(EsPCEx - 2015)
Um químico trabalhando em seu laboratório resolveu preparar uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) numa concentração adequada, para posterior utilização em análises titulométricas. Consultando seu estoque verificou a existência de uma solução de NaOH de concentração 0,01mol/L, inadequada a seus propósitos. Para a preparação da solução de NaOH na concentração adequada, pipetou dez mililitros (10 mL) dessa solução aquosa de NaOH estocada e, em seguida, transferiu o volume pipetado para um balão volumétrico de 1000 mL de capacidade, completando seu volume com água pura.
Considerando que o experimento ocorreu nas condições de 25 °C e 1 atm e que o hidróxido de sódio se encontrava completamente dissociado, o pH dessa solução resultante final preparada pelo Químico será:
Gabarito:
10
Resolução:
Primeiramente o químico faz uma solução e depois ele calcula o pH da solução diluida.
Sabemos que a solução estoque, no início tinha:
M=10-2 mol/L (M é a molaridade)
Vpipetado = 10ml = 10*10-3= 10-2 L
Sabemos que a solução final tem:
M'=molaridade final da solução
V'=volume final da solução= 1L
Usando a fórmula da diluição, temos:
M * V=M' * V'
10-2 * 10-2 = M' * 1
M'= 10-4 mol/L
Para fazermos o calculo do pH precisamos da seguinte equação de dissociação do hidróxido de sódio:
NaOH (aq) ---> Na+(aq) + OH-(aq)
Como a equação é na proporção de 1mol de NaOH:1mol de Na+:1 mol de OH-
Então as molaridades do cátion Na+ e do ânion OH- são:
MNa+= 10-4 mol/L
MOH-= 10-4 mol/L
Portanto a [OH-]= 10-4 mol/L
Utilizando o pOH temos:
pOH= -log [OH-]
pOH= -log 10-4
pOH= - (-4) log 10
pOH= 4 *1
pOH= 4
Sabemos que a 25ºC :
pH+pOH=14
pH+4=14
Portanto pH=10 e a solução final tem caráter básico.