Calcule o pH das seguintes soluções aquosas de sais (Use as tabelas ao final da lista para consultar as constantes)
NH4 Cl 0,15 mol L^-1(R: 5,04)

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⁺?
NH4^+ + H2O <=ftharpoons NH3 + H3O^+
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:
Kw = 1,0times10^-14 = Katimes Kb(NH3)
E Ka = KwKb = 1,0times10^-141,8times10^-5 approx 5,6times10^-10.
Então

Passo 4

Vamos chamar de c|c|c|c & NH4^+ & NH3 & H3O^+hline inicial (M) & 0,15 & 0 & approx 0 variação (M) & -x & +x & +x equilíbrio (M) & 0,15 - x & x & x a quantidade de NH₄⁺ que vira NH₃ e H₃O⁺.
Tabela de concentrações no equilíbrio, começando de 0,15 M de NH₄⁺:
Ka = [NH3],[H3O^+][NH4^+] = xcdot x0,15 - x = x^20,15 - xçãí
A expressão de 5,6times10^-10 approx x^20,15 Longrightarrow x^2 = 5,6times10^-10times0,15 = 8,4times10^-11 é
x = raiz8,4times10^-11 approx 9,17times10^-6,M
Como NH₄⁺ é ácido bem fraco, a variação costuma ser bem pequena frente a 0,15, então podemos aproximar . Assim:

Passo 5

Esse pH = -log[H3O^+] = -log(9,17times10^-6) approx 5,04 é a concentração de . Agora o pH:

Resposta

pH ≈ 5,04

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