de uma solução
de
são titulados com
. Calcule o pH da solução depois da adição de:
do
Passo 1
Beleza, vamos entender o que o exercício pede. Temos 10,0 mL de uma solução 0,10 mol/L de NH₃, que é uma base fraca, e vamos adicionar 1,0 mL de HCl 0,10 mol/L, que é um ácido forte. A questão é: qual vai ser o pH depois dessa adição?
Conteúdo da matéria: titulometria ácido‐base, reação de neutralização de base fraca com ácido forte, e uso da equação de Henderson–Hasselbalch para sistemas tampão.
O que vamos precisar:
Conteúdo da matéria: titulometria ácido‐base, reação de neutralização de base fraca com ácido forte, e uso da equação de Henderson–Hasselbalch para sistemas tampão.
O que vamos precisar:
- Calcular moles iniciais de NH₃ e moles de HCl adicionados;
- Ver quanto de NH₃ resta e quanto de NH₄⁺ se forma;
- Identificar que estamos num ponto de tampão (base/fraco + seu sal) e usar Henderson–Hasselbalch;
- Conhecer Kb do NH₃ (Kb ≃ 1,8×10⁻⁵) para achar pKa de NH₄⁺.
Passo 2
Calcular os moles de NH₃ e de HCl:
– Moles de NH₃ iniciais = C·V = 0,10 mol/L × 0,010 L = 1,0×10⁻³ mol
– Moles de HCl adicionados = 0,10 mol/L × 0,001 L = 1,0×10⁻⁴ mol
– Moles de NH₃ iniciais = C·V = 0,10 mol/L × 0,010 L = 1,0×10⁻³ mol
– Moles de HCl adicionados = 0,10 mol/L × 0,001 L = 1,0×10⁻⁴ mol
A reação é:
Logo, 1,0×10⁻⁴ mol de HCl consome 1,0×10⁻⁴ mol de NH₃ e gera 1,0×10⁻⁴ mol de NH₄⁺.
Passo 3
Determinar quantidades após reação:
– NH₃ restante = 1,0×10⁻³ mol − 1,0×10⁻⁴ mol = 9,0×10⁻⁴ mol
– NH₄⁺ formado = 1,0×10⁻⁴ mol
– NH₃ restante = 1,0×10⁻³ mol − 1,0×10⁻⁴ mol = 9,0×10⁻⁴ mol
– NH₄⁺ formado = 1,0×10⁻⁴ mol
O volume total agora é 10,0 mL + 1,0 mL = 11,0 mL = 0,011 L.
Passo 4
Calcular as concentrações do tampão:
Passo 5
Usar a equação de Henderson–Hasselbalch para ácido conjugado NH₄⁺ / base NH₃:
Sabemos que
, então
Agora:
Resposta
O pH da solução após adicionar 1,0 mL de HCl 0,10 mol/L é aproximadamente 10,21.