Question

Considere uma mistura entre uma solução de HBr com concentração de 0,07mol/L em 50mL, e uma solução de NaOH com concentração de 0,05mol/L em 50mL. Calcule o pH e o pOH da solução, indicando se a solução é ácida, básica ou neutra:​

Answer 1

Resposta: pH = 2

pOH = 12

Solução ácida

Explicação:

Sendo a reação entre o HBr e o NaOH:

HBr + NaOH -> NaBr + H2O

É possível perceber que 1 mol de HBr reage com 1 mol de NaOH, ou seja, é uma reação 1:1

Com isso, vamos calcular o número de mols de cada reagente para descobrir quem está em excesso:

número de mols do HBr= concentração X volume em litros

número de mols do HBr= 0,07 X 0,05 = 0,0035 mols.

número de mols do NaOH = concentração X volume em litros

número de mols do NaOH = 0,05 X 0,05 = 0,0025 mols.

O HBr está em excesso e já que apresenta um número de mols mais elevado. Agora, vamos descobrir quantos números de mols de HBr restaram após a reação com o NaOH. Como vimos a reação é 1:1 e com isso é só fazer uma simples subtração:

número de mols que restaram de HBr = 0,0035 - 0,0025 = 0,001 mols.

O HBr é um ácido forte, o que significa que ele protona 100% ou em outras palavras todo HBr é convertido em H+:

HBr -> H+ + Br-

Isso é importante, porque usamos o H+ para medir o pH.

Se todo HBr é convertido em H+, então:

número de mols de HBr = número de mols de H+

Com isso, calculamos a concentração em mol/L do H+:

concentração = $\frac{numero de mols}{volume}$

concentração = $\frac{0,001}{0,05 + 0,05}$ = 0,01mol/L

OBS: observe que temos que considerar o volume proveniente do HBr e do NaOH.

Agora calculamos o pH:

pH = -log[H+]

pH = -log[0,01] = 2

E o pOH:

pOH = 14 - pH

pOH = 14 - 2 = 12

A escala do pH nos diz que:

1 - 6: ácido

7: neutro

8 - 14: básico

E com isso podemos afirmar que a solução final é ÁCIDA!