Um tampão é preparado pela adiçâo de 0,5 mol de ácido acético (Ka=1,8 cdot 10^-5) e 0,3 mol de acetato de sódio em balăo volumétrico de 1,00 L. (1,0 pt) calcule o pH desta solução depois que 0,08 mol de KOH é adicionado.

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício sobre tampões, que são soluções que resistem a mudanças de pH quando adicionamos ácidos ou bases. Aqui, a gente tem ácido acético e acetato de sódio num balão de 1 litro, e depois adiciona KOH. Vamos precisar usar a teoria de equilíbrio ácido-base e a equação de Henderson-Hasselbalch para calcular o pH final dessa solução.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar quantas mols de ácido acético ( CH3COOH) e de acetato de sódio ( CH3COONa) temos inicialmente:
  • Ácido acético: 0,5 mol
  • Acetato de sódio: 0,3 mol
Como o volume total é de 1,00 L, as concentrações são:
[CH3COOH] = 0,5 M e [CH3COONa] = 0,3 M

Passo 3

Agora, vamos ver o que acontece quando adicionamos 0,08 mol de KOH. O KOH é uma base forte, então ele vai reagir completamente com o ácido acético:
CH3COOH + OH^- CH3COO^- + H2O
Isso significa que 0,08 mol de ácido acético vão reagir com 0,08 mol de KOH, formando 0,08 mol de acetato de sódio.

Passo 4

Vamos atualizar as quantidades após a reação:
  • Ácido acético restante: 0,5 - 0,08 = 0,42 mol
  • Acetato de sódio total: 0,3 + 0,08 = 0,38 mol
As novas concentrações são:
[CH3COOH] = 0,42 mol1,00 L = 0,42 M
[CH3COO^-] = 0,38 mol1,00 L = 0,38 M

Passo 5

Agora, vamos usar a equação de Henderson-Hasselbalch para encontrar o pH:
pH = pKa + log([CH3COO^-][CH3COOH])
Primeiro, calculamos pKa:
pKa = -log(1,8 times 10^-5) approx 4,74
Agora, substituímos os valores:
pH = 4,74 + log(0,380,42) = 4,74 + log(0,9048) approx 4,74 - 0,042 = 4,70

Resposta

O pH da solução após a adição de 0,08 mol de KOH é aproximadamente 4,70.

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