Qual o pH de uma solução tampão formada por 0,400 \mathrm{~mol} / \mathrm{L} de ácido fórmico e 1,00 \mathrm{~mol} / \mathrm{L} de formiato de sódio? \mathrm{Ka}=1,8 \times 10^{-4}.
\mathrm{pH}=\mathrm{pK}_{\mathrm{a}}+\log \frac{[\mathrm{A}-]}{[\mathrm{HA}]}

Passo 1

O enunciado pede o pH de uma solução tampão que contém ácido fórmico (HA) em concentração 0,400\\ \mathrm{mol/L} e íon formiato (\mathrm{A}^-) em concentração 1,00\\ \mathrm{mol/L}. O conteúdo envolvido é química de ácidos fracos e suas bases conjugadas, usando a equação de Henderson–Hasselbalch:
\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log \frac{[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]}

Passo 2

Para aplicar essa fórmula, precisamos primeiro calcular \mathrm{p}K_a a partir de \mathrm{K}_a=1,8\times10^{-4}. Usando
\mathrm{p}K_a = -\log_{10}(K_a)
temos
\mathrm{p}K_a = -\log_{10}\bigl(1,8\times10^{-4}\bigr) =\,-\bigl(\log_{10}1,8 + \log_{10}10^{-4}\bigr) =-(0,2553-4) =3,7447\approx3,745.

Passo 3

Agora, substituímos na equação de Henderson–Hasselbalch, com [\mathrm{A}^-]=1,00 e [\mathrm{HA}]=0,400:
\log\frac{[\mathrm{A}^-]}{[\mathrm{HA}]} = \log\frac{1,00}{0,400} = \log(2,50) = 0,398.
Logo,
\mathrm{pH} = 3,745 + 0,398 = 4,143\approx4,14.

Resposta

\mathrm{pH}\approx4,14

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