Calcule o pH das seguintes soluções aquosas de sais (Use as tabelas ao final da lista para consultar as constantes)
Passo 1
Beleza, o exercício pede o pH de uma solução aquosa de cloreto de amônio (NH₄Cl) 0,15 mol·L⁻¹. Isso cai na parte de equilíbrio ácido–base, mais especificamente hidrólise de sais ácidos. Para resolver a gente vai precisar:
- Reação de hidrólise do cátion NH₄⁺
- Constante de hidrólise ácida Ka do NH₄⁺ (que a gente obtém de Kw e Kb do NH₃)
- Montar a expressão de equilíbrio e achar [H₃O⁺]
- Calcular pH = –log[H₃O⁺]
Passo 2
Primeiro, qual é a reação de hidrólise do NH₄⁺?
O NH₄⁺ é um ácido fraco, então ele libera prótons pra água, aumentando [H₃O⁺] e deixando a solução ácida.
Passo 3
Agora precisamos da constante Ka para essa reação. A gente não encontra Ka direto, mas sabe:
E
Então
Passo 4
Vamos chamar de
a quantidade de NH₄⁺ que vira NH₃ e H₃O⁺.
Tabela de concentrações no equilíbrio, começando de 0,15 M de NH₄⁺:
Tabela de concentrações no equilíbrio, começando de 0,15 M de NH₄⁺:
A expressão de
é
Como NH₄⁺ é ácido bem fraco, a variação
costuma ser bem pequena frente a 0,15, então podemos aproximar
. Assim:
Passo 5
Esse
é a concentração de
. Agora o pH:
Resposta
pH ≈ 5,04