Question

As soluções tampão apresentam a notável propriedade de resistir a uma modificação de pH por efeito de diluição ou adição de pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes. As soluções tampão têm uma enorme importância, pois elas servem para preparar soluções com pH definido ou para manter o pH em torno de um valor desejado. Suponha uma solução tampão obtida pela mistura de acetato de potássio e ácido acético. Ambos na concentração de 1,0 mol/L . Considere que para esse caso o valor de Ka é 1,0x10'5 e Kw = 1,0 x 10'14. Pode-se afirmar que, após adição de 5,0 mL de NaOH 1,0 mol/L a 10,0 mL do tampão, o pH da solução resultante (A) é igual ao valor do pKa. (B) é igual ao valor do pKb. (C) é maior do que o valor do pKb. (D) é a metade do valor do pKa. (E) é maior do que o valor do pKa.

Answer 1

Olá,

para resolver este exercício podemos utilizar a equação de Henderson-Hasselbalch, que é utilizada para calcular o pH de uma solução tampão.

pH = pKa + log[A-]/[AH]


Sendo que [AH] = concentração da espécie ácida do tampão (ácido acético, neste caso)[A-] = concentração da espécie básica do tampão, base conjugada do ácido (acetato, neste caso) 

A constante de dissociação do ácido, Ka  é 1,0x10^-5.
E o valor do pKa pode ser calculado por -log(1,0x10^-5) = 5
Como pKa + pKb = 14

pKb = 14 - 5 = 9

Com a adição de 5,0 mL de NaOH 1,0 mol/L a 10,0 mL do tampão, toda a base adicionada reagirá com o ácido acético, formando mais acetato. A concentração de acetato será então:


C = n/V

(1,0mol/L)*(0,005L) = n

0,005mol de OH- adicionados = mols de acetato formado

Em 10mL de tampão, tinha 1mol/L de acetato, ou seja, já tinha 
C = n/V

1mol/L*0,010L = n = 0,010mol de acetato.

totalizando = 0,010mol + 0,005mol = 0,015mol de acetato.

O volume total será de 10mL + 5mL = 15mL.
E a concentração de acetato será 0,015mol/0,015L = 1mol/L.A mesma concentração inicial. 
O pH é então;

pH = pKa + log[A-]/[AH]
pH = 5 + log(1)/(1)
pH = 5
Resposta: A -  é igual ao valor do pKa

Obs.: a rigor, a concentração do ácido acético diminuiria um pouco, porque adicionou-se 5mL a mais, o que ia resultar numa pequena diluição.

Answer 2

Resposta:

E) é maior do que o valor do pKa.

Explicação:

Aplicando-se a equação de Henderson-Hasselbach:

\sf\dpi{90} pH=pK_{a} + log\frac{[sal]}{[\'acido]} \Rightarrow pH= -logK_{a} + log\frac{[sal]}{[\'acido]} \Rightarrow pH= -log10^{-5}+log\frac{1}{1}\Rightarrow pH = 5

Ao adicionar 5 mL de uma base forte (NaOH) 1 mol/L, ocorre a elevação do pH devido apenas ao consumo do ácido acético com o aumento do valor numérico da relação \sf\dpi{90} log\frac{[sal]}{[\'acido]}.

Assim, pH = 5 + valor aumentado e, portanto, o pH será maior que o pKa .