Explique os valores observados para o pH das soluções do procedimento 1.

Passo 1

O enunciado pede: “Explique os valores observados para o pH das soluções do procedimento 1.”
Informações que eu tenho do enunciado: somente essa frase. Não foram enviados os valores numéricos de pH, nem a lista das soluções usadas no procedimento 1, nem uma figura ou tabela com dados. Portanto não tenho como explicar valores numéricos específicos ou justificar discrepâncias particulares da sua turma.
Dado isso, vou (a) explicar passo a passo a teoria que permite interpretar qualquer pH observado numa experiência tipo “procedimento 1” e (b) mostrar como aplicar essa teoria para chegar a um valor esperado ou a uma explicação qualitativa. Assim você poderá aplicar o raciocínio às suas soluções e aos números observados.

Passo 2

O que é pH — definição e significado físico (aulas rápidas, sem pular etapas).
Definição: o pH é uma escala logarítmica que mede a acidez da solução. Por definição,
\mathrm{pH} = -\log_{10}\bigl([\mathrm{H^+}]\bigr),
onde [\mathrm{H^+}] é a concentração molar de íons hidrogênio (mol L^{-1}).
Exemplo simples: se [\mathrm{H^+}] = 10^{-3}\,\mathrm{mol\,L^{-1}} então
\mathrm{pH} = -\log_{10}(10^{-3}) = 3.
Interpretação: quanto maior [\mathrm{H^+}], menor o \mathrm{pH} (mais ácido). A água pura a 25^\circ\mathrm{C} tem [\mathrm{H^+}]=10^{-7}\,\mathrm{mol\,L^{-1}} e \mathrm{pH}=7 (neutra).

Passo 3

Soluções de ácidos e bases fortes — como prever o pH de forma direta.
Conceito: ácido forte se ioniza completamente em solução; base forte idem.
Para um ácido forte com concentração inicial c (mol L^{-1}), assumimos [\mathrm{H^+}] = c. Assim,
\mathrm{pH} = -\log_{10}\text{(c)}.
Exemplo: solução de \mathrm{HCl} 0{,}01\\ \mathrm{mol\,L^{-1}}: então [\mathrm{H^+}]=0{,}01=10^{-2} e
\mathrm{pH} = -\log_{10}(10^{-2}) = 2.
Regra prática: cada dez vezes de diluição (fator 10) aumenta o pH em 1 unidade para ácidos/bases fortes.

Passo 4

Soluções de ácidos fracos — a conta passo a passo com equilíbrio químico.
Conceito: ácido fraco HA parcialmente ioniza:
\mathrm{HA} \rightleftharpoons \mathrm{H^+} + \mathrm{A^-}.
Definimos a constante de acidez
K_a = \frac{[\mathrm{H^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}.
Se a concentração inicial do ácido for c e a fração que se ioniza for x, então em equilíbrio [\mathrm{H^+}]=x, [\mathrm{A^-}]=x, [\mathrm{HA}]=c-x. Substituindo:
K_a = \frac{x^2}{c-x}.
Se x \ll c (aproximação comum), temos K_a \approx x^2/c, então
x \approx \sqrt{K_a\,c}.
Logo o pH aproximado é
\mathrm{pH} \approx -\log_{10}\bigl(\sqrt{K_a\,c}\,\bigr) = \tfrac{1}{2}\bigl(\mathrm{p}K_a - \log_{10}c\bigr),
onde \mathrm{p}K_a = -\log_{10}K_a.
Exemplo numérico: ácido acético ( K_a \approx 1{,}8\times 10^{-5}) a c=0{,}10\\ \mathrm{mol\,L^{-1}}. Calcule:
x \approx \sqrt{1{,}8\times 10^{-5}\times 0{,}10} = \sqrt{1{,}8\times 10^{-6}} \approx 1{,}34\times 10^{-3},
então
\mathrm{pH} \approx -\log_{10}(1{,}34\times 10^{-3}) \approx 2{,}87.
Esse método explica por que soluções de ácidos fracos têm pH maior (menos ácido) que ácidos fortes na mesma concentração.

