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Como calcular o pH de um ácido fraco

Como calcular o pH de um ácido fraco

Calcular o pH de um ácido fraco é um pouco mais complicado do que determinar o pH de um ácido forte porque os ácidos fracos não se dissociam completamente na água. Felizmente, a fórmula para calcular o pH é simples. Aqui está o que você faz.

Principais tópicos: pH de um ácido fraco

  • Encontrar o pH de um ácido fraco é um pouco mais complicado do que encontrar o pH de um ácido forte porque o ácido não se dissocia totalmente em seus íons.
  • A equação do pH ainda é a mesma (pH = -logH+), mas você precisa usar a constante de dissociação ácida (Kuma) para encontrar H+.
  • Existem dois métodos principais de solução para a concentração de íons hidrogênio. Um envolve a equação quadrática. O outro assume que o ácido fraco mal se dissocia na água e se aproxima do pH. Qual você escolhe depende de quão precisa você precisa da resposta. Para trabalhos de casa, use a equação quadrática. Para uma estimativa rápida no laboratório, use a aproximação.

PH de um problema de ácido fraco

Qual é o pH de uma solução de ácido benzóico 0,01 M?

Dado: ácido benzóico Kuma= 6,5 x 10-5

Solução

O ácido benzóico se dissocia na água como:

C6H5COOH → H+ + C6H5COO-

A fórmula para Kuma é:

Kuma = H+B-/ HB

Onde:
H+ = concentração de H+ íons
B- = concentração de íons de base conjugada
HB = concentração de moléculas de ácido não dissociadas
para uma reação HB → H+ + B-

O ácido benzóico dissocia um H+ íon para cada C6H5COO- íon, então H+ = C6H5COO-.

Seja x a concentração de H+ que se dissocia de HB, então HB = C - x onde C é a concentração inicial.

Digite esses valores no Kuma equação:

Kuma = x · x / (C -x)
Kuma = x² / (C - x)
(C - x) Kuma = x²
x² = CKuma - xKuma
x² + Kumax - CKuma = 0

Resolva para x usando a equação quadrática:

x = -b ± (b² - 4ac)½/ 2a

x = -Kuma + (Kuma² + 4CKuma)½/2

** Nota ** Tecnicamente, existem duas soluções para x. Como x representa uma concentração de íons em solução, o valor de x não pode ser negativo.

Digite valores para Kuma e C:

Kuma = 6,5 x 10-5
C = 0,01 M

x = {-6,5 x 10-5 + (6,5 x 10-5) ² + 4 (0,01) (6,5 x 10-5)½}/2
x = (-6,5 x 10-5 + 1,6 x 10-3)/2
x = (1,5 x 10-3)/2
x = 7,7 x 10-4

Encontre pH:

pH = -logH+

pH = -log (x)
pH = log (7,7 x 10-4)
pH = - (- 3,11)
pH = 3,11

Responda

O pH de uma solução de ácido benzóico 0,01 M é 3,11.

Solução: Método rápido e sujo para encontrar pH ácido fraco

A maioria dos ácidos fracos mal se dissocia em solução. Nesta solução, encontramos o ácido apenas dissociado por 7,7 x 10-4 M. A concentração original era de 1 x 10-2 ou 770 vezes mais forte que a concentração de íons dissociados.

Os valores para C - x então seriam muito próximos de C para parecer inalterados. Se substituirmos C por (C - x) no Kuma equação,

Kuma = x² / (C - x)
Kuma = x² / C

Com isso, não há necessidade de usar a equação quadrática para resolver x:

x² = Kuma· C

x² = (6,5 x 10-5)(0.01)
x² = 6,5 x 10-7
x = 8,06 x 10-4

Encontre pH

pH = -logH+

pH = -log (x)
pH = -log (8,06 x 10-4)
pH = - (- 3,09)
pH = 3,09

Observe que as duas respostas são quase idênticas, com apenas 0,02 de diferença. Observe também que a diferença entre o x do primeiro método e o x do segundo método é de apenas 0,000036 M. Para a maioria das situações de laboratório, o segundo método é "suficientemente bom" e muito mais simples.

Verifique seu trabalho antes de relatar um valor. O pH de um ácido fraco deve ser menor que 7 (não neutro) e geralmente é menor que o valor de um ácido forte. Observe que há exceções. Por exemplo, o pH do ácido clorídrico é 3,01 para uma solução 1 mM, enquanto o pH do ácido fluorídrico também é baixo, com um valor de 3,27 para uma solução 1 mM.

Fontes

  • Bates, Roger G. (1973). Determinação do pH: teoria e prática. Wiley.
  • Covington, A.K .; Bates, R.G .; Durst, R. A. (1985). "Definições de escalas de pH, valores de referência padrão, medição de pH e terminologia relacionada". Pure Appl. Chem. 57 (3): 531-542. doi: 10.1351 / pac198557030531
  • Housecroft, C. E .; Sharpe, A.G. (2004). Química Inorgânica (2ª ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0130399137.
  • Myers, Rollie J. (2010). "Cem anos de pH". Journal of Chemical Education. 87 (1): 30-32. doi: 10.1021 / ed800002c
  • Miessler G. L .; Tarr D .A. (1998). Química Inorgânica (2ª ed.). Prentice-Hall. ISBN 0-13-841891-8.