Qual é o pH de cada um dos seguintes tampões:
HC2 H3 O2 0,4 mol / L+NaC2 H3 O2 0,4 mol / L

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que temos um tampão formado por ácido acético (HC₂H₃O₂) 0,4 M e seu sal, o acetato de sódio (NaC₂H₃O₂) 0,4 M. O conteúdo da matéria aqui é ácido-base, mais precisamente tampões e a equação de Henderson–Hasselbalch. Para resolver vamos precisar conhecer a constante de dissociação ácida (Ka) do ácido acético e entender como usar essa equação pro pH de tampões.

Passo 2

Antes de mais nada, precisamos da reação de ionização do ácido acético na água e da definição de Ka:
HC₂H₃O₂ ⇌ H⁺ + C₂H₃O₂⁻
Ka = \displaystyle \frac{[H+],[C_2H_3O_2-]}{[HC_2H_3O_2]}
Também a gente costuma trabalhar com pKa, que é só o logaritmo negativo de Ka:
pKa = −log Ka
Pro ácido acético, Ka ≃ 1,8×10⁻⁵, então pKa ≃ 4,74.

Passo 3

A partir de Ka podemos chegar na famosa Henderson–Hasselbalch fazendo logaritmo na expressão de Ka e isolando [H⁺]. É assim:
Ka = [H⁺]·\frac{[A⁻]}{[HA]}
log Ka = log [H⁺] + log \frac{[A⁻]}{[HA]}
−log [H⁺] = −log Ka − log \frac{[A⁻]}{[HA]}
pH = pKa + log \frac{[A⁻]}{[HA]}
onde [A⁻] é a concentração da base conjugada (acetato) e [HA] a do ácido (ácido acético).

Passo 4

No nosso caso [A⁻] = 0,4 M e [HA] = 0,4 M, então a razão é 1:
\frac{[A⁻]}{[HA]} = \frac{0{,}4}{0{,}4} = 1
E log 1 = 0, então:
pH = pKa + 0 = pKa ≃ 4,74

Resposta

O pH do tampão é aproximadamente 4,74.

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