Calcule a concentração de íon fluoreto e o pH de uma solução de 2,0 mol/L de HF e 0,1 mol/L de HCl.

Para calcular a concentração de íon fluoreto (F⁻) e o pH da solução, precisamos considerar que o HF é um ácido fraco e o HCl é um ácido forte. 1. Equilíbrio do HF: O HF se dissocia parcialmente em água: \[ HF \rightleftharpoons H^+ + F^- \] A constante de dissociação ácida (Ka) do HF é aproximadamente \(6.8 \times 10^{-4}\). 2. Concentrações iniciais: - [HF] = 2,0 mol/L - [HCl] = 0,1 mol/L (que se dissocia completamente em H⁺ e Cl⁻) 3. Concentração total de H⁺: A concentração de íons H⁺ na solução será a soma dos íons provenientes do HCl e do HF: \[ [H^+] = 0,1 + x \] onde \(x\) é a quantidade de H⁺ proveniente da dissociação do HF. 4. Equação de equilíbrio: \[ Ka = \frac{[H^+][F^-]}{[HF]} \implies 6.8 \times 10^{-4} = \frac{(0,1 + x)(x)}{(2,0 - x)} \] Para simplificar, podemos assumir que \(x\) é pequeno em comparação a 2,0, então: \[ 6.8 \times 10^{-4} \approx \frac{(0,1)(x)}{2,0} \] Resolvendo para \(x\): \[ x \approx \frac{6.8 \times 10^{-4} \times 2,0}{0,1} = 0,0136 \, \text{mol/L} \] 5. Concentração de F⁻: Como a dissociação do HF gera a mesma quantidade de F⁻ que de H⁺, temos: \[ [F^-] \approx x \approx 0,0136 \, \text{mol/L} \] 6. Concentração total de H⁺: \[ [H^+] \approx 0,1 + 0,0136 \approx 0,1136 \, \text{mol/L} \] 7. Cálculo do pH: \[ pH = -\log[H^+] \approx -\log(0,1136) \approx 0,94 \] Resultados: - Concentração de íon fluoreto (F⁻): aproximadamente 0,0136 mol/L - pH da solução: aproximadamente 0,94