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Calcular o pH resultante da reação entre 30 mL de uma solução 0,5 mol/L de NaOH e 30 mL de uma solução 0,35 mol/L de H2SO4

Equações podemos consultar, nao decorar. Vamos mostrar que não basta decorar as fórmulas para resolver os problemas de química. Muitos alunos, talvez pela metodologia do professor, estudam decorando, tornando o aprendizado chato e sem sentido.. Como exemplo, vou resolver esse problema proposto para os alunos que têm dificuldade com exercícios de cálculo estequiométrico. Com um pouco de raciocínio e paciencia, encontra-se a solução e verifica-se coerência dos dados. Mas não pode ter preguiça de pensar..nao pode querer simplesmente jogar numa fórmula e pronto. Dê uma olhada como funciona. Se vc achou fácil, parabéns, vc está a frente de muitos alunos. Muitos professores infelizmente também não pensam muito e não conseguem resolver um probleminha assim, que não requer muita teoria, mas raciocínio. Assim os alunos ficam no decoreba e o estudo fica chato.Confira a resolução :

Dados teóricos: * pH = -log [H+] . Esse é só um detalhe. Todo o desenvolvimento se dá por raciocício. Repare que a fórmula não vai ser o mais importante. só é útil depois de montar o raciocício.

* PH básico é maior que pH ácido. Vamos ver como essa informação pode ajudar no desenvolvimento do exercício, e não apenas ser um decoreba sem sentido e sem aplicação. Confira :
A solução de NaOH tem concentração de 0,5 mol por litro. Como pegamos 30 mL, temos a regra de três :

0,5 mol ----1000 mL

x--------------30 mL

x = 0,5 X 30 / 1000 = 0,015 mol de NaOH.

NaOH > Na+ + OH- . Essa equação mostra que 1 mol de NaOH produz 1 mol de íon OH-, entao também temos 0,015 mol de OH.-. . Vamos ver agora quanto de ácido temos.

0,35 mol H2SO4 ----1000 mL

x----------------------------30 mL

x = 0,0105 mol de ácido temos no volume de 30 mL que pegamos. H2SO4 > 2H+ + SO42-. Aqui vemos que cada mol de ácido nos fornece 2 mol de íons H+, entao temos 2 X 0,0105 = 0,021 mol de H+ na nossa solução. As soluções foram misturadas, e cada OH- vindo da base vai reagir com um H+ do ácido para produzir uma molécula de água, H2O.

Aí vemos se restam OH- ou H+. Se não restar nenhum deles, a neutralização foi total e o pH fica neutro, 7. Isso só ocorre se os volumes e concentrações que usamos das soluções forem iguais. Não é nosso caso, nosso exercicio é mais complexo, Entao : Temos 0,015 mol de OH- e 0,021 mol de H+. Um reage com o outro e vao formando água, até que um deles acaba ( OH-) e ainda restam 0,006 mol de H+ que permanecem na solução sem reagir porque acabou a base. Em que volume está presente ?

Se misturamos 30 mL com 30 mL, o volume é 60 mL. Para podermos saber a concentração e finalmente usar a equação pH = -log [H+], em que a conc é em mol por litro, fazemos uma regra de três :

0,006 mol H+ ---- 60 mL

x-----------------1000 mL

x = 0,1 mol por litro. Agora sim podemos aplicar na equação : pH = -log 0,1, pH = 1. como adicionamos um pouco de base, o pH é maior do que seria se a solução tivesse só o ácido. A base consegue neutralizar parte do ácido. Para verificar se tem coerencia, vamos calcular qual seria o pH se não fosse adicionada base, se no lugar da base fossem 30 mL de água :

0,021 mol de H+ do ácido estariam presentes em 60 mL de solução (30 de ácido + 30 de água).

0,021 mol H+-----60 ml

x----------------1000 mL

x = 0,35 mol por litro. pH = -log 0,35 , pH = 0,46. Dados coerentes, pois 1 é maior que 0,46, e portanto a base conseguiu aumentar um pouco o pH neutralizando parte do ácido. Essa coerencia mostra que o exercício foi resolvido corretamente. Veja que a fórmula, no caso pH = -log é apenas um detalhe, é apenas o final, depois que todo o raciocicio já foi montado. A equação por si só não resolve o problema.Saber, por exemplo, que uma base aumenta o pH, não serve apenas para decorar. Podemos usar essa informação no exercicio e verificar que houve coerência de a solução ter apresentado pH maior do que sem base, mesmo que a solução seja ácida.Assim que se deve ensinar química. Muitos alunos não têm paciencia de verificar a coerencia dos dados ao final de um exercício. Eu quando aplico prova dou todo o formulário para os alunos, assim não decoram nada e podem exercitar o raciocínio lógico. Espero que tenham aproveitado o conteúdo. Fiquem a vontade para pedir explicações de outras áreas da química também além da estequiometria, se quiserem. Podem pedir sobre física e matemática também. Estou disponível para dar aulas em colégios ou particulares. Espero que tenha sido útil o tópico ! Postem sobre que outros assuntos da química que geram dificuldade gostariam de ver caminhos lógicos de resolução de problemas para minhas próximas postagens !
Estíverson Felipe de Oliveira

Graduando em Licenciatura em Química pela UFPR, terceiro ano do curso

email: estiverson.quim@gmail.com

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