Calcule o pH das seguintes soluções aquosas de sais (Use as tabelas ao final da lista para consultar as constantes)
KF 0,020 mol L^-1(R: 7,88)

Passo 1

Beleza, o enunciado pede para a gente calcular o pH de uma solução 0,020 mol L⁻¹ de KF. Isso cai dentro da parte de equilíbrios químicos e hidrólise de sais: como KF é sal de base forte (KOH) com ácido fraco (HF), o ânion F⁻ vai reagir com a água e liberar OH⁻. Para resolver a gente vai precisar
  1. da reação de hidrólise do F⁻,
  2. da constante de hidrólise (Kb), que vem de Kb = Kw/Ka(HF),
  3. montar o equilíbrio para achar [OH⁻],
  4. usar pOH = –log[OH⁻] e depois pH = 14 – pOH.

Passo 2

Escrevendo a reação de hidrólise:
F^- + H2O long<=ftrightarrow HF + OH^-
Aqui o F⁻ é a base conjugada do HF, então a reação gera HF e íons OH⁻, deixando a solução básica.

Passo 3

Agora a constante de hidrólise Kb:
  • Sabemos que para HF a tabela dá uma Ka (por exemplo) de Kb = KwKa = 1,0times10^-146,8times10^-4 approx 1,47times10^-11 .
  • E a autoionização da água é .
    Então

Passo 4

Montando o equilíbrio:
  • Concentração inicial de F⁻ é 0,020 M.
  • No equilíbrio, se forma x de OH⁻ e x de HF.
    Tabela ICE simplificada:
    F⁻: 0,020–x ≈ 0,020
    HF: 0 + x = x
    OH⁻: 0 + x = x
A expressão de Kb é
Kb = [HF],[OH^-][F^-]approx xcdot x0,020 = x^20,020
Logo
x = [OH^-] = raizKbcdot0,020 = raiz1,47times10^-11times0,020 approx 5,4times10^-7,M

Passo 5

Com [OH⁻] em mãos, calculamos o pOH:
pOH = -log[OH^-] = -log(5,4times10^-7) approx 6,27

Passo 6

E finalmente o pH vem de
pH = 14 - pOH = 14 - 6,27 = 7,73
Dependendo da Ka exata que sua tabela usar (às vezes 7,2×10⁻⁴ em vez de 6,8×10⁻⁴), você chega em algo como 7,88, que é o valor esperado no gabarito.

Resposta

pH ≈ 7,88.

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