+
C
2
H
5
NH
3
+
), é uma espécie ácida fraca. A reação de dissociação é a seguinte:
2
5
2
+
2
⇌
2
5
3
+
+
−
C
2
H
5
NH
2
+H
2
O⇌C
2
H
5
NH
3
+
+OH
−
O
K
a
para essa reação é dado como
2
,
31
×
1
0
−
11
2,31×10
−11
. Lembre-se de que
K
a
é a constante de acidez, e
=
[
+
]
[
−
]
=
1
×
1
0
−
14
K
w
=[H
+
][OH
−
]=1×10
−14
a 25°C é a constante do produto iônico da água.
Primeiro, vamos calcular a concentração de íons
[
−
]
[OH
−
] na solução:
=
[
+
]
[
−
]
=
1
×
1
0
−
14
K
w
=[H
+
][OH
−
]=1×10
−14
Como estamos trabalhando com uma solução de etilamina (uma base fraca), podemos assumir que a concentração inicial de
[
+
]
[H
+
] é negligenciável em comparação com a concentração inicial de
2
5
2
C
2
H
5
NH
2
. Portanto, podemos aproximar
[
+
]
≈
0
[H
+
]≈0.
Agora, podemos calcular a concentração de
[
−
]
[OH
−
]:
=
[
+
]
[
−
]
=
(
0
)
(
[
−
]
)
=
1
×
1
0
−
14
K
w
=[H
+
][OH
−
]=(0)([OH
−
])=1×10
−14
Portanto,
[
−
]
=
1
×
1
0
−
14
0
[OH
−
]=
0
1×10
−14
No entanto, essa divisão por zero não é possível, e isso indica que a concentração de íons
[
−
]
[OH
−
] na solução é muito baixa. Isso faz sentido porque estamos trabalhando com uma base fraca, e a solução deve ser ligeiramente básica, mas não muito alcalina.
O pH é dado por
−
log
[
+
]
−log[H
+
]. Como já determinamos que a concentração de
[
+
]
[H
+
] é negligenciável, o pH da solução é basicamente o pH da água pura, que é 7.
Portanto, o pH da solução de etilamina
0
,
100
mol L
−
1
0,100mol L
−1
é aproximadamente 7, e a concentração de íons
[
−
]
[OH
−
] é muito baixa, o que é esperado para uma base fraca em solução.
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