Encontre a concentração de todas as espécies e o
, após verifique se as aproximações são adequadas, para uma solução de:
;
Passo 1
Então, temos uma solução de 0,1 mol/L de NH₄Cl e precisamos encontrar as concentrações de todas as espécies presentes e o pH dessa solução. Vamos usar conceitos de química de soluções, especialmente sobre dissociação de sais e equilíbrio ácido-base, para resolver isso.
Passo 2
Primeiro, vamos ver o que acontece quando o NH₄Cl se dissolve em água. O NH₄Cl é um sal que se dissocia completamente em íons:
Então, inicialmente, teremos 0,1 mol/L de íons NH₄⁺ e 0,1 mol/L de íons Cl⁻ na solução.
Passo 3
Agora, vamos analisar o comportamento desses íons na água. O íon Cl⁻ é a base conjugada de HCl, um ácido forte. Como HCl é um ácido forte, o Cl⁻ é uma base fraca e praticamente não afeta o pH da solução. Ou seja, ele não vai alterar significativamente a acidez ou alcalinidade da solução.
Passo 4
Por outro lado, o íon NH₄⁺ é a base conjugada de NH₃ (amônia), que é uma base fraca. Isso significa que o NH₄⁺ pode agir como um ácido fraco na água, liberando íons H⁺:
Essa reação de hidrólise do NH₄⁺ é o que nos ajuda a determinar o pH da solução.
Passo 5
Para calcular a concentração de H₃O⁺, precisamos usar a constante de dissociação ácida (Kₐ) para o NH₄⁺. Sabemos que:
O valor de
para NH₄⁺ é aproximadamente
.
Passo 6
Agora, assumimos que a quantidade de NH₃ formada e
liberada é pequena comparada à concentração inicial de NH₄⁺. Vamos chamar essa pequena quantidade de
.
Então:
Resolvendo para
:
Então,
.
Passo 7
Com a concentração de
, podemos calcular o pH da solução usando a fórmula:
Passo 8
Agora, vamos verificar se nossa aproximação
é válida:
Como
é muito menor que 1, nossa aproximação está adequada.
Resposta
A solução contém 0,1 mol/L de íons NH₄⁺ e Cl⁻. Após a hidrólise do NH₄⁺, a concentração de
é aproximadamente
, resultando em um pH de cerca de 5,13. As aproximações utilizadas são adequadas para este cálculo.
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