Uma solução tampão foi preparada dissolvendo-se 0,020 moles de ácido propiónico, \mathrm{CH}_{3} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{COOH}; cuja constante de acidez é igual a 1,3 \cdot 10^{-5} a 25^{\circ} \mathrm{C}, e 0,015 moles de propionato de sódio, \mathrm{CH}_{3} \mathrm{CH}_{2} \mathrm{COONa}, em água suficiente para completar 1,0 litro de solução.
a) Qual é o pH desta solução?
b) Qual será o pH desta solução depois da adição de 0,010 moles de iões de hidrogénio?

Passo 1

O enunciado dá uma solução tampão preparada com 0,020 mol de ácido propiónico \mathrm{CH}_{3}\mathrm{CH}_{2}\mathrm{COOH} (constante de acidez K_a = 1,3\times10^{-5} a 25^\circ\mathrm{C}) e 0,015 mol de propionato de sódio \mathrm{CH}_{3}\mathrm{CH}_{2}\mathrm{COO}^- em água até 1,0\:\mathrm{L}. Pede-se:
a) o pH inicial dessa solução;
b) o pH após adicionar 0,010 mol de íons \mathrm{H}^+.
Para resolver, usaremos a equação de Henderson–Hasselbalch e o tratamento de reações de neutralização na fase de adição de ácido.

Passo 2

Calcular o \mathrm{p}K_a do ácido usando
\mathrm{p}K_a = -\log\bigl(K_a\bigr) = -\log\bigl(1,3\times10^{-5}\bigr)\approx4,886.

Passo 3

Aplicar a equação de Henderson–Hasselbalch para o pH inicial:
\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\frac{[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]}.
Como [\mathrm{A}^-]=0,015\:\mathrm{M} e [\mathrm{HA}]=0,020\:\mathrm{M},
\mathrm{pH} = 4,886 + \log\frac{0,015}{0,020} =4,886 + \log(0,75) =4,886 - 0,125 =4,761\approx4,76.

Passo 4

Ao adicionar 0,010 mol de \mathrm{H}^+, ocorre neutralização de \mathrm{A}^- gerando mais \mathrm{HA}:
\mathrm{A}^- + \mathrm{H}^+ \longrightarrow \mathrm{HA}.
Moles antes: \mathrm{A}^-=0,015, \mathrm{HA}=0,020.
Moles após adição:
\mathrm{A}^- = 0,015 - 0,010 = 0,005,\quad \mathrm{HA} = 0,020 + 0,010 = 0,030.

Passo 5

Calcular o novo pH com Henderson–Hasselbalch:
\mathrm{pH} = 4,886 + \log\frac{0,005}{0,030} =4,886 + \log(0,1667) =4,886 - 0,778 =4,108\approx4,11.

Resposta

a) 4,76
b) 4,11

Exercícios relacionados