Determine o pH final da solução resultante da mistura de 100 ml de solução tampão acético pH 4.75 (concentração analítica de acetato 2 M ) e 10 ml de solução de ácido cloridrico 0.01 M pK a=4,75

Passo 1

Neste exercício, precisamos calcular o pH final após misturar 100 ml de uma solução tampão acético com pH 4,75 e concentração de acetato de 2 M com 10 ml de ácido clorídrico (HCl) 0,01 M. Vamos usar conceitos de soluções tampão, cálculo de moles e a equação de Henderson-Hasselbalch para resolver.

Passo 2

Primeiro, vamos calcular as moles de HCl que estão sendo adicionadas. A concentração de HCl é 0,01 M e o volume é 10 ml (0,010 L):
mo<=s de HCl = 0,01 , M times 0,010 , L = 1 times 10^-4 , mo<=s

Passo 3

Agora, vamos calcular as moles de acetato ( CH3COO^-) na solução tampão. A concentração é 2 M e o volume é 100 ml (0,100 L):
mo<=s de CH3COO^- = 2 , M times 0,100 , L = 0,2 , mo<=s

Passo 4

O ácido clorídrico (HCl) é um ácido forte que vai reagir com a base conjugada do tampão, que no caso é o acetato ( CH3COO^-). A reação é:
HCl + CH3COO^- CH3COOH + Cl^-
Ou seja, o HCl vai consumir moles de CH3COO^- e formar moles de ácido acético ( CH3COOH).

Passo 5

Vamos calcular as moles após a reação:
  • Moles de CH3COO^- após a reação:
    0,2 , mo<=s - 1 times 10^-4 , mo<=s = 0,1999 , mo<=s
  • Moles de CH3COOH após a reação:
    0,2 , mo<=s + 1 times 10^-4 , mo<=s = 0,2001 , mo<=s

Passo 6

Agora, vamos determinar as concentrações após a mistura. O volume total é 100 ml + 10 ml = 110 ml (0,110 L):
[CH3COO^-] = 0,1999 , mo<=s0,110 , L approx 1,818 , M
[CH3COOH] = 0,2001 , mo<=s0,110 , L approx 1,818 , M

Passo 7

Utilizamos a equação de Henderson-Hasselbalch para encontrar o pH final:
pH = pKa + log ( [A^-][HA] )
Como as concentrações de CH3COO^- e CH3COOH são aproximadamente iguais, o logaritmo resulta em zero:
pH = 4,75 + log ( 1,8181,818 ) = 4,75 + 0 = 4,75

Resposta

O pH final da solução resultante é aproximadamente 4,75.

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