Uma solução-tampão contém 0,10 mol de ácido acético e 0,13 mol de acetato de sódio em 1,00 L de solução.
Qual é o pH do tampão após a adição de 0,02 mol de KOH ? (R.:5)

Passo 1

Ok, vamos resolver esse exercício sobre solução-tampão, que envolve ácido acético e acetato de sódio. A gente precisa calcular o pH dessa solução após adicionar uma certa quantidade de KOH. Para isso, vamos usar a equilíbrio ácido-base e a equação de Henderson-Hasselbalch.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar as quantidades iniciais na solução. Temos:
  • Ácido acético (CH₃COOH): 0,10 mol
  • Acetato de sódio (CH₃COONa): 0,13 mol
  • Volume da solução: 1,00 L

Passo 3

Quando adicionamos KOH à solução-tampão, ele vai reagir com o ácido acético. A reação é:
CH3COOH + OH^- CH3COO^- + H2O
Ou seja, o KOH vai consumir parte do ácido acético e gerar mais acetato de sódio.

Passo 4

Vamos calcular quantos mols de KOH foram adicionados:
  • KOH adicionado: 0,02 mol

Passo 5

Agora, vamos ver como isso afeta os mols de ácido e base na solução:
  • Mols de ácido acético após a reação: 0,10 mol - 0,02 mol = 0,08 mol
  • Mols de acetato de sódio após a reação: 0,13 mol + 0,02 mol = 0,15 mol

Passo 6

Com esses novos valores, vamos usar a equação de Henderson-Hasselbalch para encontrar o pH:
pH = pKa + log([Base][Ácido]) Á
Sabemos que para o ácido acético, .

Passo 7

Substituindo os valores na equação:
pH = 4,76 + log(0,150,08)
pH = 4,76 + log(1,875)
pH = 4,76 + 0,273
pH approx 5,03

Resposta

O pH do tampão após a adição de 0,02 mol de KOH é aproximadamente 5,03.

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