O pH de uma solução 0,012 M de uma base fraca BOH, foi determinado experimentalmente como sendo igual a 11,40. Calcule o Kb da base

Kb = [OH-] [B+] / [BOH]  aproximando, temos = x2/ [BOH]

pH + pOH = 14 então pOH = 0,6 como pOH = -log[OH], [OH] = 100,6

lembre que chamamos [OH] de x e que vc tem a concentração da base [BOH]= 0,012

pronto, use a equação inicial e vc tem o Kb

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Sabe-se que:

\[{\text{pH}} + {\text{pOH}} = 14\]

Assim para um pH igual a 11,40, temos:

\[{\text{pOH}} = 2,60\]

Consequentemente:

\[[{\text{O}}{{\text{H}}^ - }] = {10^{ - 2,60}} = 2,51 \times {10^{ - 3}} {\text{mol/L}}\]

A equação da dissociação de uma base \(\text{BOH}\) qualquer é dada por:

\[{\text{BO}}{{\text{H}}_{\left( {aq} \right)}} \rightleftharpoons {{\text{B}}^ + } + {\text{O}}{{\text{H}}^ - }\]

Portanto:

\[{K_b} = \dfrac{{[{B^ + }][{\text{O}}{{\text{H}}^ - }]}}{{[{\text{BOH]}}}}\]

Pela estequiometria da reação de dissociação de \(\text{BOH}\), observa-se que:

\[[{B^ + }] = [{\text{O}}{{\text{H}}^ - }]\]

Portanto:

\[\boxed{{K_b} = \dfrac{{{{[{\text{O}}{{\text{H}}^ - }]}^2}}}{{[{\text{BOH]}}}} = \dfrac{{{{[2,51 \times {{10}^{ - 3}}]}^2}}}{{0,012}} = 5,26 \times {{10}^{ - 4}}}\]

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Portanto, o \(K_b\) da base é \(5,26\times10^{-4}\).