Uma solução contém 0,08 mol / L de CH3 COOH e foi neutralizada com 0,05 mol / L de NaOH . Qual o pH final?

Passo 1

Beleza, vamos lá! Temos um exercício de química envolvendo a neutralização de ácido com uma base. Especificamente, temos uma solução com 0,08 mol/L de ácido acético (CH₃COOH) que foi neutralizada com 0,05 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH). Nosso objetivo é descobrir qual será o pH final dessa solução após a reação. Para resolver isso, vamos precisar entender conceitos básicos de neutralização ácido-base e como calcular o pH de uma solução resultante dessa reação.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar quantos mols de cada reagente temos. Porém, como não foram fornecidos volumes, vamos assumir que temos 1 litro de cada solução para facilitar os cálculos.
  • Mols de CH₃COOH:
    Concentração times Volume = 0,08 , mol/L times 1 , L = 0,08 , mol çã
  • Mols de NaOH:
    Concentração times Volume = 0,05 , mol/L times 1 , L = 0,05 , mol çã

Passo 3

Agora, vamos ver o que acontece na reação de neutralização. O ácido acético (CH₃COOH) reage com o hidróxido de sódio (NaOH) da seguinte forma:
CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O
Isso significa que cada mol de NaOH neutraliza um mol de CH₃COOH, formando acetato de sódio (CH₃COONa) e água.

Passo 4

Vamos ver quantos mols de CH₃COOH restam após a neutralização:
  • Mols de CH₃COOH restantes: 0,08 , mol - 0,05 , mol = 0,03 , mol
Isso quer dizer que após a reação, teremos 0,03 mol de CH₃COOH não neutralizado e 0,05 mol de CH₃COONa formado.

Passo 5

Agora, temos uma solução que contém tanto o ácido fraco (CH₃COOH) quanto seu sal (CH₃COONa). Esse tipo de solução é conhecido como tampão, que ajuda a manter o pH estável. Para calcular o pH dessa solução, vamos usar a Equação de Henderson-Hasselbalch:
pH = pKa + log([A^-][HA])
Onde:
  • $ pK_a $ é o logaritmo negativo da constante de dissociação ácida do ácido.
  • $ [A^-] $ é a concentração da base conjugada (no caso, CH₃COO⁻).
  • $ [HA] $ é a concentração do ácido não dissociado (CH₃COOH).

Passo 6

Primeiro, precisamos do valor de $ pK_a $ do ácido acético. Sabemos que:
pKa
Ka do CH3COOH = 1,8 times 10^-5

Passo 7

Em seguida, vamos calcular as concentrações de CH₃COO⁻ e CH₃COOH na solução final. Considerando que temos 1 litro de cada solução inicialmente e que foram misturados, o volume total será de 2 litros.
  • Concentração de CH₃COOH:
    0,03 , mol2 , L = 0,015 , mol/L
  • Concentração de CH₃COO⁻:
    0,05 , mol2 , L = 0,025 , mol/L

Passo 8

Agora, aplicamos os valores na Equação de Henderson-Hasselbalch:
pH = 4,74 + log(0,0250,015)
pH = 4,74 + log(1,666)
pH = 4,74 + 0,2218 approx 4,96

Resposta

O pH final da solução após a neutralização é aproximadamente 4,96.

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