Calcular o pH de uma solução que é preparada para conter as seguintes concentrações analíticas:
0,0100 mol L^-1 de NaOH e 0,100 mol L^-1 de ácido carbônico. Kal=4 , 6 times 1 0^-7

Passo 1

O enunciado pede o pH de uma solução que, após preparo, contém as concentrações analíticas de NaOH igual a 0,0100:mol,L^-1 e de ácido carbônico ( H2CO3) igual a 0,100:mol,L^-1. O conteúdo principal aqui é equilíbrio ácido–base e, em particular, a formação de um sistema tampão formado pelo par H2CO3/HCO3^-. Para resolver, precisamos:
  1. Fazer a reação de neutralização entre OH^- e H2CO3.
  2. Calcular as concentrações de H2CO3 (ácido) e HCO3^- (base conjugada) após reação.
  3. Aplicar a equação de Henderson–Hasselbalch usando Ka1=4,6times10^-7.

Passo 2

A base forte OH^- reage quantitativamente com o ácido carbônico conforme:
H2CO3 + OH^- longrightarrow HCO3^- + H2O
Em molaridades iniciais por litro temos
,[H2CO3]i = 0,100,
[OH^-]i = 0,0100,
[HCO3^-]i = 0.
Como a reação consome 0,0100 de OH^- e do mesmo tanto de H2CO3, as concentrações finais são
[H2CO3] = 0,100 - 0,0100 = 0,0900:mol,L^-1,
[HCO3^-] = 0 + 0,0100 = 0,0100:mol,L^-1

Passo 3

Para um tampão ácido, usamos a equação de Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa1 + log[A^-][HA]
Aqui [A^-]=[HCO3^-] e [HA]=[H2CO3]. Calculamos primeiro
pKa1 = -logl(4,6times10^-7r)approx6,337

Passo 4

Substituindo na Henderson–Hasselbalch:
pH = 6,337 + log0,01000,0900
Calculando o logaritmo:
log0,01000,0900 = log(0,1111)approx -0,9542
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pH = 6,337 - 0,9542 = 5,383

Resposta

O pH da solução é aproximadamente 5,38.

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