Calcule o pH antes e depois da adição de 0,010 mol de HCl a 0,100 litro de:
HC2 H3 O2 1,00 mol / L+NaC2 H3 O2 1,00 mol / L.

Passo 1

Beleza, aqui a ideia é calcular o pH de um tampão de ácido acético/sal de acetato antes e depois de jogar 0,010 mol de HCl. Isso é química de ácido‐base, mais especificamente tampões. Para resolver a gente vai precisar de:
  1. A constante de acidez do ácido acético ( Kaapprox1,8times10^-5) e transformar em pKa,
  2. A equação de Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa + log[A^-][HA]
3) Contar moles de ácido e base conjugada antes e depois da adição de HCl e ajustar as concentrações.

Passo 2

Primeiro, calcula o pKa:
pKa = -log Ka = -log(1,8times10^-5)approx4,74
No tampão inicial temos 0,100 L de solução com 1,00 M de ácido acético (HA) e 1,00 M de acetato (A⁻). Então moles iniciais:
- n(HA) = 1,00Mtimes0,100L=0,100mol
- n(A^-) = 1,00Mtimes0,100L=0,100mol
Como as concentrações são iguais, pela Henderson–Hasselbalch:
$$pH_{antes} = pK_a + \log\frac{[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]}
= 4{,}74 + \log\frac{1{,}00}{1{,}00} = 4{,}74 + 0 = 4{,}74$$

Passo 3

Agora adiciona 0,010 mol de HCl. O HCl vai reagir completamente com A⁻:
H^+ + A^- to HA
Logo, moles depois:
- n(A^-)novo = 0,100 - 0,010 = 0,090mol
- n(HA)novo = 0,100 + 0,010 = 0,110mol
Se a gente mantiver o volume efetivo em 0,100 L (hipótese usual), as novas concs são:
$$[\mathrm{A}^-] = \frac{0{,}090}{0{,}100} = 0{,}90~\mathrm{M},\quad
[\mathrm{HA}] = \frac{0{,}110}{0{,}100} = 1{,}10~\mathrm{M}$$
Plugando na Henderson–Hasselbalch:
[A^-] = 0,0900,100 = 0,90M, [HA] = 0,1100,100 = 1,10M

Resposta

pH antes da adição = 4,74
pH depois da adição = 4,65

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