Na construção de barragens, usa-se o concreto. Nos primeiros dias de confecção, o concreto tem pH alcalino, o que protege a ferragem da oxidação. Com o tempo, o pH diminui pela carbonatação do concreto que se dá pela reação com o H2CO3.
Em um teste de carbonatação feito em laboratório, foi usada uma solução de H2CO3 de concentração 0,02 mol.L¢, a qual apresenta um grau de dissociação de 0,45%, a 25°C. O valor da primeira constante de ionização do H2CO3, nessa temperatura, é, aproximadamente,
a) 0,9 × [tex3]10^{-5}[/tex3]
b) 9 × [tex3]10^{-5}[/tex3]
c) 0,4 × [tex3]10^{-7}[/tex3]
d) 9 × [tex3]10^[-7}[/tex3]
e) 4 × [tex3]10^{-7}[/tex3]
Gabarito: Letra E
Já vi resoluções resolverem essa questão pela Lei de Ostwald. Mas minha dúvida é quanto ao meio normal de se resolver Ki=([tex3]\frac{[Produtos]}{[Reagentes]}[/tex3]
), sabe? Tentei resolver assim, buscando a primeira constante como a questão pediu, mas não bateu com o gabarito. Questões assim (para ácidos fracos) só são resolvidas pela Lei de Ostwald ou resolve-se pelo caminho que tentei também? Se sim, gostaria da resolução pelo segundo caminho, por favor. Abraços!
Físico-Química ⇒ (Ufsm 2004) Equilíbrio Iônico
Moderador: [ Moderadores TTB ]
-
- Mensagens: 5
- Registrado em: Sex 02 Dez, 2016 17:55
- Última visita: 15-12-16
Dez 2016
02
18:30
(Ufsm 2004) Equilíbrio Iônico
Última edição: danCMen1415 (Sex 02 Dez, 2016 18:30). Total de 1 vez.
Dez 2016
14
13:08
Re: (Ufsm 2004) Equilíbrio Iônico
Olá!
Neste caso usar a lei de Ostwald seria mais conveniente pelo fato do alfa (grau de ionização) ser menor que 5%, contudo bastaria fazer [tex3]K_{a}=M*\alpha ^2[/tex3] . Porém, há uma outra forma de resolver a questão, que é montando a tabelinha a seguir:
Na linha Reage e Forma reagiu-se apenas 0,45% da quantidade inicial da molaridade, e formou-se a mesma quantidade obedecendo a estequiometria da reação. Agora basta fazer:
[tex3]\\K_{a}=\frac{[H_{3}O^+]*[HCO_{3}^-]}{[H_{2}CO_{3}]} \\ \\K_{a}=\frac{(9*10^{-5})^2}{2*10^{-2}} \\ K_{a}=4,05*10^{-7}[/tex3]
Neste caso usar a lei de Ostwald seria mais conveniente pelo fato do alfa (grau de ionização) ser menor que 5%, contudo bastaria fazer [tex3]K_{a}=M*\alpha ^2[/tex3] . Porém, há uma outra forma de resolver a questão, que é montando a tabelinha a seguir:
Na linha Reage e Forma reagiu-se apenas 0,45% da quantidade inicial da molaridade, e formou-se a mesma quantidade obedecendo a estequiometria da reação. Agora basta fazer:
[tex3]\\K_{a}=\frac{[H_{3}O^+]*[HCO_{3}^-]}{[H_{2}CO_{3}]} \\ \\K_{a}=\frac{(9*10^{-5})^2}{2*10^{-2}} \\ K_{a}=4,05*10^{-7}[/tex3]
Última edição: Helo (Qua 14 Dez, 2016 13:08). Total de 1 vez.
-
- Mensagens: 5
- Registrado em: Sex 02 Dez, 2016 17:55
- Última visita: 15-12-16
Dez 2016
14
21:17
Re: (Ufsm 2004) Equilíbrio Iônico
Ahh, sim. Entendi! Valeu!!!Helo escreveu:Olá!
Neste caso usar a lei de Ostwald seria mais conveniente pelo fato do alfa (grau de ionização) ser menor que 5%, contudo bastaria fazer [tex3]K_{a}=M*\alpha ^2[/tex3] . Porém, há uma outra forma de resolver a questão, que é montando a tabelinha a seguir:
Na linha Reage e Forma reagiu-se apenas 0,45% da quantidade inicial da molaridade, e formou-se a mesma quantidade obedecendo a estequiometria da reação. Agora basta fazer:
[tex3]\\K_{a}=\frac{[H_{3}O^+]*[HCO_{3}^-]}{[H_{2}CO_{3}]} \\ \\K_{a}=\frac{(9*10^{-5})^2}{2*10^{-2}} \\ K_{a}=4,05*10^{-7}[/tex3]
Última edição: danCMen1415 (Qua 14 Dez, 2016 21:17). Total de 1 vez.
-
- Mensagens: 328
- Registrado em: Qui 01 Fev, 2018 01:26
- Última visita: 13-08-19
-
- Mensagens: 2
- Registrado em: Qua 16 Mai, 2018 15:06
- Última visita: 18-08-19
Set 2018
19
16:15
Re: (Ufsm 2004) Equilíbrio Iônico
Alfa é o grau de ionização ou o grau de dissociação iônica.
[tex3]\alpha [/tex3] = nº de mols ionizados / nº de mols iniciais
-
- Tópicos Semelhantes
- Respostas
- Exibições
- Última msg