A $25^\circ\text{C}$, adiciona-se $1,0\text{ mL}$ de uma solução aquosa $0,10\text{ mol/L}$ em $\ce{HCl}$ a $100\text{ mL}$ de uma solução aquosa $1,0\text{ mol/L}$ em $\ce{HCl}$. O $\text{pH}$ da mistura final é 


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ITA IIIT 29/10/2021 19:58
$-$ A priori, sabe-se que o ácido clorídrico é um ácido forte, ou seja, ioniza próximo do $100\%$. Desse modo, têm-se a reação de dissociação como:\begin{matrix} HCl_{(aq)} &\rightarrow& {H^+}_{(aq)} &+& {Cl^-}_{(aq)} \end{matrix}Com isso, seja $n_1$ o número de mols de $H^+$ adicionados, enquanto $n_2$ é o número de mols de $H^+$ já existentes, assim pela razão estequiométrica: \begin{matrix} n_{1} = {\large{\frac{0,1 \ mol}{1000ml}}}\cdot 1ml = 10^{-4} \ mol &,& n_{2} = {\large{\frac{1 \ mol}{1000ml}}}\cdot 100ml = 10^{-1} \ mol \end{matrix}No caso, o número de mols total de cátion $H^+$ será: \begin{matrix} n_3 = n_1 + n_2 &\Rightarrow& n_3 \approx 10^{-1} \end{matrix}Já o volume total: \begin{matrix} V_T = 100 \ ml + 1 \ ml &\therefore& V_T = 101.10^{-3} \ L \end{matrix}Por fim, encontrando o $pH$: \begin{matrix} pH = -\log {[H^+]} &,& [H^+] = {\large{\frac{n_3}{V_T}}} \approx 1 \ mol/L &\Rightarrow& pH \approx -\log {1} &\therefore& pH \approx 0 \end{matrix}\begin{matrix}Letra \ (A) \end{matrix}
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