Uma amostra de 40 mL de uma solução 0,0100 mol cdot L^-1 em ácido acético é titulada com 0,0200 mol cdot L^-1 de NaOH . Calcule o pH após a adição de (a, b, c, d) da solução de NaOH .
3,0 mL Resp.: 4,00

Passo 1

Beleza, vamos lá. Temos uma amostra de 40,0 mL de ácido acético 0,0100 M e adicionamos 3,0 mL de NaOH 0,0200 M. O conteúdo da matéria é titulação de ácido fraco com base forte, criando um sistema tampão. Para resolver, vamos precisar de:
  1. Calcular moles iniciais de CH₃COOH;
  2. Calcular moles de OH⁻ adicionados;
  3. Ver quantos moles de ácido reagem e quantos ficam de ácido e de base conjugada;
  4. Determinar as concentrações finais de ácido e de acetato;
  5. Usar a equação de Henderson–Hasselbalch, sabendo que pKₐ do ácido acético é 4,76.

Passo 2

Primeiro, moles iniciais de ácido acético (CH₃COOH):
nrm HA = C times V = 0,0100mol/Ltimes 0,0400L = 0,000400mol

Passo 3

Agora, moles de OH⁻ adicionados com o NaOH:
nrm OH^- = 0,0200mol/Ltimes 0,00300L = 0,0000600mol

Passo 4

O OH⁻ vai reagir completamente com o ácido CH₃COOH gerando acetato (CH₃COO⁻).
Reação: CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O
  • Moles de ácido que reagem = 0,0000600
  • Moles de ácido que ficam = 0,000400 – 0,0000600 = 0,000340 mol
  • Moles de acetato formados = 0,0000600 mol

Passo 5

Volume total da solução após adição = 40,0 mL + 3,0 mL = 43,0 mL = 0,0430 L.
Concentrações finais:
[HA] = 0,0003400,0430 = 0,007907M,
[A^-] = 0,00006000,0430 = 0,001395M

Passo 6

Agora a equação de Henderson–Hasselbalch pra tampão ácido fraco/base conjugada:
pH = pKa + log[A^-][HA]
Como pKₐ do ácido acético é 4,76:
pH = 4,76 + log0,0013950,007907 = 4,76 + log(0,1765) = 4,76 - 0,753 approx 4,01

Resposta

pH ≃ 4,00

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