Calcule o pH das seguintes soluções aquosas de sais (Use as tabelas ao final da lista para consultar as constantes)
KCN 0,15 mol L^-1 (R: 11,23)

Passo 1

Beleza, o exercício pede para a gente calcular o pH de uma solução aquosa de KCN 0,15 mol·L⁻¹. Isso é assunto de equilíbrio ácido-base de sais: como o cianeto (CN⁻) vem de um ácido fraco (HCN), ele age como base na água. Para resolver vamos precisar de:
  1. Ka do HCN (vamos usar ).
  2. A constante de ionização da água .
  3. A relação .
  4. Montar o equilíbrio de base fraca, achar [OH⁻], depois chegar no pOH e no pH.

Passo 2

Primeiro identificamos a reação de hidrólise do cátion CN⁻ na água:
CN^- + H2O <=ftharpoons HCN + OH^-
A constante de equilíbrio dessa reação é o Kb = KwKa = 1,0times10^-144,9times10^-10 approx 2,04times10^-5 , que a gente calcula por

Passo 3

Agora fazemos a tabela ICE (concentrações iniciais, variação e de equilíbrio):
Espécie Inicial (M) Variação Equilíbrio (M)
CN⁻ 0,15 –x 0,15 – x
HCN 0 +x x
OH⁻ 0 +x x
Pela definição de Kb = [HCN],[OH^-][CN^-] = x cdot x0,15 - x approx x^20,15 :
x = raizKb times 0,15 = raiz2,04times10^-5 times 0,15 approx 1,75times10^-3,M
(na aproximação ). Então
Isso é [OH⁻].

Passo 4

Calculamos o pOH e daí o pH:
pOH = -log[OH^-] = -log(1,75times10^-3) approx 2,76,
pH = 14,00 - pOH = 14,00 - 2,76 = 11,24

Resposta

O pH da solução de KCN 0,15 mol·L⁻¹ é, aproximadamente, 11,23.

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