Calcule o pH de um tampão feito com 0,15 \mathrm{~mol} / \mathrm{L} de ácido acético e 0,3 \mathrm{mol} / \mathrm{L} de acetato de sódio ( \mathrm{Ka}=1,8 \times 10^{-5} ).

Passo 1

O enunciado pede o pH de um tampão formado por ácido acético e seu sal (acetato de sódio).
Conteúdo: equilíbrio ácido-base e uso da equação de Henderson–Hasselbalch.
Para resolver, vamos precisar de K_a do ácido acético e das concentrações molares de ácido ( \mathrm{HA}) e de base conjugada ( \mathrm{A^-}).

Passo 2

A equação de Henderson–Hasselbalch relaciona o pH do tampão com o pK_a e as concentrações de ácido e base conjugada:
\text{pH} = pK_a + \log\frac{[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]}
Aqui, [\mathrm{HA}] = 0,15, \mathrm{mol/L} e [\mathrm{A}^-] = 0,30, \mathrm{mol/L}.

Passo 3

Calculamos pK_a a partir de K_a=1{,}8\times10^{-5}:
pK_a = -\log\bigl(1{,}8\times10^{-5}\bigr)\approx -\bigl(\log1{,}8 + \log10^{-5}\bigr)\approx 4{,}74.

Passo 4

Agora aplicamos Henderson–Hasselbalch com a razão de concentrações:
\log\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]} = \log\frac{0{,}30}{0{,}15} = \log(2) \approx 0{,}30.

Passo 5

Somando os termos:
\text{pH} = 4{,}74 + 0{,}30 = 5{,}04.

Resposta

O pH do tampão é aproximadamente 5{,}04.

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