Passo 5

Sais e hidrólise — por que soluções de sal podem ter pH diferente de 7.
Quando um sal é formado por um ácido/base fraco(a) e um ácido/base forte(s), ocorre hidrólise que altera o pH:
  • Sal de ácido forte + base forte (ex.: \mathrm{NaCl}): queda na água: solução aproximadamente neutra ( \mathrm{pH}\approx 7 a 25^\circ\mathrm{C}), salvo efeito de \mathrm{CO_2}.
  • Sal de ácido fraco + base forte (ex.: \mathrm{NaA}, onde A^- é a base conjugada fraca): A^- reage com água gerando \mathrm{OH^-}, solução básica.
  • Sal de base fraca + ácido forte (ex.: \mathrm{NH_4Cl}): \mathrm{NH_4^+} doa \mathrm{H^+} para a água gerando solução ácida.
    Fórmula prática para base conjugada A^- (concentração c):
K_b = \frac{K_w}{K_a},\qquad [\mathrm{OH^-}] \approx \sqrt{K_b\,c},
e então \mathrm{pOH} = -\log_{10}[\mathrm{OH^-}], \mathrm{pH} = 14 - \mathrm{pOH} (a 25^\circ\mathrm{C}, \,K_w=10^{-14}).
Exemplo: \mathrm{CH_3COO^-} 0{,}10\\ \mathrm{M}, com K_b = K_w/K_a \approx 10^{-14}/1{,}8\times 10^{-5} \approx 5{,}6\times 10^{-10}. Então
[\mathrm{OH^-}] \approx \sqrt{5{,}6\times 10^{-10}\times 0{,}10} \approx 7{,}5\times 10^{-6},
\mathrm{pOH} \approx 5{,}12,\qquad \mathrm{pH} \approx 14 - 5{,}12 = 8{,}88.

Passo 6

Efeito do íon comum e soluções tampão — como entender pH quando há mistura de ácido fraco e seu sal.
Se a solução contém simultaneamente [\mathrm{HA}] e [\mathrm{A^-}], o equilíbrio é deslocado (efeito do íon comum). A equação de Henderson–Hasselbalch dá:
\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log_{10}\!\biggl(\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}\biggr).
Isso é muito útil para explicar pH observados em soluções tampão: a razão [\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}] controla o pH. Ex.: se [\mathrm{A^-}]=[\mathrm{HA}], então \mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a.

Passo 7

Diluição e água autoprotólise — por que pH muda com concentração e limites práticos.
  • Para soluções de ácidos/bases fortes, diluir 10× aumenta o pH em 1 (por definição logarítmica).
  • Para ácidos fracos, a fração dissociada aumenta ao diluir, mas há um limite: ao ficar muito diluído, a contribuição de água ( [\mathrm{H^+}] = 10^{-7}) passa a ser relevante. Portanto, para concentrações muito pequenas o pH pode aproximar-se de 7 e não seguir a fórmula simples.
  • Em medições experimentais de soluções muito diluídas deve-se considerar a contribuição do \mathrm{CO_2} do ar (veja passo 8).

Passo 8

Outros fatores experimentais que afetam os valores observados de pH (úteis para comparar teoria vs. prática).
  • Absorção de \mathrm{CO_2} pela água: água exposta ao ar dissolve \mathrm{CO_2} formando ácido carbônico e reduzindo o pH (água “pura” pode ter \mathrm{pH}\approx 5{,}6 por causa do \mathrm{CO_2}).
  • Temperatura: K_w depende da temperatura; a neutralidade ( \mathrm{pH}=7) só vale estritamente a 25^\circ\mathrm{C}. A temperaturas maiores K_w aumenta e o pH neutro diminui.
  • Calibração do eletrodo de pH: um eletrodo mal calibrado introduz erro sistemático.
  • Força iônica e atividades: em soluções concentradas a concentração não é o mesmo que atividade; isso pode deslocar o pH observado em relação ao pH calculado usando apenas concentrações.

