Calcule o pH antes e depois da adição de 0,010 mol de HCl a 0,100 litro de:
HC2 H3 O2 0,20 mol / L+NaC2 H3 O2 0,20 mol / L

Passo 1

Beleza, vamos lá: o exercício pede para calcular o pH de um tampão (mistura de ácido acético, HC₂H₃O₂, e seu sal, NaC₂H₃O₂) antes e depois de adicionarmos 0,010 mol de HCl.
Conteúdo: química analítica / equilíbrio ácido–base, tampões e a equação de Henderson–Hasselbalch.
O que a gente vai precisar:
  1. Saber o conceito de tampão e que o HCl vai reagir com a base conjugada (acetato).
  2. Conhecer a equação de Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa + log[A^-][HA]
  1. Valor de pKa do ácido acético (aprox. 4,76).
  2. Calcular quantos mols de HA e A⁻ a gente tem inicialmente (e depois da adição de HCl).

Passo 2

Primeiro, monta a “tabela” de mols iniciais:
Volume do tampão: 0,100 L.
[HC₂H₃O₂] = 0,20 mol/L ⇒ mols de HA = 0,20 × 0,100 = 0,020 mol
[NaC₂H₃O₂] = 0,20 mol/L ⇒ mols de A⁻ = 0,20 × 0,100 = 0,020 mol
Como é tampão (HA + A⁻ iguais), a razão [A⁻]/[HA] = 0,020/0,020 = 1.
Agora aplicamos Henderson–Hasselbalch para achar o pH antes da adição:
pHantes = pKa + log[A^-][HA] = 4,76 + log(1) = 4,76 + 0 = 4,76

Passo 3

Quando a gente adiciona 0,010 mol de HCl, o HCl (um ácido forte) vai “comer” 0,010 mol de A⁻:
A^- + H^+ to HA
Então novos mols:
  • A⁻: 0,020 – 0,010 = 0,010 mol
  • HA: 0,020 + 0,010 = 0,030 mol
Volume total continua ≈ 0,100 L (a gente costuma desprezar o acréscimo de volume do ácido forte nessa conta).

Passo 4

Aplica de novo Henderson–Hasselbalch com a nova razão:
pHdepois = 4,76 + log0,0100,030 = 4,76 + logl(tfrac13r) = 4,76 + (-0,4771) approx 4,28

Resposta

pH antes da adição de HCl = 4,76
pH depois da adição de HCl = 4,28

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