4 TITL JLACÃO ÁCIDO FRACO COM BASE 'FORTE a) Determinação da concentraçãc da solução de ácido acético: Apresente OS resultados e calcule a concentração do CH_(3)COOH Concentração da solução de NaOH=ldots ldots ldots ldots ldots ..molL^-1 Volume da solução de NaOH=ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots ldots .. Volume da solução de CH_(3)COOH= Concentração da solução de CH_(3)COOH=ldots ldots ldots ldots ldots molL^-1 (calculado) Determine o pH da solução inicial de ácido acético Dados=K_(a)do acido acetico=1,8_(x) 10^5

Para determinar a concentração da solução de ácido acético, precisamos conhecer a concentração da solução de NaOH utilizada na titulação. Vamos supor que essa informação seja fornecida ou medida em um experimento anterior.<br /><br />Vamos supor que a concentração da solução de NaOH seja \( C_{NaOH} \) mol/L e o volume de NaOH utilizado na titulação seja \( V_{NaOH} \) L.<br /><br />A reação entre o ácido acético (\( CH_{3}COOH \)) e a base forte (\( NaOH \)) é uma reação de neutralização, onde o ácido reage com a base para formar o sal de ácido acético (ácido acético de sódio, \( CH_{3}COONa \)) e água (\( H_{2}O \)):<br /><br />\[ CH_{3}COOH + NaOH \rightarrow CH_{3}COONa + H_{2}O \]<br /><br />A partir da estequiometria da reação, sabemos que 1 mol de ácido acético reage com 1 mol de NaOH. Portanto, a quantidade de ácido acético é igual à quantidade de NaOH utilizada na titulação.<br /><br />A quantidade de NaOH utilizada é dada pela fórmula:<br /><br />\[ n_{NaOH} = C_{NaOH} \times V_{NaOH} \]<br /><br />Como a quantidade de ácido acético é igual à quantidade de NaOH utilizada, temos:<br /><br />\[ n_{CH_{3}COOH} = n_{NaOH} = C_{NaOH} \times V_{NaOH} \]<br /><br />Para calcular a concentração da solução de ácido acético (\( C_{CH_{3}COOH} \)), precisamos conhecer o volume da solução de ácido acético utilizada no experimento. Vamos supor que esse volume seja \( V_{CH_{3}COOH} \) L.<br /><br />A concentração da solução de ácido acético é dada pela fórmula:<br /><br />\[ C_{CH_{3}COOH} = \frac{n_{CH_{3}COOH}}{V_{CH_{3}COOH}} \]<br /><br />Substituindo \( n_{CH_{3}COOH} \) pela expressão anterior, temos:<br /><br />\[ C_{CH_{3}COOH} = \frac{C_{NaOH} \times V_{NaOH}}{V_{CH_{3}COOH}} \]<br /><br />Para calcular o pH da solução inicial de ácido acético, precisamos conhecer a constante de ionização ácida (\( K_{a} \)) do ácido acético. Neste caso, o valor fornecido é \( 1,8 \times 10^{-5} \).<br /><br />O ácido acético é um ácido fraco, então podemos usar a fórmula de Henderson-Hasselbalch para calcular o pH da solução:<br /><br />\[ pH = pK_{a} + \log \left( \frac{[A^{-}]}{[HA]} \right) \]<br /><br />No caso do ácido acético, a base conjugada é o íon acetato (\( CH_{3}COO^{-} \)). Como estamos calculando o pH da solução inicial de ácido acético, podemos assumir que a concentração de íon acetato é muito pequena em comparação com a concentração de ácido acético. Portanto, podemos simplificar a fórmula para:<br /><br />\[ pH = pK_{a} + \log(1) \]<br /><br />\[ pH = pK_{a} \]<br /><br />Onde \( pK_{a} \) é a negativa do logaritmo de base 10 do valor de \( K_{a} \):<br /><br />\[ pK_{a} = -\log(K_{a}) \]<br /><br />Substituindo o valor de \( K_{a} \), temos:<br /><br />\[ pK_{a} = -\log(1,8 \times 10^{-5}) \]<br /><br />\[ pK_{a} \approx 4,74 \]<br /><br />Portanto, o pH da solução inicial de ácido acético é aproximadamente 4,74.