Estime o pH para as seguintes soluções aquosas:
a) HCl 0,020 mol / L
b) NaOH 0,020 mol / L
c) NH3 0,020 mol / L(Kb=1,8 times 10^-5)
d) NaCl 0,020 mol / L
e) Um tampão preparado pela adição de 0,50 mol de ácido acético e 0,450 mol de acetato de sódio em água suficiente para perfazer 2,5 L de solução. (K a=1,8 times 10^-5)
f) O pH da solução anterior depois que depois que 0,040 mol de NaOH é adicionado,

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! A gente precisa estimar o pH de várias soluções aquosas que você listou. Para isso, vamos usar conceitos de química ácido-base, como definição de pH, comportamento de ácidos e bases fortes e fracas, e cálculo de tampões. Vamos precisar lembrar das fórmulas de pH, constantes de dissociação (Ka e Kb) e entender como funcionam as reações de neutralização. Bora lá!

Passo 2

a) HCl 0,020 mol/L
Primeiro, a HCl é um ácido forte, o que significa que ela se dissocia completamente na água. Então, a concentração de íons H^+ vai ser igual à concentração da HCl.
Passo a passo:
  1. Identificar que a HCl é um ácido forte: Ela se dissocia totalmente: HCl H^+ + Cl^-
    2. Concentração de H^+: Igual à concentração da HCl:
    [H^+] = 0,020 mol/L
  2. Calcular o pH: pH = -log[H^+] = -log(0,020)

Passo 3

b) NaOH 0,020 mol/L
A NaOH é uma base forte, então ela também se dissocia completamente na água. Isso significa que a concentração de íons OH^- será igual à concentração da NaOH.
Passo a passo:
  1. Identificar que a NaOH é uma base forte: Ela se dissocia totalmente: NaOH Na^+ + OH^-
    2. Concentração de OH^-: Igual à concentração da NaOH:
    [OH^-] = 0,020 mol/L
  2. Calcular o pOH: pOH = -log[OH^-] = -log(0,020)
    4. Relacionar pH e pOH:
    pH = 14 - pOH

Passo 4

c) NH3 0,020 mol/L (Kb=1,8 times 10^-5)
A amônia ( NH3) é uma base fraca, o que significa que ela não se dissocia completamente. Vamos usar a constante de base ( Kb) para determinar o pH.
Passo a passo:
  1. Escrever a equação de dissociação: NH3 + H2O rightarrow NH4^+ + OH^-
    2. Configurar a expressão da Kb:
    Kb = [NH4^+][OH^-][NH3]
  2. Montar a tabela de concentrações:
    • Inicial: [NH3] = 0,020 mol/L, [NH4^+] = 0, [OH^-] = 0
    • Mudança: [NH3] diminui em x, [NH4^+] e [OH^-] aumentam em x
    • Equilíbrio: 0,020 - x, x, x
  3. Substituir na expressão da Kb: 1,8 times 10^-5 = x cdot x0,020 - x approx x^20,020
    (Assumindo que x é pequeno comparado a 0,020)
    5. Resolver para x:
    x^2 = 1,8 times 10^-5 times 0,020 x^2 = 3,6 times 10^-7 x = raiz3,6 times 10^-7 approx 6,0 times 10^-4 mol/L
    6. Concentração de OH^-: 6,0 times 10^-4 mol/L
    7. Calcular o pOH:
    pOH = -log(6,0 times 10^-4) approx 3,22
  4. Calcular o pH: pH = 14 - 3,22 = 10,78

Passo 5

d) NaCl 0,020 mol/L
O NaCl é um sal neutro, formado por íons de um ácido forte (HCl) e uma base forte (NaOH). Portanto, ele não afeta o pH da solução.
Passo a passo:
  1. Analisar os íons do NaCl: NaCl Na^+ + Cl^-
    2. Verificar o comportamento dos íons:
    - Na^+ é de um cátion de base forte (NaOH) e não afeta o pH.
    - Cl^- é de um ânion de ácido forte (HCl) e também não afeta o pH.
    3. Conclusão: A solução é neutra.
    pH = 7,00

Passo 6

e) Um tampão preparado pela adição de 0,50 mol de ácido acético e 0,450 mol de acetato de sódio em água suficiente para perfazer 2,5 L de solução. (Ka=1,8 times 10^-5)
Estamos lidando com um sistema tampão ácido fraco/base conjugada. Vamos usar a equação de Henderson-Hasselbalch para calcular o pH.
Passo a passo:
  1. Determinar as concentrações:
    • [CH3COOH] = 0,50 mol2,5 L = 0,200 mol/L
    • [CH3COO^-] = 0,450 mol2,5 L = 0,180 mol/L
  2. Escrever a equação de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log( [base][ácido] ) á
    3. Calcular a pKa:
    pKa = -log(1,8 times 10^-5) approx 4,74
  3. Aplicar na equação: pH = 4,74 + log( 0,1800,200 ) pH = 4,74 + log(0,9) pH = 4,74 - 0,046 = 4,69

Passo 7

f) O pH da solução anterior depois que 0,040 mol de NaOH é adicionado
Ao adicionar NaOH, que é uma base forte, ele vai reagir com o ácido acético no tampão, formando mais acetato.
Passo a passo:
  1. Determinar o excesso de NaOH:
    • Mol de NaOH adicionado: 0,040 mol
    • Mol de ácido acético disponível: 0,50 mol
    • Como a base forte reage 1:1 com o ácido, todo o NaOH irá reagir com o ácido: CH3COOH + OH^- CH3COO^- + H2O
      2. Novo número de mols após a reação:
      - Mol de CH3COOH: 0,50 - 0,040 = 0,460 mol
      - Mol de CH3COO^-: 0,450 + 0,040 = 0,490 mol
      3. Calcular as novas concentrações:
      - [CH3COOH] = 0,4602,5 = 0,184 mol/L
      - [CH3COO^-] = 0,4902,5 = 0,196 mol/L
      4. Aplicar a equação de Henderson-Hasselbalch novamente:
      pH = pKa + log( [base][ácido] ) á
    pH = 4,74 + log( 0,1960,184 ) pH = 4,74 + log(1,065) pH = 4,74 + 0,027 = 4,767

Resposta

a) pH ≈ 1,70
b) pH ≈ 12,30
c) pH ≈ 10,78
d) pH = 7,00
e) pH ≈ 4,69
f) pH ≈ 4,77

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