500 mL de uma solução mista de HCl e NaCl com pH 4,4 foi adicionada de 1,2 g de NaOH(0,030 mol L^-1). Qual o pH da solução resultante? Por que esta solução tem o seu pH alterado de forma pronunciada.

Passo 1

O que a questão diz? Temos 500 mL de uma solução com HCl (ácido forte) e NaCl (sal inerte), cujo pH é 4,4. Depois a gente adiciona 1,2 g de NaOH (base forte). Pergunta: qual o pH final e por que ele muda muito?
Conteúdo: reação de neutralização ácido–base, cálculos de pH/pOH, estequiometria. Vamos precisar de: cálculo de concentração de H⁺ inicial, moles de HCl, moles de NaOH, reação H⁺+OH⁻→H₂O, depois [OH⁻] restante, pOH e pH.

Passo 2

Calcular concentração de H⁺ na solução inicial:
[H^+]inicial = 10^-pH = 10^-4,4 approx 3,98times10^-5,mol/L
Como o volume é 0,500 L, moles de HCl (que gera H⁺) são
nHCl = [H^+]inicialtimes V = 3,98times10^-5times0,500 approx 1,99times10^-5,mol

Passo 3

Calcular moles de NaOH adicionados. Massa molar do NaOH ≃ 40 g/mol, então
nNaOH = 1,2; g40;g/mol = 0,03;mol

Passo 4

Na reação de neutralização (1 mol de H⁺ consome 1 mol de OH⁻):
H^+ + OH^- to H2O
Moles de OH⁻ que sobra:
nOH^-,sobra = 0,03 - 1,99times10^-5 approx 0,02998;mol

Passo 5

Supondo volume final ≃ 0,500 L (adição de solido não altera quase nada), a concentração de OH⁻ é
[OH^-] = 0,029980,500 = 0,05996;mol/L
Calcula-se o pOH:
pOH = -log[OH^-] = -log(0,05996) approx 1,22
E o pH é
pH = 14 - pOH = 14 - 1,22 = 12,78

Passo 6

Por que mudou tanto? Porque não havia tampão: a solução só tinha HCl (ácido forte) e sal (NaCl), sem par conjugado que resistisse à adição de base. Assim, ao colocar muito mais OH⁻ do que H⁺, o meio ficou fortemente básico e o pH disparou.

Resposta

O pH final da solução é aproximadamente 12,78.

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