21- Que massa de ácido acético é necessário para preparar 500 mL de uma solução tampão de pH=4,8 que contem 20,5 g de CH3CO2Na

Passo 1

Beleza, o enunciado pede pra gente preparar 500 mL de uma solução tampão de pH 4,8 que já tem 20,5 g de acetato de sódio (CH₃COO⁻Na⁺). A ideia é usar a equação de Henderson–Hasselbalch (pH = pKa + log[A⁻/HA]) pra encontrar quanto de ácido acético (CH₃COOH) a gente precisa. Então, os conteúdos que vamos precisar são:
  1. Conversão de massa em mol (tabela de massas molares).
  2. Cálculo de concentração ([A⁻] = n/V).
  3. Equação de Henderson–Hasselbalch e pKa do ácido acético (pKa = 4,76).

Passo 2

Primeiro, converte os 20,5 g de CH₃COO⁻Na⁺ em mol.
Massa molar do acetato de sódio:
MCH₃COO⁻Na⁺ = 82,03;g/mol
Logo, o número de mols de base conjugada (A⁻) é
nA^- = 20,5;g82,03;g/mol approx 0,2498;mol
E a concentração [A⁻] em 0,50 L é
[A⁻] = nA^-V = 0,24980,50 approx 0,4996;M

Passo 3

Agora usa Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa + log[A^-][HA]
Sabendo que pH = 4,8 e pKa = 4,76, temos
4,8 = 4,76 + log0,4996[HA] ;;Longrightarrow;; log0,4996[HA] = 0,04
0,4996[HA] = 10^0,04 approx 1,096 ;;Longrightarrow;; [HA] = 0,49961,096 approx 0,4558;M

Passo 4

Agora converte [HA] em número de mols de ácido:
nHA = [HA]times V = 0,4558;Mtimes 0,50;L approx 0,2279;mol
E por fim transforma em massa usando a massa molar do ácido acético (CH₃COOH = 60,05 g/mol):
mHA = nHAtimes MCH₃COOH = 0,2279;moltimes 60,05;g/mol approx 13,69;g

Resposta

Você precisa de aproximadamente 13,7 g de ácido acético.

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