A partir de uma solução de acetato de sódio de concentração inicial de 0,125 mol / L. Pede-se: Dado: Ka=1,77 times 10^-5
se adicionar ácido acético até uma concentração de 0,150 mol / L, qual o pH da solução tampão formada? (10,0 Pontos)

Passo 1

Beleza, vamos lá! A questão fala sobre uma solução tampão feita com acetato de sódio e ácido acético. A gente tem uma solução inicial de acetato de sódio com concentração de 0,125 mol/L e vai adicionar ácido acético até chegar a 0,150 mol/L. Precisamos descobrir o pH dessa solução tampão. Para resolver isso, vamos usar a equação de Henderson-Hasselbalch, que relaciona o pH, o pKa do ácido e as concentrações das espécies ácidas e básicas no tampão.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar que um tampão é uma mistura de um ácido fraco e sua base conjugada, ou uma base fraca e seu ácido conjugado. No nosso caso, temos ácido acético ( ceCH3COOH) e acetato de sódio ( ceCH3COONa), que é a base conjugada do ácido acético.

Passo 3

A equação de Henderson-Hasselbalch é a seguinte:
pH = pKa + log([Base Conjugada][Ácido] ) Á
Essa fórmula nos ajuda a calcular o pH de uma solução tampão sabendo o pKa do ácido e as concentrações das espécies ácida e básica.

Passo 4

Primeiro, precisamos calcular o pKa do ácido acético. Sabemos que:
Ka = 1,77 times 10^-5
Então:
pKa = -log(Ka) = -log(1,77 times 10^-5) approx 4,75

Passo 5

Agora, vamos identificar as concentrações das espécies na solução tampão. A concentração da base conjugada, que é o acetato ( ceCH3COO^-), é igual à concentração inicial de acetato de sódio, que é 0,125 mol/L.
A concentração do ácido acético ( ceCH3COOH) que estamos adicionando é 0,150 mol/L.

Passo 6

Substituindo esses valores na equação de Henderson-Hasselbalch:
pH = 4,75 + log(0,1250,150)

Passo 7

Vamos calcular o logaritmo:
0,1250,150 = 56 approx 0,833
Então:
log(0,833) approx -0,079

Passo 8

Agora, somamos esse valor ao pKa:
pH = 4,75 + (-0,079) = 4,75 - 0,079 = 4,671

Resposta

O pH da solução tampão formada é aproximadamente 4,67.

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