Calcule a variação no pH que ocorre quando uma porção de 100 mL de HCl 0,0500 mol L⁻¹ é adicionada a 400 mL da solução tampão 0,200 mol L⁻¹ em NH3 e 0,300 mol L⁻¹ em NH₄Cl
Passo 1
O enunciado pede a variação do pH quando uma porção de
de
é adicionada a
de uma solução tampão formada por
e
.\n\nInformações dadas (relevantes):
A pergunta é: qual a variação do pH (ΔpH) provocada por essa adição?
Passo 2
Calcular as quantidades de matéria (moles) iniciais dos componentes do tampão — isso é essencial para fazer a estequiometria com o ácido adicionado.\n\nMoles de
inicialmente:
Passo 3
Entender a reação que ocorre:
é ácido forte e reage com a base
(base fraca) segundo
Cada mol de
consome 1 mol de
e forma 1 mol de
. Como
e
, há excesso de
. Portanto, as quantidades finais serão:
Passo 4
Calcular as concentrações finais após mistura, lembrando que o volume total mudou:
.\n\nConcentração final de
:
Passo 5
Explicar a fórmula que vamos usar para calcular o pH de um tampão: a equação de Henderson–Hasselbalch. Para um par ácido conjugado/ base conjugada (aqui
), a forma conveniente é
onde
e
é a constante de ionização ácida do ácido conjugado (
neste caso). Outra relação útil é
porque
(a
), e para a amônia sabemos a constante básica
.\n\nValor adotado (valor padrão a
):
Então
e
Aqui eu expliquei o que é cada termo:
é o log negativo da concentração de
;
é a medida da força do ácido conjugado;
é a concentração da base conjugada (
);
é a concentração do ácido conjugado (
).
Passo 6
Calcular o pH antes da adição (usando as concentrações iniciais) — primeiro convertemos as concentrações iniciais (já dadas) e aplicamos Henderson–Hasselbalch.\n\nConcentrações iniciais (já dadas no enunciado):
Passo 7
Calcular o pH após a adição (usando as concentrações finais calculadas no passo 4) aplicando novamente Henderson–Hasselbalch.\n\nConcentrações finais:
Passo 8
Calcular a variação do pH:
Interpretação: o pH diminuiu em aproximadamente
unidades por causa da adição do ácido. É uma mudança pequena — mostra o efeito tampão.