O acido acetico tem Ka igual 1,8x10-5 se for feito uma solução na concentração de 0,1mol/L determine a Concentração de H+

Q: O acido acetico tem Ka igual 1,8x10-5 se for feito uma solução na concentração de 0,1mol/L determine a Concentração de H+

Para determinar a concentração de íons $ \text{H}^+ $ em uma solução de ácido acético ($ \text{CH}_3\text{COOH} $) com concentração inicial de 0,1 mol/L, podemos utilizar a constante de dissociação ácida ($ K_a $) e a expressão para o equilíbrio químico. O equilíbrio de dissociação do ácido acético na água é dado por: \[ \text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+ \] A constante de dissociação ácida ($ K_a $) é definida como: \[ K_a = \frac{[\text{CH}_3\text{COO}^-][\text{H}^+]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]} \] Dado que $ K_a = 1{,}8 \times 10^{-5} $ e a concentração inicial do ácido acético é 0,1 mol/L, vamos assumir que a dissociação é pequena comparada à concentração inicial. Podemos definir $ x $ como a concentração de $ \text{H}^+ $ em equilíbrio. No equilíbrio, temos: - $[\text{CH}_3\text{COOH}] \approx 0{,}1 - x $ - $[\text{CH}_3\text{COO}^-] = x $ - $[\text{H}^+] = x $ Substituindo na expressão do $ K_a $: \[ K_a = \frac{x \cdot x}{0{,}1 - x} = \frac{x^2}{0{,}1 - x} \] Como $ x $ é pequeno comparado a 0,1, podemos aproximar $ 0{,}1 - x \approx 0{,}1 $: \[ K_a = \frac{x^2}{0{,}1} \] Agora, substituímos $ K_a $: \[ 1{,}8 \times 10^{-5} = \frac{x^2}{0{,}1} \] Resolvendo para $ x $: \[ x^2 = 1{,}8 \times 10^{-5} \times 0{,}1 \] \[ x^2 = 1{,}8 \times 10^{-6} \] \[ x = \sqrt{1{,}8 \times 10^{-6}} \] \[ x \approx 1{,}34 \times 10^{-3} \] Portanto, a concentração de $ \text{H}^+ $ na solução é aproximadamente $ 1{,}34 \times 10^{-3} $ mol/L.

Question

Accepted Answer

Para determinar a concentração de íons $ \text{H}^+ $ em uma solução de ácido acético ($ \text{CH}_3\text{COOH} $) com concentração inicial de 0,1 mol/L, podemos utilizar a constante de dissociação ácida ($ K_a $) e a expressão para o equilíbrio químico.

O equilíbrio de dissociação do ácido acético na água é dado por:

$$
\text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}^+
$$

A constante de dissociação ácida ($ K_a $) é definida como:

$$
K_a = \frac{[\text{CH}_3\text{COO}^-][\text{H}^+]}{[\text{CH}_3\text{COOH}]}
$$

Dado que $ K_a = 1{,}8 \times 10^{-5} $ e a concentração inicial do ácido acético é 0,1 mol/L, vamos assumir que a dissociação é pequena comparada à concentração inicial. Podemos definir $ x $ como a concentração de $ \text{H}^+ $ em equilíbrio.

No equilíbrio, temos:
- $[\text{CH}_3\text{COOH}] \approx 0{,}1 - x $
- $[\text{CH}_3\text{COO}^-] = x $
- $[\text{H}^+] = x $

Substituindo na expressão do $ K_a $:

$$
K_a = \frac{x \cdot x}{0{,}1 - x} = \frac{x^2}{0{,}1 - x}
$$

Como $ x $ é pequeno comparado a 0,1, podemos aproximar $ 0{,}1 - x \approx 0{,}1 $:

$$
K_a = \frac{x^2}{0{,}1}
$$

Agora, substituímos $ K_a $:

$$
1{,}8 \times 10^{-5} = \frac{x^2}{0{,}1}
$$

Resolvendo para $ x $:

$$
x^2 = 1{,}8 \times 10^{-5} \times 0{,}1
$$

$$
x^2 = 1{,}8 \times 10^{-6}
$$

$$
x = \sqrt{1{,}8 \times 10^{-6}}
$$

$$
x \approx 1{,}34 \times 10^{-3}
$$

Portanto, a concentração de $ \text{H}^+ $ na solução é aproximadamente $ 1{,}34 \times 10^{-3} $ mol/L.

O acido acetico tem Ka igual 1,8x10-5 se for feito uma soluç...

O acido acetico tem Ka igual 1,8x10-5 se for feito uma solução na concentração de 0,1mol/L determine a Concentração de H+

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