em quantas unidades vai variar o ph de 100 ml de uma solucao contendo 0,1 mol/l de acido acetico e 0,1 ml/l de acetato de sodio se adicionar 1 ml d...

Para resolver esse problema, é necessário utilizar a equação de Henderson-Hasselbalch, que relaciona o pH de uma solução tampão com o pKa do ácido fraco e a proporção entre o ácido e sua base conjugada. pH = pKa + log [base]/[ácido] Inicialmente, temos: [ácido] = 0,1 mol/L [base] = 0,1 mol/L x 0,1 mL/100 mL = 0,0001 mol/L Substituindo na equação de Henderson-Hasselbalch, temos: pH = 4,76 + log (0,0001/0,1) = 4,76 - 3 = 1,76 O pH inicial da solução é dado por: pH = pKa + log [base]/[ácido] pH = 4,76 + log 0,0001/0,1 pH = 4,76 - 3 pH = 1,76 Ao adicionar 1 mL de NaOH 0,1 mol/L, teremos a neutralização de 0,1 mmol de ácido acetico, que é a quantidade presente em 1 mL da solução. A reação de neutralização é: CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O A quantidade de acetato de sódio formada é igual à quantidade de ácido acetico neutralizada, ou seja, 0,1 mmol. A concentração final de acetato de sódio será: [acetato] = 0,1 mmol/100 mL = 0,001 mol/L A concentração final de ácido acetico será: [ácido] = (0,1 mol - 0,1 mmol)/100 mL = 0,0999 mol/L Substituindo na equação de Henderson-Hasselbalch, temos: pH = 4,76 + log (0,001/0,0999) = 4,76 - 2,0 = 2,76 Portanto, o pH da solução irá variar de 1,76 para 2,76 unidades.