Considere uma solução tampão de volume
contendo
de
e
de
PO4. (a) Qual o pH desse tampão? (b) Quais são o pH e a mudança de pH resultantes após a adição de
de uma solução
de NaOH à solução tampão original? (b) Quais são o pH e a mudança de pH resultantes da adição de
de uma solução
de
à solução tampão original?
Passo 1
Vamos resolver um exercício sobre soluções tampão, que faz parte da Química de Soluções. Precisamos calcular o pH de uma solução tampão e ver como o pH muda quando adicionamos uma base forte (NaOH) ou um ácido forte (HNO₃) à solução. Para isso, vamos usar o conceito de equilíbrio ácido-base e as fórmulas relacionadas ao pH de tampões.
Passo 2
Primeiro, vamos identificar os componentes da solução tampão. Temos 0,140 mol/L de Na₂HPO₄ e 0,120 mol/L de KH₂PO₄ em 100,0 mL de solução. Esses compostos são a base conjugada (HPO₄²⁻) e o ácido conjugado (H₂PO₄⁻) do sistema tampão fosfato.
Passo 3
Vamos calcular as quantidades de espécie ácida e básica na solução. Como o volume é 100,0 mL (0,100 L):
- Moles de HPO₄²⁻:
- Moles de H₂PO₄⁻:
Passo 4
Para encontrar o pH do tampão, vamos usar a equação de Henderson-Hasselbalch:
Precisamos do valor de pKa para o par H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻. Sabemos que pKa₂ do ácido fosfórico (H₃PO₄) é aproximadamente 7,21.
Passo 5
Substituindo os valores na equação:
Passo 6
Agora, vamos para a parte (b) do exercício. Primeiro, adicionaremos 75,0 mL de uma solução 0,0100 mol/L de NaOH ao tampão original. O NaOH é uma base forte que vai reagir com o ácido conjugado H₂PO₄⁻.
Passo 7
Calculamos os moles de NaOH adicionados:
Passo 8
A reação entre NaOH e H₂PO₄⁻ é:
Então, os moles de H₂PO₄⁻ diminuem e os de HPO₄²⁻ aumentam:
- Novos moles de H₂PO₄⁻:
- Novos moles de HPO₄²⁻:
Passo 9
O novo volume total da solução é 100,0 mL + 75,0 mL = 175,0 mL (0,175 L). Calculamos as novas concentrações:
Passo 10
Aplicamos novamente a equação de Henderson-Hasselbalch:
Passo 11
Finalmente, na segunda parte (b), vamos adicionar 10,0 mL de uma solução 0,50 mol/L de HNO₃ ao tampão original. O HNO₃ é um ácido forte que vai reagir com a base conjugada HPO₄²⁻.
Passo 12
Calculamos os moles de HNO₃ adicionados:
Passo 13
A reação entre HNO₃ e HPO₄²⁻ é:
Então, os moles de HPO₄²⁻ diminuem e os de H₂PO₄⁻ aumentam:
- Novos moles de HPO₄²⁻:
- Novos moles de H₂PO₄⁻:
Passo 14
O novo volume total da solução é 100,0 mL + 10,0 mL = 110,0 mL (0,110 L). Calculamos as novas concentrações:
Passo 15
Aplicamos novamente a equação de Henderson-Hasselbalch:
Resposta
Após a adição de 10,0 mL de HNO₃, o pH da solução é aproximadamente 6,94, com uma diminuição de pH de 0,34 unidades.