Determine o pH de uma solução 0,520 M de NaHCO3. Dados: H2CO3 → HCO3– + H+ Ka1 = 4,4 × 10-7 HCO3– → CO32– + H+ Ka2 = 4,7 × 10-11

Question

Ed · Answer

Para determinar o pH de uma solução 0,520 M de NaHCO₃, que é um sal do ácido carbônico (H₂CO₃), precisamos considerar que o bicarbonato (HCO₃⁻) atua como uma base fraca.

1. **Equilíbrio de dissociação**: O bicarbonato pode se dissociar em carbonato (CO₃²⁻) e íons hidrogênio (H⁺):
   $$
   \text{HCO}_3^- \rightleftharpoons \text{CO}_3^{2-} + \text{H}^+
   $$

2. **Constante de dissociação (Ka)**: Usamos a constante de dissociação $K_{a2}$ para o equilíbrio:
   $$
   K_{a2} = 4,7 \times 10^{-11}
   $$

3. **Cálculo do pH**: A partir da expressão de $K_a$:
   $$
   K_{a2} = \frac{[\text{CO}_3^{2-}][\text{H}^+]}{[\text{HCO}_3^-]}
   $$
   Considerando que a concentração inicial de HCO₃⁻ é 0,520 M e que a variação na concentração de H⁺ e CO₃²⁻ será $x$:
   $$
   K_{a2} = \frac{x^2}{0,520 - x} \approx \frac{x^2}{0,520}
   $$
   (assumindo que $x$ é pequeno em comparação a 0,520 M).

4. **Substituindo $K_{a2}$**:
   $$
   4,7 \times 10^{-11} = \frac{x^2}{0,520}
   $$
   $$
   x^2 = 4,7 \times 10^{-11} \times 0,520
   $$
   $$
   x^2 = 2,444 \times 10^{-11}
   $$
   $$
   x = \sqrt{2,444 \times 10^{-11}} \approx 4,94 \times 10^{-6} \text{ M}
   $$

5. **Cálculo do pH**:
   $$
   \text{pH} = -\log[H^+] = -\log(4,94 \times 10^{-6}) \approx 5,31
   $$

Portanto, o pH da solução 0,520 M de NaHCO₃ é aproximadamente **5,31**.

Ed · Answer

Para determinar o pH de uma solução de NaHCO3, é necessário considerar as reações de dissociação do ácido carbônico (H2CO3) e do bicarbonato (HCO3-), que ocorrem em solução aquosa:

H2CO3 + H2O ⇌ HCO3- + H3O+
Ka1 = 4,4 × 10^-7

HCO3- + H2O ⇌ CO32- + H3O+
Ka2 = 4,7 × 10^-11

O íon bicarbonato (HCO3-) é uma base fraca, que reage com a água para produzir íons hidrônio (H3O+) e íons bicarbonato (HCO3-). A constante de dissociação ácida (Ka1) do ácido carbônico é maior do que a constante de dissociação ácida (Ka2) do bicarbonato, o que significa que a reação de dissociação do ácido carbônico é mais completa do que a reação de dissociação do bicarbonato.

Para calcular o pH da solução de NaHCO3, é necessário determinar a concentração de íons hidrônio (H3O+) na solução. A equação para o cálculo da concentração de íons hidrônio é:

Ka1 = [H3O+][HCO3-]/[H2CO3]

[H2CO3] é a concentração inicial de ácido carbônico, que pode ser calculada a partir da concentração inicial de bicarbonato (NaHCO3) e da equação de dissociação do bicarbonato:

NaHCO3 + H2O ⇌ HCO3- + Na+ + OH-

[H2CO3] = [HCO3-] + [OH-]

A concentração de íons hidróxido (OH-) pode ser calculada a partir da concentração de bicarbonato e da constante de dissociação básica (Kb) da água:

Kw = Ka1 x Kb = [H3O+][OH-]

