Um químico deseja preparar 1 litro de um tampão 0,050 molar de ácido butírico/butirato de sódio a pH=5,0. Quantos mols de ácido butírico e de butirato de sódio serão necessários para preparar esta solução? ( Ka=1,48 times 10^-5 )

Passo 1

O enunciado pede que a gente prepare 1 L de tampão ácido butírico/butirato de sódio de concentração total 0,050 M em pH =5,0. O conteúdo principal aqui é usar a equação de Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa + log[A^-][HA]
onde HA é o ácido butírico e A^- é o butirato de sódio. Vamos precisar do pKa do ácido e da condição de concentração total:
[HA]+[A^-]=0,050;mol/L

Passo 2

Calculamos pKa a partir de Ka=1,48times10^-5:
pKa = -log10l(1,48times10^-5r) approx 4,83

Passo 3

Aplicamos Henderson–Hasselbalch para obter a razão [A^-]/[HA]:
5,0 = 4,83 + log[A^-][HA] Longrightarrow [A^-][HA] = 10^5,0-4,83 approx 1,48

Passo 4

Seja nHA a concentração molar de ácido e nA^- a do sal. Temos
nA^- = 1,48,nHA, nHA + nA^- = 0,050

Passo 5

Substituindo a razão na soma:
nHA + 1,48,nHA = 0,050 Longrightarrow 2,48,nHA = 0,050 Longrightarrow nHA = 0,0502,48 approx 0,0202;mol/L
Então
nA^- = 0,050 - 0,0202 = 0,0298;mol/L
Como preparamos 1 L, esses valores em mol são iguais às concentrações.

Resposta

Moles de ácido butírico (HA): 0,0202,mol
Moles de butirato de sódio ( A^-): 0,0298,mol

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