Foram adicionados 0,001 mols de HCl a um litro de solução-tampão acetato contendo HAc 10^-2 mol/l e NaCl 0,05 mol/l.

\[\eqalign{ & pH = pKa + \log \left( {\dfrac{{\left[ {sal} \right]}}{{\left[ {acido} \right]}}} \right) \cr & pH = 4,75 + \log \left( {\dfrac{{0,05}}{{0,01}}} \right) \cr & pH = 5,44 }\]

Com a adição de ácido ao meio, temos:

\[Ac_{(aq)}^ - + {H_3}O_{(aq)}^ + \rightleftharpoons HA{c_{(aq)}} + {H_2}{O_{(l)}}\]

Deste modo, pode-se escrever as concentrações em mol/L:

acetato hidrônio ácido acético

início 0,05 0,001 0,01

Fim 0,049 0 0,011

A ionização do ácido acético pode ser vista como:

\[HA{c_{(aq)}} + {H_2}{O_{(l)}} \rightleftharpoons {H_3}O_{(aq)}^ + + Ac_{(aq)}^ -\]

Então, quando ocorre a ionização de X mols do ácido, temos:

ácido acético acetato hidrônio

início 0,011 0,049 0

Fim 0,011 -x 0,049 +x x

Portanto, a constante de ionização é:

\[\eqalign{ & Ka = \dfrac{{\left[ {{H_3}{O^ + }} \right].\left[ {A{c^ - }} \right]}}{{[HAc]}} \cr & 1,8 \times {10^{ - 5}} = \dfrac{{(x).(0,049 + x)}}{{(0,011 - x)}} \cr & x = 4,04 \times {10^{ - 6}}M }\]

Assim, o pH após a adição de 0,001 mol de HCl é
\(pH = \boxed{5,3}\)
. Portanto, a variação de pH foi da ordem de 0,04.