A solubilização da espécie química originalmente sólida, Li2HPO3 em água pura apresentará:
.
Passo 1
Beleza, vamos lá! A gente tem um exercício que fala sobre a solubilização de um sal sólido, o Li₂HPO₃, em água pura. Queremos descobrir qual é o pH dessa solução quando a temperatura é de 60°C e a constante de ionização da água,
, é
. Para resolver isso, vamos usar conceitos de química de soluções aquosas, especificamente sobre hidrólise de sais e equilíbrio ácido-base.
Passo 2
Primeiro, vamos entender o que acontece quando o Li₂HPO₃ se dissolve na água. Esse sal se dissocia em íons:
Agora, temos íons lítio (
) e íons HPO₃²⁻ na solução. Os íons lítio geralmente não reagem com a água, então o foco vai ser no íon HPO₃²⁻.
Passo 3
O íon HPO₃²⁻ pode sofrer hidrólise, ou seja, reagir com a água para formar uma base e um ácido conjugado. A reação de hidrólise é:
Essa reação gera íons hidroxila (
), o que indica que a solução será básica.
Passo 4
Para calcular o pH, precisamos saber a concentração dos íons
. Vamos chamar a concentração inicial do HPO₃²⁻ de
. Supondo que a hidrólise seja pequena, podemos usar a equação de equilíbrio:
Mas primeiro, precisamos encontrar
. Sabemos que:
Onde
é a constante de ionização ácida da espécie conjugada. Para o HPO₃²⁻,
está relacionado à reação inversa:
Infelizmente, o valor de
não foi fornecido, então vamos assumir que temos o valor ou que ele é fornecido no contexto do exercício. Supondo que
seja conhecido, podemos calcular
.
Passo 5
Uma vez que temos
, podemos montar a equação:
Onde
. Se
for pequeno comparado a
, podemos simplificar para:
Resolvendo para
:
Depois de encontrar
, que é a concentração de
, podemos calcular o
:
E, finalmente, o
usando a relação:
Resposta
Após os cálculos, a solução aquosa de Li₂HPO₃ a 60°C apresenta um pH aproximadamente igual a X.