Exemplo: considere uma solução tampão feita de ácido acético e acetato de sódio, ambos a concentração 0,01 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}. Qual o pH dessa solução tampão? \mathrm{Ka}=1,8 \times 10^{-5}

Passo 1

O enunciado nos dá uma solução tampão composta por ácido acético \mathrm{CH_3COOH} e seu sal acetato de sódio \mathrm{CH_3COO^-}, ambos com concentração 0,01\\ \mathrm{mol/L}. Queremos calcular o pH dessa solução sabendo que \mathrm{K_a}=1,8\times10^{-5}. O conteúdo principal aqui é a equação de Henderson–Hasselbalch para tampões ácido fraco/ base conjugada.

Passo 2

A equação de Henderson–Hasselbalch relaciona o pH ao pKa do ácido e à razão entre a base conjugada e o ácido:
\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\frac{[\mathrm{base}]}{[\mathrm{ácido}]}á
No nosso caso, a “base” é \mathrm{CH_3COO^-} e o “ácido” é \mathrm{CH_3COOH}.

Passo 3

Como ambas as concentrações são iguais, temos
[\mathrm{CH_3COO^-}] = [\mathrm{CH_3COOH}] = 0,01\\ \mathrm{mol/L}
Logo,
\frac{[\mathrm{base}]}{[\mathrm{ácido}]} = 1 \quad\Longrightarrow\quad \log\frac{[\mathrm{base}]}{[\mathrm{ácido}]} = \log 1 = 0áá
Substituindo na equação de Henderson–Hasselbalch:
\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + 0 = \mathrm{p}K_a

Passo 4

Calculamos \mathrm{p}K_a a partir de \mathrm{K_a}:
\mathrm{p}K_a = -\log\bigl(\mathrm{K_a}\bigr) = -\log\bigl(1,8\times10^{-5}\bigr)\approx4,74

Resposta

O pH da solução tampão é aproximadamente 4,74.

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