Questão 35

O cianidreto, HCN, ao ser dissolvido em água, sofre ruptura das moléculas, dando origem à ionização e propiciando o surgimento dos íons H\(^{+}\) e (CN)\(^{-}\). No equilíbrio químico, as concentrações dos elementos são [H\(^{+}\)] \(= 3{,}0\cdot 10^{-6}\) mol/L, [CN\(^{-}\)] \(= 3{,}0\cdot 10^{-6}\) mol/L e [HCN] \(= 9{,}0\cdot 10^{-2}\) mol/L.

Qual o valor da constante de ionização K\(_{a}\) desse ácido?

HCN \(\rightleftharpoons\) H\(^{+}\) + (CN)\(^{-}\)

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Resposta da banca: C

Resolução comentada

Situar o problema antes de calcular.

Assunto

Constante de ionização: produto das concentrações dos íons sobre a do ácido não ionizado.

Objetivo

Calcular Ka do HCN com as concentrações dadas. O que está em jogo é a conta com potências de dez.

Conceitos para revisar

Expressão

Íons em cima, ácido embaixo.

\[\text{K}_{a} = \dfrac{[\ce{H+}][\ce{CN-}]}{[\ce{HCN}]}\]

equilíbrio

Conta

9 × 10⁻¹² sobre 9 × 10⁻².

\[\text{K}_{a} = \dfrac{(3 \times 10^{-6})^{2}}{9 \times 10^{-2}} = 1 \times 10^{-10}\]

(C)

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