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A uma solução aquosa de 100 ml de ácido clorídrico (HCI) de concentração 1 mol·[tex3]L^{-1}[/tex3]

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[tex3]L^{-1}[/tex3]

foram adicionados 400 ml de uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) de concentração 0,75 mol·[tex3]L^{-1}[/tex3]

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[tex3]L^{-1}[/tex3]

Considerando que:
- a solução básica foi parcialmente neutralizada pela solução do ácido;
- o ácido clorídrico é um ácido forte ([tex3]\alpha =100[/tex3]

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[tex3]\alpha =100[/tex3]

%);
- o hidróxido de sódio é uma base forte ([tex3]\alpha =100[/tex3]

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[tex3]\alpha =100[/tex3]

%).

O pH da mistura resultante dessa reação de neutralização é
Dado:
log 4 =0,60

mionsk, primeiro a indicação da equação geral da reação:

[tex3]HCl_{(aq)} + NaOH_{(aq)}\rightarrow\:NaCl_{(aq)}+H_2O_{(aq)} [/tex3]

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[tex3]HCl_{(aq)} + NaOH_{(aq)}\rightarrow\:NaCl_{(aq)}+H_2O_{(aq)} [/tex3]

A proporção da reação é 1:1 desta forma temos:

nHCl = M. V = 1 . 0,10 = 0,10 mol

nNaOH = M. V = 0,75 . 0,40 = 0,30 mol

nOH- final = nOH- incial - nOH- reagiu
nOH final = 0,30 - 0,10 = 0,20 mol

[tex3][OH^-]=\frac{n}{V}=\frac{0,20}{0,500}=0,400\:M[/tex3]

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[tex3][OH^-]=\frac{n}{V}=\frac{0,20}{0,500}=0,400\:M[/tex3]

pOH = - log[OH-] = -log 0,40 = 0,40

pH = 14 - pOH = 14 - 0,40

[tex3]\boxed{pH = 13,6}[/tex3]

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[tex3]\boxed{pH = 13,6}[/tex3]

Devo desprezar a [OH^-] existente na mistura referente à autoionização da água?
Pois, considerando, a [OH^-] seria: 5 * 10^-8 + 4 * 10^-1?

albeistein,

Não desprezando a auto-ionização da água, temos:

[tex3]Kw=[H^+]×[OH^-]\\10^{-14}=x×(x+4×10^{-1})\\-log(x)=13,6[/tex3]

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[tex3]Kw=[H^+]×[OH^-]\\10^{-14}=x×(x+4×10^{-1})\\-log(x)=13,6[/tex3]

Perceba que para soluções não muito diluídas (C>10^-6M) podemos desprezar a auto-ionização da água.

Obrigado, Ósmio.
O brabo da Química.