Calcule o pH e a concentração de todas as espécies presentes nos seguintes equilíbrios (desconsidere o efeito da força iônica do meio):
(c) solução de \mathrm{NaCl} 0,15 \mathrm{~mol} \mathrm{~L}^{-1}.

Passo 1

O enunciado pede o pH e as concentrações de todas as espécies numa solução de \mathrm{NaCl} 0,15, \mathrm{mol\,L^{-1}}. O conteúdo envolve ionização de eletrólitos fortes e autoprotólise da água.

Passo 2

Como \mathrm{NaCl} é sal de ácido forte \mathrm{HCl} e base forte \mathrm{NaOH}, ele se ioniza completamente:
\mathrm{NaCl(s)} \;\longrightarrow\;\mathrm{Na^+(aq)}\;+\;\mathrm{Cl^-(aq)}

Passo 3

Pela estequiometria da ionização, as concentrações aquosas iniciais são
[\mathrm{Na^+}] = 0,15\;\mathrm{mol\,L^{-1}} \quad\text{e}\quad [\mathrm{Cl^-}] = 0,15\;\mathrm{mol\,L^{-1}}.

Passo 4

Em seguida, existe apenas a autoprotólise da água:
\mathrm{H_2O}\rightleftharpoons\mathrm{H^+}+\mathrm{OH^-}
com constante
K_w = [\mathrm{H^+}]\,[\mathrm{OH^-}] = 1\times10^{-14}.
Como não há ácido nem base adicional, a solução é neutra, logo
[\mathrm{H^+}] = [\mathrm{OH^-}] = \sqrt{K_w} = 1\times10^{-7}\;\mathrm{mol\,L^{-1}}.

Passo 5

O pH da solução é
\mathrm{pH} = -\log\bigl([\mathrm{H^+}]\bigr) = -\log\bigl(1\times10^{-7}\bigr) = 7.

Resposta

pH =7 [\,\mathrm{Na^+}\,]=0,15\;\mathrm{mol\,L^{-1}} [\,\mathrm{Cl^-}\,]=0,15\;\mathrm{mol\,L^{-1}} [\,\mathrm{H^+}\,]=1\times10^{-7}\;\mathrm{mol\,L^{-1}} [\,\mathrm{OH^-}\,]=1\times10^{-7}\;\mathrm{mol\,L^{-1}}

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