uma solução de base forte naoh cujo pH é 13,68 consumiu 35 ml de HClO4 ( ácido forte) 0,128 M p/ atingir o ponto de equivalência.
a) qual é o volume da solução de NaOH que se encontra inicialmente dentro do erlemeyer?
b) Qual é o PH no ponto de equivalência ?
c) qual é o valor de PH ao se adicionar 10 ml do ácido forte HClO4?
Soluções para a tarefa
Olá,
considerando a reação de neutralização entre NaOH e HClO4:
NaOH + HClO4 --> NaClO4 + H2O
a proporção estequiométrica entre ácido e base é de 1:1. Portanto, o número de mol de H+ consumido é = ao número de mol de OH- que reagiu, isto é, o número de mol de OH- contido no erlenmeyer.
Calculamos esse número, a seguir, sabendo que o ácido tem a concentração de 0,128M e gastou 35mL.
C = n/V
C*v = n
0,128mol.L x 0,035L = n
0,00448mol = n
Sabendo que o pH inicial do NaOH era de 13,68, sua concentração inicial era portanto:
pH + pOH = 14
pOH = 14-13,68
pOH = 0,32
pOH = -log[OH-]
0,32 = -log[OH-]
10^-0,32 = [OH-]
0,478M = [OH-]
Assim sendo, a concentração inicial da base era de 0,478M. O volume que contém os 0,00448mol de OH-, necessários para reagir com o ácido, é:
C = n/V
V = n/C
V = 0,00448mol/0,478mol.L-1
V = 0,00937L ou 93,7mL
b) O NaOH é uma base forte, bem como o HClO4 é um ácido forte. A reação processa-se 100% e o pH de equivalência entre qualquer reação de neutralização entre um ácido forte e uma base forte é 7.
c) Em 10mL de ácido 0,128M temos o seguinte número de mol de H+:
C*V = n
0,128M*0,010L = n
0,00128 = n
como o número de mol de OH- inicial era de 0,00448mol, ao se adicionar 0,00128 de H+ restou o seguinte número de mol e OH-: 0,00448mol - 0,00128mol = 0,0032mol
como o volume é 10mL + 93,7mL = 103,7mL, a concentração de OH- na solução é
C = n/V
C = 0,0032mol/0,104L
C = 0,0307mol/L
pOH = -log(0,0307) = 1,51
pH + pOH = 14
pH = 14-1,51
pH = 12,49