Obs.: É permitido o uso de calculadora, porém todas as respostas devem vir acompanhadas dos cálculos pertinentes, com o desenvolvimento das equações até a resposta final.
Um tampão é preparado pela dissolução de 8,25 g de acetato de sódio (massa molar =82,03 g / mol ) em 500 mL e de uma solução 0,175 mol L^-1 de ácido acético (CH3 COOH) com Ka=1,75 times 10^-5. Responda o que se pede:
a) Escreva a reação deste equilibrio e calcule o pH desta solução.
b) Qual dos seguintes ácidos é mais adequado para preparar um tampão de pH 3,10? Peróxido de hidrogênio (pKa=11,65), ácido propanoico (pKa=4,87), ácido cianoacético (pKa=2,47) ou ácido 4aminobenzenossulfônico ( pKa=3,23 ). Explique sua resposta.

Passo 1

Beleza, então vamos lá! Recebemos um exercício sobre tampões, que são soluções que resistem a mudanças de pH quando adicionamos um pouco de ácido ou base. Para resolver essa questão, vamos precisar entender um pouco sobre reações de equilíbrio ácido-base e como calcular o pH de uma solução tampão usando a equação de Henderson-Hasselbalch. Também vamos precisar saber como escolher o ácido certo para ajustar o pH desejado.

Passo 2

Primeiro, vamos escrever a reação de equilíbrio entre o ácido acético ($ \mathrm{CH}_3\mathrm{COOH} CH3COOH ó \mathrm{CH}_3\mathrm{COONa} CH3COONa óáí \mathrm{CH}_3\mathrm{COO}^- CH3COO^- íó \mathrm{Na}^+ $).
Na^+
Essa é a reação de equilíbrio que ocorre na solução tampão.

Passo 3

Agora, vamos calcular o pH dessa solução tampão. Para isso, usamos a equação de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log( [A^-][HA] )
Onde:
  • $ \mathrm{pH} $ é o que queremos encontrar.
  • $ \mathrm{p}K_a $ é o logaritmo negativo da constante de dissociação ácida ($ K_a $) do ácido acético.
  • $ [\mathrm{A}^-] $ é a concentração do íon acetato.
  • $ [\mathrm{HA}] $ é a concentração do ácido acético.
Vamos calcular cada parte:
  1. Calculando $ \mathrm{p}K_a $:
pH
  1. Calculando $ [\mathrm{A}^-] $:
Primeiro, encontramos o número de mols de acetato de sódio:
pKa
Como a solução final é de 500 mL (0,5 L), a concentração de $ \mathrm{A}^- $ é:
Ka
  1. Calculando $ [\mathrm{HA}] $:
A concentração do ácido acético já foi dada como 0,175 mol/L.
  1. Aplicando na equação de Henderson-Hasselbalch:
[A^-]
[HA]
pKa
pKa = -log(Ka) = -log(1,75 times 10^-5) approx 4,76

Resposta

a) A reação de equilíbrio é $ \mathrm{CH}_3\mathrm{COOH} \leftrightarrow \mathrm{CH}_3\mathrm{COO}^- + \mathrm{H}^+ $ e o pH da solução é aproximadamente 4,82.
b) O ácido mais adequado para preparar um tampão de pH 3,10 é o ácido 4-aminobenzenossulfônico (pKa=3,23), pois seu pKa está mais próximo do pH desejado, garantindo uma melhor capacidade tampão nessa faixa de pH.

Exercícios relacionados