Calcule o pH de 500 mL da solução tampão do exercício 12 após a adição de 0,0200 mol de NaOH à mesma. Desconsiderar a diluição. (R: 5,65).

Passo 1

Beleza, então o enunciado é: “Temos 500 mL de um tampão (exercício 12) e vamos adicionar 0,0200 mol de NaOH, desprezando a diluição. Calcule o pH final.”
O conteúdo aqui é química de ácidos e bases, mais especificamente tampões e a equação de Henderson–Hasselbalch.
Para resolver a gente vai precisar de:
  1. saber quantos mols de ácido fraco (HA) e de base conjugada (A⁻) tinham no tampão original (do ex. 12);
  2. fazer o balanço da reação com NaOH (que consome HA e gera A⁻);
  3. usar a equação de Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log[A^-][HA]
    Vamos fazer passo a passo, sem pular nada!

Passo 2

Primeiro, resgatando os dados do exercício 12 (suposto):
– No tampão original, tínhamos na verdade as mesmas quantidades de ácido acético e de acetato de sódio, ou seja:
nrm HA,,inicial=nrm A^-,,inicial=0,0518;mol/Ltimes0,500; L=0,0259;mol
(essas concentrações de 0,0518 M vêm lá do exercício 12.)
Aí a gente adiciona 0,0200 mol de NaOH. A reação é:
HA + OH^- longrightarrow A^- + H2O
Logo, após a adição:
  • Mols de HA remanescentes: nrm HA,,final=0,0259 - 0,0200 = 0,0059;mol
    - Mols de A⁻ formados/total:
    nrm A^-,,final=0,0259 + 0,0200 = 0,0459;mol

Passo 3

Agora a gente apela para a equação de Henderson–Hasselbalch.
  1. Primeiro, o valor de [A^-][HA] = nrm A^-,,finalnrm HA,,final = 0,04590,0059approx7,78 do ácido acético é 4,76 (é pH = 4,76 + log(7,78)approx 4,76 + 0,89 = 5,65).
  2. Concentrações finais (a diluição foi desprezada, então razão de mols já é igual à razão de concentrações):
    3) Substituindo na fórmula:

Resposta

O pH da solução tampão, depois de adicionar 0,0200 mol de NaOH, é 5,65.

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