Suponha que 215 mL de solução contenham 0,1 mol de c3 C OOH. ( K аснзсоон =1,795 times 10^-5аснзсоон )
(a) Qual o pH da solução?
(b) Qual o pH depois da adição de 0,12 mol de c H3 COONa ? (Suponha que não houve variação de volume)
© Qual é o pH se forem adicionados à solução (b) 0,01 mol de NaOH ? (Suponha que não houve variação de volume).

Passo 1

Beleza, resumindo a parada: temos 215 mL de solução com 0,1 mol de CH₃COOH (ácido acético), cujo Ka = 1,795×10⁻⁵.
(a) Queremos o pH dessa solução só de ácido fraco.
(b) Depois vamos adicionar 0,12 mol de CH₃COONa (o sal, que é a base conjugada) e achar o novo pH.
© Por fim, adicionamos 0,01 mol de NaOH nessa solução tamponada e calculamos de novo o pH.
Conteúdo: equilíbrio de ácidos fracos, aproximação x²≈Ka·c, tampão ácido/base conjugada, fórmula de Henderson–Hasselbalch e reação de neutralização.

Passo 2

Item (a): pH do ácido acético puro
  1. Concentração inicial de HA:
c = 0,1 mol0,215 Lapprox0,465 M
  1. Equilíbrio:
HA<=ftharpoons H^+ + A^-
Assumindo Ka=x^2c;Longrightarrow;xapproxraizKa,c =raiz1,795times10^-5times0,465approx2,89times10^-3 M e pH=-log[H^+]approx-log(2,89times10^-3)approx2,54,
  1. Então

Passo 3

Item (b): pH após adicionar o sal (formando tampão)
  1. Depois da adição mantemos volume fixo (0,215 L):
[HA]=0,1/0,215approx0,465 M, [A^-]=0,12/0,215approx0,558 M
  1. Fórmula de Henderson–Hasselbalch:
pH=pKa+log[A^-][HA], pKa=-log(1,795times10^-5)approx4,746
  1. Logo
pH=4,746+log0,5580,465 =4,746+log(1,2)approx4,746+0,079=4,825approx4,83

Passo 4

Item ©: pH após adicionar 0,01 mol de NaOH ao tampão
  1. Moles antes da reação:
    HA=0,10; A⁻=0,12; OH⁻=0,01.
    OH⁻ consome HA e vira A⁻:
nHA,novo=0,10-0,01=0,09, nA^-,novo=0,12+0,01=0,13
  1. Concentrações (relação HA/A⁻) entram na HH:
pH=pKa+log[A^-]novo[HA]novo =4,746+log0,130,09 =4,746+log(1,444)approx4,746+0,16=4,906approx4,91

Resposta

(a) pH ≈ 2,54
(b) pH ≈ 4,83
© pH ≈ 4,91

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