(Unirio 1995) O pH de uma solução de um diácido, que se encontra 10% ionizado, sabendo-se que 20,0ml dessa solução são neutralizadas por 40,0ml de solução 0,5N de uma base, é, aproximadamente:
0,25
0,50
0,75
1,00
2,00
Gabarito:
1,00
(Unirio 1995) O pH de uma solução de um diácido, que se encontra 10% ionizado, sabendo-se que 20,0ml dessa solução são neutralizadas por 40,0ml de solução 0,5N de uma base, é, aproximadamente:
RESOLUÇÃO:
A relação entre normalidade e molaridade é:
N = k*M
onde k é:
-número de OH- que a base libera;
-número de H+ que o ácido libera;
-números de elétrons que são trocados (no caso de sais).
Numa neutralização ácido-base, basta então considerar:
Na*Va = Nb*Vb
Pois a normalidade do ácido (Na) já é igual a concentração de íons H+ que a solução terá e a normalidade da base (Nb) é igual a concentração de íons OH- que a solução terá.
Logo, substituindo os dados, teremos:
Na* 20 mL = 0,5 normal * 40 mL
Então Na = 1 normal, logo o nosso diácido libera 1 mol/L de H+ na solução.
No entanto, a ionização dele é só 10%, então a concentração de H+ será na verdade 0,1 * 1 mol/L = 0,1 mol/L.
Por fim, o pH é:
pH = -log([H+]) = -log(0,1) = 1