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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