Uma amostra de HAC 0,01 mol / L ( Ka=1.8 times 10^-5 ), com o volume de 40 mL , é titulada com uma solução de Mg(OH)2(0.02 mol / L). Calcule o pH após a adição dos seguintes volumes de solução titulante
6.1-3.0 \mathrm{~mL}

Passo 1

O enunciado dá uma solução de ácido fraco HAC de concentração 0,01 mol/L e volume 40 mL, cujo Ka=1,8times10^-5. Titula-se com solução de Mg(OH)2 0,02 mol/L. Após adicionar 3,0 mL do titulante queremos o pH. O conteúdo é titulação de ácido fraco por base forte, usando o balanço de massa e a equação de Henderson–Hasselbalch.

Passo 2

Calcular moles iniciais de ácido e moles de OH^- adicionados.
Moles de HAC inicial:
nHA,0=CHAtimes VHA=0,01times0,040=0,00040 mol
Moles de Mg(OH)2 adicionados:
nMg(OH)2=0,02times0,003=0,00006 mol
Cada mol de Mg(OH)2 fornece 2 mol de OH^-, logo
nOH^-=2times0,00006=0,00012 mol

Passo 3

Reação:
OH^- + HA longrightarrow A^- + H2O
Moles de HA remanescente:
nHA=0,00040-0,00012=0,00028 mol
Moles de A^- formados:
nA^-=0,00012 mol

Passo 4

Volume total da solução:
Vtot=40,0 mL+3,0 mL=43,0 mL=0,043 L
Concentrações em equilíbrio:
[HA]=0,000280,043=0,00651 M, [A^-]=0,000120,043=0,00279 M
Aplicando Henderson–Hasselbalch
pH=pKa+log[A^-][HA], pKa=-log(1,8times10^-5)approx4,74,
[A^-][HA]=0,002790,00651approx0,43, log(0,43)approx-0,37,
pHapprox4,74-0,37=4,37

Resposta

O pH após adicionar 3,0 mL é aproximadamente 4,38.

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