10,0 mL de NaOH 0,10 mol / L são titulados com HCl 0,10 mol / L. Calcule o pH da solução depois da adição de:
9,9 mL do HCl

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que a gente tem 10,0 mL de NaOH 0,10 mol/L e vai adicionando HCl 0,10 mol/L até 9,9 mL. O que queremos é o pH da mistura depois desse acréscimo.
Conteúdo: titulação ácido-base, cálculo de moles, reagente limitante, excesso de íon, e conversão [OH⁻] → pOH → pH.
O que vamos precisar:
  • Calcular moles iniciais de NaOH e de HCl;
  • Identificar quem sobra após a reação;
  • Determinar a [OH⁻] final no volume total;
  • Usar pOH = –log[OH⁻] e pH + pOH = 14.

Passo 2

Primeiro, quantos mols de cada um a gente tem?
  • n(NaOH) = V·C = 0,010 L × 0,10 mol/L = 0,00100 mol
  • n(HCl) = 0,0099 L × 0,10 mol/L = 0,00099 mol
A reação é
NaOH + HCl longrightarrow NaCl + H2O
Ou seja, cada mol de HCl consome 1 mol de OH⁻. Como HCl é ligeiramente menor (0,00099 mol), ele será totalmente consumido, sobrando:
mols de OH⁻ restantes = 0,00100 - 0,00099 = 0,00001;mol
Agora o volume total da mistura é
Vtotal = 10,0;mL + 9,9;mL = 19,9;mL = 0,0199;L
Logo a concentração de OH⁻ é
[OH^-] = 0,00001;mol0,0199;L approx 5,03times10^-4;mol/L

Passo 3

Para virar pH, a gente passa por pOH:
pOH = -log[OH^-] = -logl(5,03times10^-4r)approx 3,30
E como sabemos que
pH + pOH = 14,
então
pH = 14 - 3,30 = 10,70

Resposta

O pH da solução após adicionar 9,9 mL de HCl é aproximadamente 10,70.

Exercícios relacionados