(Ufv 99) Considere um béquer contendo 1,0L de uma solução 0,20mol/L de ácido clorídrico (HCl). A esta solução foram adicionados 4,0g de hidróxido de s

\[{n_{NaOH}} = \dfrac{m}{{MM}} = \dfrac{{4g}}{{40g}} = 0,1mol\]

A reação entre os íons \({H^ + }\) provenientes do HCl com os íons \(O{H^ - }\) da base (NaOH) é expressa por:

\[{H^ + } + O{H^ - } \to {H_2}O\]

O enunciado fornece que temos 0,2 mol de \({H^ + }\) em um litro de solução, portanto o número de mols de \({H^ + }\) é igual a 0,2 mol. Parte desses íons foram consumidos pela base, como mostrado na reação acima. Então, o número de mols final de íons \({H^ + }\) é dado por:

\[{n_{{H^ + }}} = {n_{{H^ + }}}_{inicial} - {n_{{H^ + }}}_{consumido} = 0,2 - 0,1 = 0,1mol\]

Como o volume de solução permanece 1,0L, a concentração final de \({H^ + }\) é 0,1mol/L. Calculando o pH, temos:

\[pH = - \log \left[ {{H^ + }} \right] = - \log (0,1) = 1\]

Portanto, após a adição da base a solução terá \(\boxed{pH = 1}\). pH < 7 indica acidez.

Está correta a alternativa C

resposta: b

calculando-se o número de mols da solução de ácido clorídrico, n = 0,20 mol

calculando-se o número de mols para o hidróxido de sódio, n = 0,10 mol

Considerendo-se a reação de neutralização segundo a reação HCl + NaOH → NaCl + H2O, observamos um excesso de 0,10 mol de HCl, calculando a concentração desse ácido, [HCl] = 0,10 mol/L, pela reação de ionização do ácido HCl → H+ + Cl-, [HCl] = [H+] = 0,10 mol/L

calculando o pH utilizando a concentração de H+ em excesso, pH = -log 0,10 = 1