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:
pH = pKa + loggl([base][ácido]gr) á
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:
CH3COO^- + H^+ longrightarrow CH3COOH
Logo:
  • Moles de base finais =
  • Moles de ácido finais =
    onde e 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:
nB = 0,0150 mol de CH3COO^-,, nA = 0,0156 mol de CH3COOH,
E a gente adiciona nB,final &= 0,0150 - 0,0100 = 0,0050 mol, nA,final &= 0,0156 + 0,0100 = 0,0256 mol mol. Então:
pH &= 4,76 + log!gl(nB,finalnA,finalgr) = 4,76 + log!gl(0,00500,0256gr) &= 4,76 + log(0,1953) = 4,76 - 0,709 approx 4,05,
Agora, aplica Henderson–Hasselbalch com :

Resposta

pH ≃ 4,05

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