Calculadora de pH para acido ou base fraca
Estima o pH de um acido fraco monoprotico usando aproximacao Ka * C e do conjugado para base fraca.
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pH de ácido ou base fraca
Pegue um ácido fraco HA com constante de dissociação K_a e concentração analítica C. Se você despreza a autoionização da água e parte da aproximação [H⁺] ≈ √(K_a·C), o pH sai como pH ≈ ½(pK_a − log C). O mesmo raciocínio aplicado a uma base fraca entrega o pOH em vez disso, pOH ≈ ½(pK_b − log C), e daí pH = 14 − pOH a 25 °C. Dois exemplos. Ácido acético (pK_a = 4,76) a 0,1 mol/L resulta em pH ≈ ½(4,76 − log 0,1) = ½(4,76 + 1) = 2,88. Amônia (pK_b = 4,75) na mesma concentração de 0,1 mol/L dá pOH ≈ 2,88, então pH ≈ 11,12. Vale lembrar que isso só funciona enquanto o grau de dissociação α permanece pequeno, em geral abaixo de α < 5%.
Aplicações
É a base do estudo do equilíbrio iônico e aparece quando você projeta soluções-tampão pela equação de Henderson–Hasselbalch. Na bioquímica, explica a protonação de cadeias laterais de aminoácidos e como a atividade enzimática muda com o pH. Também serve para ler curvas de titulação de ácidos e bases fracos, ou só para estimar o pH de amostras do dia a dia como vinagre, amônia doméstica e sistemas de ácido carbônico.
Perguntas frequentes
Quando a aproximação falha? Ácidos muito diluídos, ou casos em que K_a não é pequeno o bastante, fazem α subir o suficiente para que a simplificação C − x ≈ C deixe de valer. Quando isso ocorre, resolva direto a quadrática K_a = x²/(C − x).
Por que dividir por 2? A culpa é da raiz quadrada. Como [H⁺] = √(K_a·C), ao aplicar −log nos dois lados chega-se a pH = ½(pK_a + pC), que é a mesma coisa que ½(pK_a − log C).
O que é pK_b para uma base fraca? É simplesmente pK_b = −log K_b. E como um par ácido–base conjugado obedece pK_a + pK_b = 14 a 25 °C, conhecer um dos dois já te dá o outro.
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