Um pesquisador diluiu 0,2 mol do sal NaAc em 2 L de água destilada. A solução resultante foi misturada com 2L de HCl(0,001 mol / L). Qual é o pH
  • .da solução final ?
Dados: KH A S=1,8 times 10^-5)(2,0)

Passo 1

Resumindo: diluímos 0,20 mol de acetato de sódio (NaAc) em 2,0 L de água e, em seguida, misturamos com 2,0 L de HCl (0,0010 mol/L). O sistema final contém ácido acético ( HAc) e íon acetato ( Ac^-), ou seja, um tampão ácido fraco/conjugada. Vamos usar a equação de Henderson–Hasselbalch para calcular o pH, sabendo que pKa=-log Ka e Ka(HAc)=1,8times10^-5.

Passo 2

Calcular as moles de cada reagente antes da reação ácido–base:
nAc^-^inicial=0,20 mol (do NaAc)
nH^+^inicial=0,0010 mol/Ltimes2,0 L=0,0020 mol

Passo 3

Reação de neutralização:
H^+ + Ac^- longrightarrow HAc
Como nH^+<nAc^-, todo H^+ é consumido. As moles finais são:
nHAc=0,0020 mol
nAc^-=0,20 - 0,0020 = 0,198 mol

Passo 4

Volume total da solução: 2,0 + 2,0 = 4,0 L.
Concentrações finais:
[HAc] = 0,00204,0 = 5,0times10^-4 M, [Ac^-] = 0,1984,0 = 4,95times10^-2 M

Passo 5

Calcular pKa:
pKa = -log(1,8times10^-5) approx 4,745
Usar Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa + log[Ac^-][HAc]

Passo 6

Substituindo:
[Ac^-][HAc] = 4,95times10^-25,0times10^-4 = 99,
pH = 4,745 + log(99) approx 4,745 + 1,996 = 6,74

Resposta

O pH da solução final é aproximadamente 6,74.

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