(Ita 2001) A 25°C, adiciona-se 1,0mL de uma solução aquosa 0,10mol/L em HCl a 100mL de uma solução aquosa 1,0mol/L em HCl. O pH da mistura final éa)

resposta b

calculando o número de mols da solução  de HCl 0,10 mol/L, n = 1x10-4 mol

calculando o número de mols da solução de HCl 1,0 mol/L, n = 1x10-2 mol

considerando que o número de mols de H+ para essa solução é a soma dos números de mols provenientes das duas soluções antes da mistura, n = 1,01x10-2 mol, com esse valor calcula-se a concentração de H+ para a mistura final [H+] = 1,01x10-2 mol/0,101 L = 0,1 mol/L

pH = -log [H+] = 1

\[{M_f} \cdot {V_f} = {M_1} \cdot {V_1} + {M_2} \cdot {V_2}\]

Onde \(V_1,V_2,V_f\)são os volumes das soluções 1, 2 e da mistura respectivamente e \(M_1,M_2,M_f\)são as concentrações molares. Assim segue:

\[\eqalign{ & {M_f} = \dfrac{{0,10 \cdot 0,001 + 1,0 \cdot 0,100}}{{0,101}}mol \cdot {L^{ - 1}} \cr & {M_f} \approx 0,991mol \cdot {L^{ - 1}} }\]

Vamos considerar que o \(HCl\)é ionizado por completo, assim sendo:

\[\eqalign{ & pH = - {\log _{10}}[{H^ + }] \cr & pH = - {\log _{10}}0,991 \cr & pH \approx 0 }\]

A alternativa, portanto é a).