Considere a titulação de 25 mL de CH3-COOH 0,1 mol / L com NaOH 0,2 mol / L. Calcular os valores de pH e esboçar a curva de titulação para os seguintes volumes adicionados do titulante: 12,49 mL de NaOH

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício de titulação juntos! A gente tem 25 mL de ácido acético ( CH3COOH) com concentração de 0,1 M e vai titular com 0,2 M de hidróxido de sódio ( NaOH). Nosso objetivo é calcular o pH quando adicionamos 12,49 mL de NaOH e também esboçar a curva de titulação nesse ponto. Para isso, vamos precisar entender conceitos de química ácido-base, como reação de neutralização, pontos de equivalência e a equação de Henderson-Hasselbalch.

Passo 2

Primeiro, vamos entender o que acontece na titulação. Quando a gente adiciona NaOH ao ácido acético, ocorre uma reação de neutralização:
CH3COOH + NaOH CH3COO^- + H2O + Na^+
Aqui, o ácido acético ( CH3COOH) reage com o hidróxido de sódio ( NaOH) para formar acetato de sódio ( CH3COO^-) e água.

Passo 3

Vamos calcular quantos mols de CH3COOH e NaOH temos inicialmente e adicionados:
  • Mols de ácido acético:
nCH3COOH = CCH3COOH times VCH3COOH = 0,1,mol/L times 0,025,L = 0,0025,mol
  • Mols de NaOH adicionados:
nNaOH = CNaOH times VNaOH = 0,2,mol/L times 0,01249,L = 0,002498,mol

Passo 4

Agora, vamos ver quanto de ácido acético foi neutralizado pela base. A reação de neutralização é 1:1, então os mols de NaOH adicionados vão neutralizar a mesma quantidade de ácido acético:
  • Mols de ácido restantes:
nCH3COOH, restante = 0,0025,mol - 0,002498,mol approx 0,000002,mol
Praticamente, chegamos bem próximo do ponto de equivalência, onde todo o ácido foi neutralizado.

Passo 5

No ponto de equivalência, todo o ácido foi convertido em seu conjugado, o acetato de sódio ( CH3COO^-). Porém, estamos um pouquinho antes do ponto de equivalência (12,49 mL vs. 12,5 mL). Mesmo assim, para simplificar, consideraremos que estamos no ponto de equivalência.
Nesse ponto, a solução contém apenas o acetato de sódio, que é uma base conjugada fraca. Para calcular o pH, precisamos determinar a concentração de íons OH^- provenientes da hidrólise do acetato.

Passo 6

A hidrólise do acetato de sódio é representada por:
CH3COO^- + H2O rightarrow CH3COOH + OH^-
Vamos usar a constante de hidrólise ( Kb), que está relacionada ao Ka do ácido acético pela relação:
Ka times Kb = Kw
Sabemos que Ka para o ácido acético é 1,8 times 10^-5 e Kw é 1,0 times 10^-14. Então:
Kb = KwKa = 1,0 times 10^-141,8 times 10^-5 approx 5,56 times 10^-10

Passo 7

A equação para a hidrólise é:
Kb = [CH3COOH][OH^-][CH3COO^-]
Assumindo que [OH^-] = x e [CH3COOH] = x, temos:
5,56 times 10^-10 = x^2CCH3COO^-
Precisamos calcular CCH3COO^-, a concentração do acetato.

Passo 8

No ponto de equivalência, todo o ácido foi convertido em acetato. Então:
nCH3COO^- = 0,0025,mol
O volume total da solução é:
Vtotal = 25,mL + 12,5,mL = 37,5,mL = 0,0375,L
Então, a concentração de CH3COO^- é:
CCH3COO^- = 0,0025,mol0,0375,L = 0,0667,mol/L

Passo 9

Voltando à equação do Kb:
5,56 times 10^-10 = x^20,0667
Resolvendo para x:
x^2 = 5,56 times 10^-10 times 0,0667 x^2 approx 3,71 times 10^-11 x approx raiz3,71 times 10^-11 x approx 6,09 times 10^-6,mol/L
Esse x representa a concentração de OH^-.

Passo 10

Agora, vamos calcular o pOH:
pOH = -log[OH^-] pOH = -log(6,09 times 10^-6) pOH approx 5,21
E, sabendo que:
pH + pOH = 14 pH = 14 - pOH = 14 - 5,21 = 8,79

Resposta

O pH da solução após adicionar 12,49 mL de NaOH é aproximadamente 8,79.

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