Quantos mols de NaC2 H3 O2 deveriam ser adicionados a 275 mL de HC2 H3 O2 0,20 mol / L para preparar um tampão com pH=4,50 ? Suponha que não haja variação de volume.

Passo 1

Beleza, então o que a gente tem aqui?
Você tem 275 mL de uma solução de ácido acético (HC₂H₃O₂) 0,20 mol/L e quer transformar isso num tampão de pH 4,50, adicionando acetato de sódio (NaC₂H₃O₂). O conteúdo é de tampões ácido–base e a ferramenta principal é a equação de Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa + log[A^-][HA]
Vamos precisar do do ácido acético (que é 4,76) e calcular quantos mols de base conjugada (A⁻) você tem que ter em relação ao ácido (HA).

Passo 2

Primeiro, calcula quantos mols de ácido acético (HA) você já tem inicialmente:
Volume = 275 mL = 0,275 L
Concentração = 0,20 mol/L
nrm HA = Ccdot V = 0,20 times 0,275 = 0,055mol

Passo 3

Agora usa Henderson–Hasselbalch e resolve para a razão 4,50 = 4,76 + log[A^-][HA] :
log[A^-][HA] = 4,50 - 4,76 = -0,26
[A^-][HA] = 10^-0,26 approx 0,55

Passo 4

Como o volume não muda, a razão de concentrações é a razão de mols. Então se temos 0,055 mol de HA e queremos que
nrm A^-0,055 = 0,55,
basta isolar nrm A^- = 0,055 times 0,55 = 0,03025mol :

Resposta

Você deve adicionar aproximadamente mol de NaC₂H₃O₂ para obter o tampão com pH 4,50.

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