Passo 9

Checklist passo a passo para explicar um valor de pH medido numa solução do “procedimento 1” (prático — siga isso na prova/relatório):
  1. Identifique o soluto e escreva a reação relevante (ionização ou hidrólise).
  2. Determine se é ácido/base forte ou fraco; se for sal, identifique se os íons são conjugados de ácidos/bases fracos ou fortes.
  3. Escolha a equação apropriada:
    • ácido/base forte: [\mathrm{H^+}]=c ou [\mathrm{OH^-}]=c;
    • ácido fraco: usar K_a e x\approx\sqrt{K_a c};
    • sal que hidrólise: usar K_a ou K_b via K_b=K_w/K_a e calcular [\mathrm{OH^-}] ou [\mathrm{H^+}];
    • tampão: usar Henderson–Hasselbalch.
  4. Calcule o pH aproximado e verifique a validade das aproximações ( x\ll c etc.). Se a aproximação falhar, resolva o polinômio do equilíbrio (ou repita sem a aproximação).
  5. Considere efeitos experimentais (CO2, temperatura, calibração, força iônica) se o valor observado divergir do teórico.

Passo 10

Exemplos rápidos que você pode comparar com seus dados do procedimento 1 (faça as contas como mostrado):
  • Se você tinha solução de \mathrm{HCl} 0{,}001\\ \mathrm{M}, espere \mathrm{pH} = 3.
  • Se você tinha acético 0{,}10\\ \mathrm{M} ( K_a\approx 1{,}8\times 10^{-5}), calculei acima \mathrm{pH}\approx 2{,}87.
  • Se você tinha \mathrm{NaCl} em água destilada expect neutralidade, mas se mediu \mathrm{pH}\approx 6 isso pode ser por \mathrm{CO_2} dissolvido ou eletrodo não calibrado.
  • Se tinha \mathrm{NH_4Cl} 0{,}10\\ \mathrm{M}, use K_a(\mathrm{NH_4^+})=K_w/K_b(\mathrm{NH_3}) e calculei um exemplo dando \mathrm{pH} ácido (por volta de 5 para concentrações 0{,}1\\ \mathrm{M}).

Passo 11

Como usar isso para escrever a explicação no relatório ou responder na prova (texto enxuto e objetivo):
  • Declare qual é o soluto e se ele é forte/fraco.
  • Mostre as contas (ou a equação de Henderson–Hasselbalch) usadas para prever o pH. Mostre as aproximações e justifique-as.
  • Compare o valor calculado com o valor medido e discuta possíveis causas de diferença (CO2, temperatura, calibração, força iônica). Seja específico: por exemplo, “a diferença de 0,5 unidade provavelmente vem da absorção de CO2” ou “a diferença sugere eletrodo mal calibrado”.

Resposta

Os valores observados de \mathrm{pH} no procedimento 1 são explicáveis identificando primeiro se cada soluto é ácido/base forte ou fraco (ou um sal), aplicando a fórmula adequada:
  • para ácido/base forte [\mathrm{H^+}]=c e \mathrm{pH}=-\log_{10}c;
  • para ácido fraco use K_a=\dfrac{[\mathrm{H^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]} e a aproximação [\mathrm{H^+}]\approx\sqrt{K_a c} (ou \mathrm{pH}\approx\tfrac{1}{2}(\mathrm{p}K_a-\log_{10}c));
  • para sais, determine hidrólise via K_b=K_w/K_a ou K_a=K_w/K_b e calcule [\mathrm{OH^-}] ou [\mathrm{H^+}];
  • para tampões use \mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a+\log_{10}\bigl([\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]\bigr).
    Diferenças entre pH teórico e medido geralmente provêm de absorção de \mathrm{CO_2}, temperatura (variação de K_w), força iônica (atividades) ou eletrodo mal calibrado; use o checklist dos passos para identificar qual desses efeitos explica cada discrepância observada.

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