Calcule a constante de hidrólise
dos sais:
Passo 1
Beleza, temos um exercício que pede para calcular a constante de hidrólise $ \mathrm{K}{n} $ do sal $ \mathrm{NH}{4}\mathrm{NO}_{2} $. Esse tema faz parte da química de ácidos e bases, especificamente sobre como os sais se comportam na água. Para resolver isso, vamos precisar entender como os íons do sal interagem com a água e utilizar algumas constantes de equilíbrio ácido-base.
Passo 2
Primeiro, vamos identificar quais são os íons que formam o sal $ \mathrm{NH}{4}\mathrm{NO}{2} $. Esse sal é composto pelos íons $ \mathrm{NH}{4}^{+} $ (íon amônio) e $ \mathrm{NO}{2}^{-} $ (íon nitrito).
Passo 3
Agora, precisamos determinar se cada um desses íons atua como ácidos ou bases quando dissolvidos em água:
- $ \mathrm{NH}{4}^{+} $ é a base conjugada do $ \mathrm{NH}{3} $ (amônia), então ele pode atuar como um ácido.
- $ \mathrm{NO}{2}^{-} $ é a base conjugada do $ \mathrm{HNO}{2} $ (ácido nitroso), então ele pode atuar como uma base.
Passo 4
Para calcular a constante de hidrólise $ \mathrm{K}{n}
\mathrm{K}{a}
\mathrm{K}_{b} $) dos íons envolvidos:
- $ \mathrm{K}{a} $ do $ \mathrm{NH}{4}^{+} $ é aproximadamente $ 5.6 \times 10^{-10} $.
- $ \mathrm{K}{a} $ do $ \mathrm{HNO}{2} $ é aproximadamente $ 4.5 \times 10^{-4} $.
Lembrando que a constante básica $ \mathrm{K}{b} $ pode ser relacionada à constante ácida da sua base conjugada através da relação $ \mathrm{K}{a} \times \mathrm{K}{b} = \mathrm{K}{w} $, onde $ \mathrm{K}_{w} = 1.0 \times 10^{-14} $.
Passo 5
Vamos calcular $ \mathrm{K}{b} $ do $ \mathrm{NO}{2}^{-} $:
Passo 6
A constante de hidrólise $ \mathrm{K}{n} $ para o sal $ \mathrm{NH}{4}\mathrm{NO}{2} $ pode ser calculada multiplicando as constantes $ \mathrm{K}{a} $ e $ \mathrm{K}_{b} $ dos íons:
Resposta
A constante de hidrólise $ \mathrm{K}{n} $ do sal $ \mathrm{NH}{4}\mathrm{NO}_{2} $ é aproximadamente $ 1.24 \times 10^{-20} $.