Qual é o pH de cada uma das seguintes soluções-tampão:
\mathrm{CH}_{3} \mathrm{COOH} 0,4 \mathrm{~mol} \mathrm{~L}^{-1} \mathrm{e} \mathrm{CH}_{3} \mathrm{COONa} 0,4 \mathrm{~mol} \mathrm{~L}^{-1}

Passo 1

Estamos lidando com uma solução-tampão formada por ácido acético ( \mathrm{CH_3COOH}) e seu sal acetato de sódio ( \mathrm{CH_3COONa}), ambos na concentração de 0,4\,\mathrm{mol\,L^{-1}}. O conteúdo da matéria é o uso da equação de Henderson–Hasselbalch para calcular o pH de tampões. Vamos precisar do valor de \mathrm{K_a} do ácido acético.

Passo 2

A constante de ionização do ácido acético é
\mathrm{K_a} = 1,8\times10^{-5}.
Da reação
\mathrm{CH_3COOH} \rightleftharpoons \mathrm{H^+} + \mathrm{CH_3COO^-}
podemos usar a forma logarítmica (Henderson–Hasselbalch):
\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]}.

Passo 3

Como as concentrações são iguais, temos
\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]} = \frac{0,4}{0,4} = 1,
e portanto
\log\frac{[\mathrm{CH_3COO^-}]}{[\mathrm{CH_3COOH}]} = \log1 = 0.

Passo 4

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

Passo 5

Substituindo na equação de Henderson–Hasselbalch:
\mathrm{pH} = 4,74 + 0 = 4,74.

Resposta

O pH da solução-tampão é aproximadamente 4,74.

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