Considere uma solução de tampão ácido acético/acetato com pH 5 . O que acontece com o pH quando 100 mL dessa solução são diluídos para 1 L?

Passo 1

O enunciado diz que temos uma solução tampão de ácido acético/acetato com pH 5 e volume inicial de 100 mL, que é diluída até 1 L. O conteúdo envolve o uso da equação de Henderson–Hasselbalch para tampões e verificar o efeito da diluição na razão de concentrações dos pares ácido conjugado/base conjugada.

Passo 2

Para qualquer tampão ácido/acetato vale a equação de Henderson–Hasselbalch:
\mathrm{pH} = pK_a + \log\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]}\,.
No nosso caso, \mathrm{pH}=5 e pK_a\approx4,76.

Passo 3

A razão de concentrações antes da diluição é
\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]_0}{[\mathrm{CH_3COOH}]_0} =10^{\mathrm{pH}-pK_a} =10^{5-4,76}\approx10^{0,24}\approx1,74.

Passo 4

Ao diluir de 100 mL para 1 L, ambas as concentrações, [\mathrm{CH_3COO^-}] e [\mathrm{CH_3COOH}], caem pelo mesmo fator 10, mas a razão \frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]}
permanece igual a 1,74.

Passo 5

Como a razão não muda, a pH calculada por Henderson–Hasselbalch continua sendo
\mathrm{pH} = 4,76 + \log(1,74)\approx4,76+0,24=5.

Resposta

O pH permanece em 5 após a diluição.

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