Determine a constante de hidrölise e o valor do pH de uma solucão aquosa
de cianeto de amônio
Passo 1
Beleza! A gente vai resolver um exercício de química onde precisamos determinar a constante de hidrólise e o valor do pH de uma solução aquosa de 0,10 mol/L de cianeto de amônio. Para isso, vamos usar conceitos de equilíbrio químico, hidrólise de sais e cálculo de pH. Vamos por partes!
Passo 2
Primeiro, vamos entender o que é o cianeto de amônio. Esse composto é um sal formado pelos íons amônio (NH₄⁺) e cianeto (CN⁻). Quando dissolvido em água, ele se dissocia em NH₄⁺ e CN⁻.
Passo 3
Agora, precisamos saber que tanto o íon amônio (NH₄⁺) quanto o íon cianeto (CN⁻) podem sofrer hidrólise, ou seja, reagem com a água:
-
NH₄⁺ atua como um ácido, doando um próton (H⁺) para a água.
-
CN⁻ atua como uma base, aceitando um próton (H⁺) da água.
Passo 4
Para determinar qual reação domina e, consequentemente, o pH da solução, precisamos comparar as forças do ácido conjugado (NH₄⁺) e da base conjugada (CN⁻). Isso é feito usando as constantes de dissociação ácida (Kₐ) e básica (K_b) das espécies envolvidas.
Passo 5
Vamos buscar os valores de Kₐ e K_b:
-
Para NH₄⁺, a constante ácida (Kₐ) é aproximadamente
. -
Para CN⁻, a constante básica (K_b) é derivada da constante ácida do HCN. Sabemos que
, onde . O do HCN é cerca de , então:
Passo 6
Comparando Kₐ de NH₄⁺ e K_b de CN⁻:
Como
é muito maior que
, a reação de hidrólise do CN⁻ domina, tornando a solução básica.
Passo 7
Agora, vamos calcular a constante de hidrólise (K_h) do CN⁻:
Passo 8
Para encontrar o pH, vamos calcular a concentração de íons hidroxila (OH⁻) produzidos pela hidrólise do CN⁻:
Assumindo que a concentração inicial de CN⁻ é 0,10 mol/L e que a variação
é pequena, podemos aproximar:
Resolvendo para
:
Passo 9
Agora, calculamos o pOH:
E o pH:
Resposta
A constante de hidrólise é
e o pH da solução aquosa de 0,10 mol/L de cianeto de amônio é aproximadamente 11,15.