Calcule [H+] para cada uma das seguintes soluções, e indique se a solução é ácida, básica ou neutra:
(a) [OH-] = 0,00005 mol / L;
(b) [OH-] = 3,2 × 10-11 mol / L.

Passo 1

O enunciado pede para calcular [H^+] em duas soluções conhecendo [OH^-] e indicar se são ácidas, básicas ou neutras. Vamos usar a autoionização da água a 25\circC, cuja constante de equilíbrio é
\mathrm{K_w} = 1,0 \times 10^{-14}.

Passo 2

Da reação de autoionização da água, temos
\mathrm{K_w} = [H^+]\,[OH^-].
Isolando [H^+], obtemos
[H^+] = \frac{\mathrm{K_w}}{[OH^-]}.

Passo 3

Caso (a): [OH^-] = 0,00005\:\text{mol/L} = 5,0\times10^{-5}\:\text{mol/L}. Logo,
[H^+] = \frac{1,0\times10^{-14}}{5,0\times10^{-5}} = 2,0\times10^{-10}\:\text{mol/L}.
Como a concentração neutra de [H^+] é 1,0\times10^{-7}\:\text{mol/L}, e aqui [H^+] < 1,0\times10^{-7}, a solução é básica.

Passo 4

Caso (b): [OH^-] = 3,2\times10^{-11}\:\text{mol/L}. Assim,
[H^+] = \frac{1,0\times10^{-14}}{3,2\times10^{-11}} = 3,125\times10^{-4}\:\text{mol/L}.
Aqui temos [H^+] > 1,0\times10^{-7}\:\text{mol/L}, logo a solução é ácida.

Resposta

(a) [H^+] = 2,0\times10^{-10}\:\text{mol/L}, solução básica.
(b) [H^+] = 3,125\times10^{-4}\:\text{mol/L}, solução ácida.

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