Determine a concentração de todas as espécies em equilíbrio e calcule o pH a
das seguintes soluções: (Dados Ka do ácido acético
,
).
d) cloreto de sódio
d) cloreto de sódio
Passo 1
Beleza, temos uma solução de NaCl 0,25 M e queremos saber a concentração de todas as espécies em equilíbrio e o pH a 25 °C. Isso cai em equilíbrio ácido–base, mais exatamente na hidrólise de íons e na autoionização da água. Dados que vamos usar:
- Kw = 1,0×10⁻¹⁴ (produto iônico da água)
- Ka do ácido acético não entra aqui, pois nem o Na⁺ nem o Cl⁻ vêm de ácidos ou bases fracos.
Passo 2
Escrevendo as possíveis reações de hidrólise:
- Para Cl⁻ (base conjugada de HCl, ácido forte):
Cl⁻ + H₂O ⇌ HCl + OH⁻
A constante de hidrólise (Kb) seria Kb = Kw/Ka(HCl). Como Ka(HCl) ≫1, dá Kb ≈ 0 → reação desprezível. - Para Na⁺ (ácido conjugado de NaOH, base forte):
Na⁺ + H₂O ⇌ NaOH + H⁺
Aqui Ka = Kw/Kb(NaOH), e Kb(NaOH) ≫1 → Ka ≈ 0 → reação desprezível.
Como não há hidrólise efetiva, as concentrações iniciais dos íons não mudam:
[Na⁺] = 0,25 M e [Cl⁻] = 0,25 M em equilíbrio.
[Na⁺] = 0,25 M e [Cl⁻] = 0,25 M em equilíbrio.
Passo 3
Sob essas condições “neutras”, a água se autoioniza:
H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻, com Kw = [H⁺][OH⁻] = 1,0×10⁻¹⁴.
Em soluções sem ácidos ou bases fracos encaixando, temos [H⁺] = [OH⁻] = √Kw = 1,0×10⁻⁷ M.
Logo, o pH = –log₁₀[H⁺] = –log₁₀(1,0×10⁻⁷) = 7,0.
H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻, com Kw = [H⁺][OH⁻] = 1,0×10⁻¹⁴.
Em soluções sem ácidos ou bases fracos encaixando, temos [H⁺] = [OH⁻] = √Kw = 1,0×10⁻⁷ M.
Logo, o pH = –log₁₀[H⁺] = –log₁₀(1,0×10⁻⁷) = 7,0.
Resposta
[Na⁺] = 0,25 M
[Cl⁻] = 0,25 M
[H⁺] = 1,0×10⁻⁷ M
[OH⁻] = 1,0×10⁻⁷ M
pH = 7,0
[Cl⁻] = 0,25 M
[H⁺] = 1,0×10⁻⁷ M
[OH⁻] = 1,0×10⁻⁷ M
pH = 7,0