Calcule o pH das seguintes soluções:
solução de 200 mL contendo 10 g de HCl (massa molar \mathrm{HCl}=36,45 \mathrm{~g} / \mathrm{mol} )

Passo 1

O que o enunciado pede: calcular o pH da solução descrita.
Informações dadas:
  • volume da solução: 200\\ \mathrm{mL} (peguei do enunciado);
  • massa de \mathrm{HCl}: 10\\ \mathrm{g} (peguei do enunciado);
  • massa molar do \mathrm{HCl}: M_{\mathrm{HCl}}=36,45\\ \mathrm{g/mol} (peguei do enunciado).
Objetivo final: encontrar o valor de \mathrm{pH} da solução.

Passo 2

Converter unidades para usar nas fórmulas: volume em litros e lembrar que a concentração será em \mathrm{mol/L}.
  • 200\\ \mathrm{mL} = 0{,}200\\ \mathrm{L}.
Explanação: para calcular concentração molar ( \mathrm{mol/L}) precisamos do volume em litros porque a unidade padrão de concentração molar é mol por litro.

Passo 3

Calcular o número de mols de \mathrm{HCl} usando a relação
n=\frac{\text{massa}}{\text{massa molar}}.
Substituindo os valores:
n=\frac{10\\ \mathrm{g}}{36,45\\ \mathrm{g/mol}}.
Fazendo a divisão obtemos aproximadamente
n \approx 0{,}2744\\ \mathrm{mol}.
Explicação didática: a massa molar diz quantos gramas existem em 1 mol. Dividindo a massa que temos pela massa de 1 mol obtemos quantos mols estão presentes.

Passo 4

Calcular a concentração molar [\,\mathrm{HCl}\,] (mols por litro):
c=\frac{n}{V}=\frac{0{,}2744\\ \mathrm{mol}}{0{,}200\\ \mathrm{L}}.
Fazendo a divisão:
c \approx 1{,}372\\ \mathrm{mol/L}.
Explicação didática: concentração molar é simplesmente quantos mols existem em cada litro de solução. Aqui, como o volume é menor que 1 L, a concentração ficou maior que o número de mols.

Passo 5

Relacionar a concentração de \mathrm{HCl} com a concentração de íons hidrogênio [H^+].
  • Para ácidos fortes como \mathrm{HCl} a dissociação é completa em água, ou seja cada mol de \mathrm{HCl} produz 1 mol de H^+. Portanto
[H^+] = [\mathrm{HCl}] = 1{,}372\\ \mathrm{mol/L}.
Explicação didática: ácido forte = dissociação praticamente 100%, então a concentração de íons H^+ é igual à concentração do ácido inicial.

Passo 6

Definição de pH e cálculo numérico:
\mathrm{pH} = -\log_{10}\bigl([H^+]\bigr).
Substituindo [H^+]=1{,}372:
\mathrm{pH} = -\log_{10}(1{,}372).
Cálculo do logaritmo (aproximação):
\log_{10}(1{,}372)\approx 0{,}1373,
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\mathrm{pH}\approx -0{,}1373 \approx -0{,}14.
Explicação didática: \log_{10} é o logaritmo na base 10; quando a concentração de H^+ é maior que 1\\ \mathrm{mol/L}, o logaritmo é positivo e o pH fica negativo. Não há problema físico com pH negativo — apenas indica solução muito ácida ( [H^+]>1\\ \mathrm{M}).

Passo 7

Verificação rápida das ordens de grandeza: se [H^+]=1{,}0\\ \mathrm{M} então \mathrm{pH}=0. Como [H^+]=1{,}372\\ \mathrm{M} (um pouco maior que 1), o pH deve ser um pouco negativo, consistente com \mathrm{pH}\approx-0{,}14.
Comentário final para te animar: deu trabalho, mas o procedimento é sempre o mesmo em exercícios desse tipo — calcular mols, passar para concentração, lembrar se o ácido é forte (dissociação total) e aplicar \mathrm{pH}=-\log_{10}[H^+]. Vai dar certo na prova!

Resposta

-0{,}14

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