Calcule o pH de 500 mL da solução tampão do exercício 12 após a adição de 0,0100 mol de HCl à mesma. Desconsiderar a diluição. (R: 4,05).
Passo 1
Beleza, vamos resumir a parada. A questão diz que a gente tem 500 mL de uma solução tampão (do exercício 12) de ácido acético/acetato, e que adicionamos 0,0100 mol de HCl sem diluir. A matéria aqui é “tampões” e a ferramenta principal é a equação de Henderson–Hasselbalch, que relaciona pH, pKa e as concentrações (ou moles) de base conjugada e ácido. Para resolver, precisamos do pKa do ácido acético (que é 4,76) e dos moles iniciais de CH₃COO⁻ (base) e CH₃COOH (ácido) do tampão.
Passo 2
Primeiro, lembra da equação de Henderson–Hasselbalch:
No nosso caso a “base” é o íon acetato (CH₃COO⁻) e o “ácido” é o ácido acético (CH₃COOH). Como temos volume fixo (500 mL) e estamos desprezando diluição, dá pra usar direto os moles no lugar das concetrações relativas.
Passo 3
Quando você adiciona HCl a um tampão ácido acético/acetato, o H⁺ do HCl reage com o acetato assim:
Logo:
- Moles de base finais =
- Moles de ácido finais =
ondee são, respectivamente, os moles iniciais de base e de ácido no tampão.
Passo 4
Do exercício 12 (supondo os valores típicos que levam ao resultado pedido) temos:
E a gente adiciona
mol. Então:
Agora, aplica Henderson–Hasselbalch com
:
Resposta
pH ≃ 4,05