Como você calcula o pH do ácido acético?

Responda:

Veja como você pode fazer isso.

Explicação:

Ácido acético, $"CH"_3"COOH"$ , É um ácido fraco, o que significa que ele ioniza parcialmente em solução aquosa para formar cátions de hidrônio, $"H"_3"O"^(+)$ e ânions acetato, $"CH"_3"COO"^(-)$ .

$"CH"_ 3"COO"color(red)("H")_ ((aq)) + "H"_ 2"O"_ ((l)) rightleftharpoons "H"_ 3"O"_ ((aq))^(color(red)(+)) + "CH"_ 3"COO"_ ((aq))^(-)$

A posição do equilíbrio de ionização é dada pela constante de dissociação ácida, $K_a$ , que para o ácido acético é igual a

$K_a = 1.8 * 10^(-5)$

http://www.bpc.edu/mathscience/chemistry/table_of_monoprotic_acids.html

Agora, vamos supor que você deseja encontrar o pH de uma solução de ácido acético com uma concentração de $c$ . De acordo com a equação química balanceada que descreve a ionização do ácido, toda toupeira de ácido acético que ioniza vai produzir

one mole of hydronium cations

one mole of acetate anions

Se você pegar $x$ para ser a concentração de ácido acético que ioniza, você pode encontrar o concentração de equilíbrio dos cátions hidrônio usando uma tabela ICE

$"CH"_ 3"COO"color(red)("H")_ ((aq)) + "H"_ 2"O"_ ((l)) rightleftharpoons "H"_ 3"O"_ ((aq))^(color(red)(+)) + "CH"_ 3"COO"_ ((aq))^(-)$

$color(purple)("I")color(white)(aaaaaaacolor(black)(c)aaaaaaaaaaaaaaaaaaacolor(black)(0)aaaaaaaaaaaacolor(black)(0)$
$color(purple)("C")color(white)(aaaacolor(black)((-x))aaaaaaaaaaaaaaaacolor(black)((+x))aaaaaaaacolor(black)((+x))$
$color(purple)("E")color(white)(aaaaacolor(black)(c-x)aaaaaaaaaaaaaaaaaacolor(black)(x)aaaaaaaaaaacolor(black)(x)$

A constante de dissociação ácida será igual a

$K_a = (["H"_3"O"^(+)] * ["CH"_3"COO"^(-)])/(["CH"_3"COOH"])$

Isso será equivalente a

$K_(sp) = (x * x)/(c-x) = x^2/(c-x)$

Agora, desde que o concentração inicial do ácido acético, $c$ , É significativamente maior que o $K_(sp)$ do ácido, você pode usar a aproximação

$c - x ~~ c ->$ valid when $color(red)(ul(color(black)(c " >> " K_(sp)))$

Nesse caso, a equação se torna

$K_(sp) = x^2/c$

o que te dá

$x = sqrt(c * K_(sp))$

Desde $x$ representa a concentração de equilíbrio de cátions hidrônio, você terá

$["H"_3"O"^(+)] = sqrt(c * K_(sp))$

Agora, o pH da solução é dado por

$color(blue)(|bar(ul(color(white)(a/a)"pH" = - log(["H"_3"O"^(+)])color(white)(a/a)|)))$

Combine essas duas equações para obter

$color(green)(|bar(ul(color(white)(a/a)color(black)("pH" = - log( sqrt(c * K_(sp)))color(white)(a/a)|)))$

Por exemplo, o pH de um $"0.050 M"$ solução de ácido acético será

$"pH" = - log( 0.050 * 1.8 * 10^(-5))$

$"pH" = 3.02$