Foi adicionado 1 x 10–9 mols de HCl em 1 litro de água ultrapura. Considerando que o HCl está 100% ionizado, qual o pH aproximado da solução? (Considere massa molar (g/mol): HCl =

Gabarito

D

Comentário do professor

Foi adicionado \(1{,}0\times10^{-9}\) mol de HCl em 1 L; como o ácido está 100% ionizado, a concentração de íons \([H^+]\) provenientes do ácido é \([H^+]_{ácido}=1{,}0\times10^{-9}\) mol·L\(^{-1}\).

A água pura, pela autoprotólise, já contém \([H^+]_{água}=1{,}0\times10^{-7}\) mol·L\(^{-1}\).

Somando as contribuições: \([H^+]_{total}=[H^+]_{água}+[H^+]_{ácido}=1{,}0\times10^{-7}+1{,}0\times10^{-9}=1{,}01\times10^{-7}\) mol·L\(^{-1}\).

Calculando o pH: \(pH=-\log[H^+]_{total}\approx -\log(1{,}01\times10^{-7})\approx6{,}996\), que arredonda para \(7{,}0\).

Portanto, a adição de tão pouco ácido é desprezível frente à autoprotólise, resultando em pH ≈ 7.