Suponha que
de solução contém 0,10 mols de ácido acético e 0,10 mols de acetato de sódio. Calcule o pH desta solução. Calcule o pH resultante após a adição de 0,010 mols de NaOH à solução inicial (admita que a concentração do NaOH seja alta o suficiente para que a variação de volume seja desprezível).
Passo 1
Beleza, o problema diz que temos 1,0 L de uma solução que contém 0,10 mol de ácido acético (CH₃COOH) e 0,10 mol de acetato de sódio (CH₃COO⁻Na⁺). Primeiro a gente calcula o pH desse “buffer” de ácido acético/acetato. Depois adiciona 0,010 mol de NaOH (supondo volume constante) e refaz o pH.
Matéria: equilíbrio ácido-base, constante de acidez (K_a), pK_a e a famosa equação de Henderson–Hasselbalch. Vamos precisar usar:
Matéria: equilíbrio ácido-base, constante de acidez (K_a), pK_a e a famosa equação de Henderson–Hasselbalch. Vamos precisar usar:
- K_a do ácido acético (aprox. 1,8×10⁻⁵)
- pK_a = −log K_a
- pH pela equação de Henderson–Hasselbalch:
pH = pK_a + log ([base conjugada]/[ácido])
Passo 2
Teoria rápida e sem pulo de etapas:
- Ácido acético (HA) é um ácido fraco que se dissocia em H⁺ + A⁻.
- O sal acetato de sódio já fornece A⁻ prontinho.
- A constante de acidez é
- A gente não vai montar tabelinha nem resolver 3º grau: usa diretamente a forma prática (Henderson–Hasselbalch), que vale para soluções tampão:
Passo 3
Calculando o pK_a do ácido acético:
Passo 4
pH inicial (antes do NaOH):
- [HA] = 0,10 mol/1,0 L = 0,10 M
- [A⁻] = 0,10 mol/1,0 L = 0,10 M
Logo,
Passo 5
Agora adicionamos 0,010 mol de NaOH. O OH⁻ do NaOH vai reagir 1:1 com HA, transformando HA em A⁻:
- HA novo = 0,10 mol − 0,010 mol = 0,090 mol
- A⁻ novo = 0,10 mol + 0,010 mol = 0,110 mol
Como o volume praticamente não muda, as concentrações viram 0,090 M e 0,110 M. Usamos de novo Henderson–Hasselbalch:
Resposta
pH inicial ≃ 4,74
pH após adicionar 0,010 mol de NaOH ≃ 4,83
pH após adicionar 0,010 mol de NaOH ≃ 4,83