Suponha que 215 mL de solução contenham
de
. (
)
(a) Qual o pH da solução?
(b) Qual o pH depois da adição de
? (Suponha que não houve variação de volume)
© Qual é o pH se forem adicionados à solução (b)
de NaOH ? (Suponha que não houve variação de volume).
(a) Qual o pH da solução?
(b) Qual o pH depois da adição de
© Qual é o pH se forem adicionados à solução (b)
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.
(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
- Concentração inicial de HA:
- Equilíbrio:
Assumindo
e
,
- Então
Passo 3
Item (b): pH após adicionar o sal (formando tampão)
- Depois da adição mantemos volume fixo (0,215 L):
- Fórmula de Henderson–Hasselbalch:
- Logo
Passo 4
Item ©: pH após adicionar 0,01 mol de NaOH ao tampão
- Moles antes da reação:
HA=0,10; A⁻=0,12; OH⁻=0,01.
OH⁻ consome HA e vira A⁻:
- Concentrações (relação HA/A⁻) entram na HH:
Resposta
(a) pH ≈ 2,54
(b) pH ≈ 4,83
© pH ≈ 4,91
(b) pH ≈ 4,83
© pH ≈ 4,91