Determine o pH de: a) H2O pura a 50oC (Kw = 5,5 x 10-14); b) Solução de HCl 3,62 mol L-1; c) Solução preparada adicionando-se 10,00 mL de NaOH 0,50...

a) Para determinar o pH da água pura a 50°C, é necessário utilizar a equação do produto iônico da água (Kw = [H+][OH-]). Sabendo que Kw = 5,5 x 10^-14 a 50°C, temos que: Kw = [H+][OH-] 5,5 x 10^-14 = [H+][OH-] Como a água pura é neutra, a concentração de H+ é igual à concentração de OH-. Portanto, podemos substituir [OH-] por [H+] na equação acima: 5,5 x 10^-14 = [H+]^2 [H+] = √(5,5 x 10^-14) = 7,42 x 10^-8 O pH é dado por pH = -log[H+], então: pH = -log(7,42 x 10^-8) = 6,63 Portanto, o pH da água pura a 50°C é 6,63. b) Para determinar o pH de uma solução de HCl 3,62 mol L-1, é necessário utilizar a equação de definição de ácido-base: HCl + H2O → Cl- + H3O+ A concentração de H3O+ é igual à concentração de HCl, então: [H3O+] = 3,62 mol L-1 O pH é dado por pH = -log[H+], então: pH = -log(3,62) = -0,559 Portanto, o pH da solução de HCl 3,62 mol L-1 é -0,559. c) Para determinar o pH de uma solução preparada adicionando-se 10,00 mL de NaOH 0,5000 mol L-1 a 15,00 mL de HCl 0,3000 mol L-1, é necessário calcular a concentração final de H3O+ na solução. Para isso, é necessário calcular o número de mols de HCl e NaOH que reagem e subtrair o número de mols de H3O+ formados pelo número de mols de OH- adicionados. n(HCl) = V x C = 15,00 mL x 0,3000 mol L-1 = 0,00450 mol n(NaOH) = V x C = 10,00 mL x 0,5000 mol L-1 = 0,00500 mol Como a reação entre HCl e NaOH é uma reação de neutralização, o número de mols de H3O+ formados é igual ao número de mols de OH- adicionados: n(H3O+) = n(OH-) = 0,00500 mol A concentração final de H3O+ é dada por: [H3O+] = n(H3O+) / Vf O volume final (Vf) é igual a 10,00 mL + 15,00 mL = 25,00 mL = 0,02500 L. Substituindo os valores na equação acima, temos: [H3O+] = 0,00500 mol / 0,02500 L = 0,200 mol L-1 O pH é dado por pH = -log[H+], então: pH = -log(0,200) = 12,30 Portanto, o pH da solução preparada adicionando-se 10,00 mL de NaOH 0,5000 mol L-1 a 15,00 mL de HCl 0,3000 mol L-1 é 12,30. d) Para determinar o pH de uma solução de CH3COOH 0,0100 mol L-1, é necessário utilizar a equação de dissociação do ácido acético: CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO- + H3O+ A constante de equilíbrio (Ka) do ácido acético é 1,75 x 10^-5. A concentração inicial de CH3COOH é 0,0100 mol L-1, e a concentração inicial de H3O+ é desprezível. Portanto, podemos assumir que a concentração de CH3COOH no equilíbrio é igual à concentração inicial. Seja x a concentração de H3O+ no equilíbrio. A concentração de CH3COO- no equilíbrio é igual à concentração inicial de CH3COOH menos x, e a concentração de H2O no equilíbrio é igual à concentração inicial de H2O. Substituindo as concentrações na equação de Ka, temos: Ka = [CH3COO-][H3O+] / [CH3COOH] 1,75 x 10^-5 = (0,0100 - x)x / 0,0100 Resolvendo para x, temos: x = 1,18 x 10^-3 mol L-1 O pH é dado por pH = -log[H+], então: pH = -log(1,18 x 10^-3) = 3,38 Portanto, o pH da solução de CH3COOH 0,0100 mol L-1 é 3,38.