Suponha que você tenha uma solução de 50 mL de
. Qual o pH dessa solução quando.
d. É adicionado 50 mL de
d. É adicionado 50 mL de
Passo 1
O enunciado pede o
da solução depois de adicionar
de
a
de solução de
.
Informações dadas (tudo que vamos usar):
Pergunta: qual o final dessa solução após a adição?
Informações dadas (tudo que vamos usar):
Pergunta: qual o
Passo 2
Calcular as quantidades de matéria (moles) iniciais de acetato
e de
. Uso a fórmula
Para o acetato:
Para o ácido clorídrico:
Passo 3
Escrevo a reação relevante e uso estequiometria:
Como
, ambos se consomem totalmente. Produto formado:
O volume final é
Logo a concentração inicial do ácido acético formado é
Observação: não sobrou
inicial nem
; a solução final é essencialmente uma solução de ácido fraco
.
Passo 4
Agora tratamos a dissociação do ácido acético fraco. Reação de equilíbrio:
Constante de acidez (valor típico usado aqui):
Definição de
:
Explico as variáveis:
é a concentração do ácido não dissociado,
é a concentração de íons hidrogênio que define o
, e
é a concentração da base conjugada.
Passo 5
Faço a tabela ICE (inicial, variação, equilíbrio) em concentrações, tomando
como a concentração de ácido que se dissocia:
Substituo na expressão de
:
Isso leva à equação
Posso resolver exatamente pela fórmula quadrática ou usar aproximação
. Primeiro faço a aproximação prática (muito usada em prova):
Se , então
e
Se
Calculo:
Verifico a hipótese
: a dissociação percentual é
que é bem menor que
, então a aproximação é válida. Para ser rigoroso, posso resolver a equação quadrática:
Substituindo
:
Resultado praticamente igual ao aproximado.
Passo 6
Concentração de
no equilíbrio é
O
é
Pequeno incentivo: pronto — neutralizamos a base e sobrou um ácido fraco; controlar a conta com ICE e a verificação dos
deixam a aproximação segura. Boa! 😉