Uma alíquota de 25 mL\pu{25 mL} de ácido acético, CHX3OOH\ce{CH3OOH}, 0,1 molL1\pu{0,1 mol.L-1} foi titulada com NaOH\pu{NaOH} 0,1 molL1\pu{0,1 mol.L-1}.

Assinale a alternativa que mais se aproxima do pH após a adição de 10 mL\pu{10 mL} da solução de NaOH\ce{NaOH}.

Dados

  • pKa(CHX3COOH)=4,75\mathrm{p}K_\mathrm{a}(\ce{CH3COOH}) = \pu{4,75}
Gabarito 3I.25

Quando adicionamos base forte a base irá reagir com o ácido aumentando a quantidade de sal. Cálculo do número de mols inicial de ácido e base forte: nCHX3COOH=(25 mL)(0,1 molL1)=2,5 mmoln_{\ce{CH3COOH}}=(\pu{25 mL})(\pu{0,1 mol L-1})=\pu{2,5 mmol} nNaOH=(10 mL)(0,1 molL1)=1 mmoln_{\ce{NaOH}}=(\pu{10 mL})(\pu{0,1 mol L-1})=\pu{1 mmol} Fazendo a reação de neutralização: CHX3COOHNaOHCHX3COONaHX2Oinıˊcio2,510reac¸a˜o11+1fim1,501\begin{matrix}&\ce{CH3COOH}&\ce{NaOH}&\ce{->}&\ce{CH3COONa}&\ce{H2O} \\ \text{início}&2,5&1&&0&- \\ \text{reação}&-1&-1&&+1&- \\ \text{fim}&1,5&0&&1&-\end{matrix} Cálculo do pH a partir da constante de acidez: KXa=[HX+][CHX3COOX][CHX3COOH]\ce{K_{\ce{a}}}=\frac{\ce{[H+][CH3COO-]}}{\ce{[CH3COOH]}} Aplicando log-\log em ambos os lados: pKXa=pHlog([CHX3COOX][CHX3COOH])\ce{pK_{\ce{a}}}=\ce{pH}-\log(\frac{[\ce{CH3COO-}]}{[\ce{CH3COOH}]}) Técnica: perceba que fazer a razão das concentrações é equivalente a fazer a seguinte razão: [CHX3COOX][CHX3COOH]=nCHX3COOXVtotalnCHX3COOHVtotal=nCHX3COOXnCHX3COOH\frac{\ce{[CH3COO-]}}{\ce{[CH3COOH]}}=\frac{\frac{n_{\ce{CH3COO-}}}{V _\text{total}}}{\frac{n_{\ce{CH3COOH}}}{V _\text{total} }}=\frac{n_{{\ce{CH3COO-}}}}{n_{\ce{CH3COOH}}} E o número de mols de cada espécie se conserva ao misturar as soluções então basta calcular o número de mols inicial de cada espécie: pKXa=pHlog([CHX3COOX][CHX3COOH])\ce{pK_{\ce{a}}}=\ce{pH}-\log(\frac{[\ce{CH3COO-}]}{[\ce{CH3COOH}]}) pKXa=pHlog(nCHX3COOXnCHX3COOH)\ce{pK_{\ce{a}}}=\ce{pH}-\log(\frac{n_\ce{CH3COO-}}{n_\ce{CH3COOH}}) 4,8=pHlog(11,5)4,8=\ce{pH-\log(\frac{1}{1,5})} pH=4,6\ce{pH}=4,6