[OH-] = Kw/[H3O+] = 1,0 x 10^-14/[H3O+]

Substituindo as equações acima, temos:

Ka1 = [H3O+][HCO3-]/([HCO3-] + [OH-])

[H3O+] = Ka1 x ([HCO3-] + [OH-])/[HCO3-]

[HCO3-] = 0,520 M

[OH-] = 1,0 x 10^-14/[H3O+]

Kb = 1,0 x 10^-14/Ka2 = 2,1 x 10^-4

[H2CO3] = [HCO3-] + [OH-] = 0,520 M + (1,0 x 10^-14/[H3O+])

[H3O+] = 4,3 x 10^-9 M

pH = -log[H3O+]

pH = -log(4,3 x 10^-9)

pH = 8,37

Portanto, o pH da solução de NaHCO3 é de 8,37.

Química Analítica

Determine o pH de uma solução 0,520 M de NaHCO3. Dados: H2CO3 → HCO3– + H+ Ka1 = 4,4 × 10-7 HCO3– → CO32– + H+ Ka2 = 4,7 × 10-11

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01) Calcule as concentrações de HCN e OH – numa solução 0,20 M de NH4CN, bem como o pH desta solução. Dados: HCN → CN – + H+ NH3 + H2O → NH4 + + OH – Ka = 4 × 10-10 Kb = 1,8 × 10-5

02) De quantas vezes ficou diminuído o grau de dissociação da amônia em uma solução 0,1 M, pela adição de 53,50 gramas de NH4Cl a um litro da solução da base? Obs. Desprezar a variação de volume da solução. Dado: NH3 + H2O → NH4 + + OH – Kb = 1,8 × 10-5

03) Qual o valor do pH numa solução de NH3 0,30 M contendo suficiente NH4Cl dissolvido para dar uma concentração de íon amônio igual a 1,2 M? Dado: NH3 + H2O → NH4 + + OH – Kb = 1,8 × 10-5

04) Calcule o pH de uma mistura constituída por 20,00 mL de NH4Cl 0,05 M e 30,00 mL de NH3 0,20 M. Dado: NH3 + H2O → NH4 + + OH – Kb = 1,8 × 10-5

05) Determine o pOH e o pH de 60,00 mL de uma solução constituída por NH3 1,20 M e NH4 + 0,800 M: a) inicialmente. b) após a adição de 10,00 mL de HCl 0,900 M. c) após a adição de 15,00 mL de Ba(OH)2 0,100 M. Dado: NH3 + H2O → NH4 + + OH – Kb = 1,8 × 10-5

06) Que volume, em mililitros, de uma solução aquosa de NH3 6,00 M e que massa em gramas de NH4Cl devem estar presentes em 1,50 L de uma solução tampão com pOH = 4,5 e [NH4 +] = 1,200 M? Dado: NH3 + H2O → NH4 + + OH – Kb = 1,8 × 10-5

07) Que massa de ácido propiônico deve ser adicionada a 75,0 gramas de propionato de sódio para preparar 1,20 L de uma solução tampão de pH = 4,50? Dado: CH3CH2COOH → CH3CH2COO – + H+ Ka = 1,34 × 10-5

08) Que concentração de OH –, em mols por litro, é necessária para iniciar a precipitação do Fe(OH)3 de uma solução contendo 2,0 × 10-6 mols de Fe3+ por litro de solução. O produto de solubilidade do Fe(OH)3 é 6,0 × 10-38.

09) Calcular a solubilidade do BaSO4 em uma solução 0,01 M de Na2SO4. Dado: BaSO4(s) → Ba2+(aq) + SO42–(aq) KPS = 1,5 × 10-9

10) Calcular a solubilidade do Al(OH)3 em uma solução 0,1 M de KNO3. Dado: Al(OH)3(s) → Al3+(aq) + 3 OH–(aq) KPS = 5 × 10-33

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