Considere dois béqueres, contendo no primeiro 1 L de água e no segundo uma solução tampão formada por ácido acético 0,10 mol L^-1 e acetato de sódio 0,10 mol L^-1. Calcule o pH inicial e final em cada um dos béqueres se em cada um deles for adicionado 1,0 times 10^-3 mol L^-1 de HCl. Comente os valores encontrados.

Passo 1

Beleza, vamos dar uma olhada no que a questão está pedindo. Temos dois béqueres:
  1. Béquer 1: Contém 1 litro de água pura.
  2. Béquer 2: Contém 1 litro de uma solução tampão feita com ácido acético (0,10 mol/L) e acetato de sódio (0,10 mol/L).
A gente precisa calcular o pH inicial e o pH final de cada béquer depois de adicionarmos 1,0 × 10⁻³ mol/L de HCl em cada um. Para resolver isso, vamos precisar entender alguns conceitos de química, como:
  • pH: Uma medida de quão ácida ou básica é uma solução.
  • Solução tampão: Uma solução que resiste a mudanças no pH quando pequenos volumes de ácido ou base são adicionados.
  • Reação ácido-base: Como o HCl interage com a água ou com a solução tampão.
Vamos resolver isso passo a passo!

Passo 2

Calculando o pH do Béquer 1 antes da adição do HCl:
O Béquer 1 tem apenas água pura. A água pura tem um pH neutro, que é 7. Isso porque a concentração de íons H⁺ é igual à de OH⁻, que é 1,0 × 10⁻⁷ mol/L.
pH = -log[H^+] = -log(1,0 times 10^-7) = 7

Passo 3

Calculando o pH do Béquer 2 antes da adição do HCl:
O Béquer 2 tem uma solução tampão de ácido acético e acetato de sódio, ambas a 0,10 mol/L. Para soluções tampão, usamos a equação de Henderson-Hasselbalch para encontrar o pH inicial.
A equação é:
pH = pKa + log([Base][Ácido]) Á
Para o ácido acético, pH = 4,76 + log(0,100,10) = 4,76 + 0 = 4,76 é aproximadamente 4,76. Como as concentrações de ácido e base são iguais (0,10 mol/L), o logaritmo será zero.

Passo 4

Adicionando HCl ao Béquer 1:
Quando adicionamos HCl à água pura, o HCl se dissocia completamente:
HCl H^+ + Cl^-
A concentração de H⁺ adicionada é 1,0 × 10⁻³ mol/L. Então, a nova concentração de H⁺ na solução será:
[H^+] = 1,0 times 10^-7 , (da água) + 1,0 times 10^-3 = 1,001 times 10^-3 , mol/L á
Como 1,0 × 10⁻³ é muito maior que 1,0 × 10⁻⁷, podemos ignorar o termo menor:
[H^+] approx 1,0 times 10^-3 , mol/L
Então, o pH será:
pH = -log(1,0 times 10^-3) = 3

Passo 5

Adicionando HCl ao Béquer 2:
Aqui, o HCl vai reagir com o acetato de sódio na solução tampão. A reação é:
H^+ + CH3COO^- CH3COOH
Inicialmente, temos 0,10 mol/L de ácido acético e 0,10 mol/L de acetato de sódio. Ao adicionar 1,0 × 10⁻³ mol/L de HCl, o H⁺ vai diminuir a concentração de acetato e aumentar a de ácido acético:
[CH3COO^-] = 0,10 - 0,001 = 0,099 , mol/L
[CH3COOH] = 0,10 + 0,001 = 0,101 , mol/L
Agora, usamos novamente a equação de Henderson-Hasselbalch para encontrar o novo pH:
pH = 4,76 + log(0,0990,101)
Calculando o logaritmo:
log(0,0990,101) approx log(0,9802) approx -0,0083
Então,
pH approx 4,76 - 0,0083 = 4,75

Resposta

O pH inicial do Béquer 1 (água pura) é 7 e, após a adição de HCl, cai para 3. No Béquer 2 (solução tampão), o pH inicial é aproximadamente 4,76 e, após a adição de HCl, muda levemente para 4,75. Isso mostra que a solução tampão resiste a alterações significativas no pH, enquanto a água pura sofre uma grande mudança.

Exercícios relacionados