Para resolver essa questão, precisamos usar a equação de Henderson-Hasselbalch e os dados fornecidos. A equação é: \[ pH = pKa + \log\left(\frac{[base]}{[ácido]}\right) \] Dado que o pH desejado é 7,0 e o pKa é 6,86, podemos rearranjar a equação para encontrar a razão entre a concentração da base e do ácido: \[ 7,0 = 6,86 + \log\left(\frac{[base]}{[ácido]}\right) \] Subtraindo 6,86 de ambos os lados: \[ 0,14 = \log\left(\frac{[base]}{[ácido]}\right) \] Convertendo de logaritmo: \[ \frac{[base]}{[ácido]} = 10^{0,14} \approx 1,38 \] Agora, sabemos que a concentração total do tampão é 0,1 mol/L em 250 mL, o que significa que temos: \[ [ácido] + [base] = 0,1 \, \text{mol/L} \times 0,250 \, \text{L} = 0,025 \, \text{mol} \] Vamos chamar a concentração do ácido de \( x \) e a do base de \( 1,38x \): \[ x + 1,38x = 0,025 \] \[ 2,38x = 0,025 \] \[ x \approx 0,0105 \, \text{mol} \, (\text{ácido}) \] \[ 1,38x \approx 0,0145 \, \text{mol} \, (\text{base}) \] Agora, vamos calcular a massa de cada componente: 1. Para o ácido (NaH2PO4.H2O): \[ \text{massa} = \text{mol} \times \text{MM} = 0,0105 \, \text{mol} \times 138,01 \, \text{g/mol} \approx 1,45 \, \text{g} \] 2. Para a base (Na2HPO4): \[ \text{massa} = \text{mol} \times \text{MM} = 0,0145 \, \text{mol} \times 141,98 \, \text{g/mol} \approx 2,06 \, \text{g} \] Analisando as alternativas, a que mais se aproxima dos valores calculados é: e) ácido= 1,45g, base= 2,05g. Portanto, a resposta correta é a) ácido= 1,45g, base= 2,05g.