Para determinar a variação de pH da solução tampão após a adição de HCl, podemos usar a equação de Henderson-Hasselbalch: \[ pH = pKa + \log\left(\frac{[A^-]}{[HA]}\right) \] 1. Cálculo do pKa: \[ pKa = -\log(Ka) = -\log(1,8 \times 10^{-5}) \approx 4,74 \] 2. Concentrações iniciais: - Volume total da solução tampão = 500 mL (ácido acético) + 500 mL (acetato de sódio) = 1000 mL. - Moles de ácido acético (HA): \[ n_{HA} = 0,2 \, \text{mol/L} \times 0,5 \, \text{L} = 0,1 \, \text{mol} \] - Moles de acetato de sódio (A⁻): \[ n_{A^-} = 0,1 \, \text{mol/L} \times 0,5 \, \text{L} = 0,05 \, \text{mol} \] 3. Concentrações iniciais na solução tampão: - \([HA] = \frac{0,1 \, \text{mol}}{1 \, \text{L}} = 0,1 \, \text{mol/L}\) - \([A^-] = \frac{0,05 \, \text{mol}}{1 \, \text{L}} = 0,05 \, \text{mol/L}\) 4. Cálculo do pH inicial: \[ pH_{inicial} = 4,74 + \log\left(\frac{0,05}{0,1}\right) = 4,74 - 0,301 = 4,44 \] 5. Adição de HCl: - Moles de HCl adicionados: \[ n_{HCl} = 1,0 \, \text{mol/L} \times 0,01 \, \text{L} = 0,01 \, \text{mol} \] - O HCl irá reagir com o acetato de sódio (A⁻): \[ A^- + H^+ \rightarrow HA \] - Após a reação: - Moles de \(A^-\) após a reação: \(0,05 - 0,01 = 0,04 \, \text{mol}\) - Moles de \(HA\) após a reação: \(0,1 + 0,01 = 0,11 \, \text{mol}\) 6. Novas concentrações: - \([HA] = \frac{0,11 \, \text{mol}}{1,01 \, \text{L}} \approx 0,1099 \, \text{mol/L}\) - \([A^-] = \frac{0,04 \, \text{mol}}{1,01 \, \text{L}} \approx 0,0396 \, \text{mol/L}\) 7. Cálculo do novo pH: \[ pH_{final} = 4,74 + \log\left(\frac{0,0396}{0,1099}\right) \approx 4,74 + (-0,227) \approx 4,51 \] 8. Variação de pH: \[ \Delta pH = pH_{final} - pH_{inicial} = 4,51 - 4,44 = 0,07 \] Portanto, a variação de pH que ocorrerá após a adição de 10 mL de HCl à solução tampão é aproximadamente 0,07.