Considere as duas soluções aquosas ácidas apresentadas a se...

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Tema Central da Questão: A questão aborda conceitos de equilíbrio químico relacionados à dissociação de ácidos em soluções aquosas e o cálculo de pH e pOH. É fundamental entender a diferença entre ácidos fortes e fracos, além de saber trabalhar com as escalas de pH e pOH.

Resumo Teórico:

• O ácido sulfúrico (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) é um ácido forte que se dissocia completamente em solução (α = 100%). Isso significa que, em uma solução 0,1 mol/L, ele libera 0,2 mol/L de íons H<sup>+</sup>, pois cada molécula de ácido sulfúrico pode liberar dois íons H<sup>+</sup>.
• O ácido acético (CH<sub>3</sub>COOH) é um ácido fraco com dissociação parcial (α = 10%). Em uma solução 0,1 mol/L, apenas 0,01 mol/L do ácido se dissocia para liberar íons H<sup>+</sup>.
• O pH é calculado como pH = -log[H<sup>+</sup>] e o pOH é calculado como pOH = -log[OH<sup>-</sup>]. Em uma solução aquosa, pH + pOH = 14.

Justificação da Alternativa Correta (A - 13 e 2):

Para o ácido sulfúrico, com concentração de íons H<sup>+</sup> igual a 0,2 mol/L, o pH é calculado como:

pH = -log[0,2] ≈ 0,7

Como pH + pOH = 14, temos:

pOH = 14 - 0,7 = 13,3 (aproximado para 13).

Para o ácido acético, com concentração de íons H<sup>+</sup> igual a 0,01 mol/L, o pH é calculado como:

pH = -log[0,01] = 2.

Análise das Alternativas Incorretas:

• B - 14 e 2: O pOH de 14 não é possível, pois indicaria uma solução neutra, o que não é o caso para um ácido forte como o ácido sulfúrico.
• C - 13 e 3: O pH de 3 para o ácido acético estaria subestimado, pois sua dissociação é maior do que isso indica.
• D - 14 e 1: Novamente, o pOH de 14 está incorreto para um ácido forte, além do pH muito baixo para um ácido fraco como o acético.

Estratégia de Interpretação: Ao abordar tais questões, sempre determine primeiro se o ácido é forte ou fraco para prever se a dissociação será completa ou parcial. Entenda as relações entre pH, pOH e a dissociação dos ácidos.

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H2SO4 (0,1 mol/L - alpha =100%) ----> pH = -log [H+] ----> pH = -log 10^-1 ---> pH = 1 ---> pHO = 14-1 = 13

CH3COOH (0,1 mol/L - alpha = 10%)

0,1 mol ----- 100%

x ------ 10%

x =0,01 mol = 10^-2 mol

pH = -log 10^-2 = 2

Gabarito A

pode explicar pq não dá certo se usar aquela fórmula para concentração dos ácidos fracos [H+]= alfa2 * molaridade [H+]= 0,1^2 *0,1= 1x10^3 assim o pH seria 3

Leomacia se você está se referindo a fórmula abaixo:

Ki = α2.M

Ele é utilizada para determinar três variáveis: a concentração molar, o grau de dissociação (ou ionização) e a  (ou de dissociação).

No caso da questão eles estão nos fornecendo a concentração molar do ácido e o seu grau de ionização, representado pela letra α (alfa), se define como a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas.

Logo:

H2SO4 (0,1 mol/L - α =100%) ----> pH = -log [H+] ----> pH = -log 10^-1 ---> pH = 1 ---> pHO = 14-1 = 13

CH3COOH (0,1 mol/L - alpha = 10%)

0,1 mol ----- 100%

x ------ 10%

x =0,01 mol = 10^-2 mol

pH = -log 10^-2 = 2

Eu discordo do gabarito. O ácido sulfúrico é diprótico, então a concentração de H+ é 0,2 mol/L, o que resulta em pOH 13,3.