A equação a seguir representa o sistema em equilibrio da ionızaçăo da amónia, contida em uma solução amoniacal para limpeza, experimento realizado na aula 10.
\mathrm{NH}_{3(\mathrm{~g})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightleftharpoons \mathrm{NH}_{4}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{OH}_{(\mathrm{aq})}^{-}
Responda:
a) De acordo com o Principio de Le Châtelier, qual das substâncias (ácido cloridrico, água ou gás amỏnia) seria capaz de favorecer a ionização da amónia no sisterna? Explique.
b) Escreva a expressão matemática da constante de equilibrio \left(K_{\mathrm{c}}\right) deste sistema.
c) O que ocorreu com o valor do pH (aumentou ou diminuiu) quando se adicionou cloreto de amónio ao sistema? Explique.

Passo 1

O enunciado mostra o equilíbrio químico da ionização da amônia em solução aquosa:
\mathrm{NH}_3{}_{(g)} + \mathrm{H}_2\mathrm{O}{}_{(l)} \rightleftharpoons \mathrm{NH}_4^+{}_{(aq)} + \mathrm{OH}^-{}_{(aq)}
O conteúdo aqui é o Princípio de Le Châtelier, a expressão da constante de equilíbrio K_c para esse sistema e o efeito de adicionar cloreto de amônio sobre o pH. Para resolver vamos:
  1. Aplicar Le Châtelier para ver como cada adição afeta o sentido da reação.
  2. Escrever a expressão de K_c omitindo o solvente puro.
  3. Relacionar o deslocamento do equilíbrio ao consumo/produto de \mathrm{OH}^- e, daí, à variação de pH.

Passo 2

Para saber qual substância favorece a ionização, avaliamos cada caso:
  • Adicionar \mathrm{HCl} fornece \mathrm{H}^+, que reage com \mathrm{OH}^- formando água. Isso consome um produto e, pelo Princípio de Le Châtelier, o equilíbrio desloca-se para a direita, gerando mais \mathrm{NH}_4^+ e \mathrm{OH}^-.
  • Adicionar \mathrm{H}_2\mathrm{O} não altera o equilíbrio porque é solvente puro (atividade constante).
  • Adicionar \mathrm{NH}_3 aumenta um reagente e também desloca o equilíbrio para a direita, produzindo mais íons.
    Entre as três, a mais efetiva para forçar a ionização é a adição de \mathrm{HCl}, pois remove \mathrm{OH}^- instantaneamente, levando a um aumento contínuo da ionização de \mathrm{NH}_3.

Passo 3

A expressão da constante de equilíbrio em termos de concentrações molares ( K_c) omite a água líquida:
K_c = \frac{[\mathrm{NH}_4^+]\,[\mathrm{OH}^-]}{[\mathrm{NH}_3]}

Passo 4

Ao adicionar cloreto de amônio ( \mathrm{NH}_4^+), você aumenta a concentração de um produto. Pelo Princípio de Le Châtelier, o equilíbrio se desloca para a esquerda, consumindo \mathrm{OH}^- para formar \mathrm{NH}_3 e água. Como há menos \mathrm{OH}^- livre, o meio fica menos básico e o pH diminui.

Resposta

a) \mathrm{HCl}, pois seu \mathrm{H}^+ consome \mathrm{OH}^- e força o equilíbrio a produzir mais íons.
b) \displaystyle K_c = \frac{[\mathrm{NH}_4^+]\,[\mathrm{OH}^-]}{[\mathrm{NH}_3]}.
c) O pH diminuiu, porque a adição de \mathrm{NH}_4^+ desloca o equilíbrio para a esquerda, consumindo \mathrm{OH}^-.

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