8- Uma solução-tampão foi preparado adicionando-se 40 mL de solução NaH2 PO4 0,1 molL^-1, 30 mL de solução de NaOH 0,1 molL^-1 e 10 mL de água destilada, totalizando 80 mL de solução, responda:
a) Qual a reação geral da solução-tampão, indique o ácido e a base conjugada.
b) Calcule o pH da solução-tampão, sendo o Ka H2 PO4 6,17 times 10^-8.
c) Essa solução-tampão é mais eficiente em meio ácido ou em meio básico? Justifique sua resposta.

Passo 1

O enunciado descreve a preparação de um tampão a partir de 40 mL de solução de , 30 mL de e 10 mL de água, totalizando 80 mL. O conteúdo é tampões ácido–base e vamos usar a reação de neutralização seguida da equação de Henderson–Hasselbalch.

Passo 2

Quando adicionamos OH^- à base conjugada H2PO4^- ocorre:
H2PO4^- + OH^- longrightarrow HPO4^2- + H2O
Aqui o ácido é H2PO4^- e sua base conjugada é HPO4^2-.

Passo 3

Calculamos os mols iniciais e finais:
Após reação:
Concentrações no volume total de 0,080 L:

Passo 4

Usamos a equação de Henderson–Hasselbalch:
pH = pKa + log[base][ácido], á
com pKa=-log(6,17times10^-8)approx7,210. Logo,
pH=7,210+log0,03750,0125 =7,210+log(3) approx7,210+0,477=7,687approx7,69

Passo 5

Um tampão é mais eficiente quando seu pH está próximo de pKa e quando há quantidades semelhantes de ácido e base conjugada. Aqui [base] é maior que [ácido]á, então o tampão neutraliza melhor adição de H^+. Portanto, ele é mais eficiente em meio ácido, pois tem maior capacidade de resistir à queda de pH.

Resposta

a) H2PO4^- + OH^- to HPO4^2- + H2O; ácido: H2PO4^-, base conjugada: HPO4^2-.
b) pHapprox7,69.
c) Mais eficiente em meio ácido, pois há mais base conjugada do que ácido e o tampão resiste melhor à adição de H^+.

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