Qual é o pH de cada uma das seguintes soluções-tampão:
\mathrm{NH}_{3} 0,7 \mathrm{~mol} \mathrm{~L}^{-1} e \mathrm{NH}_{4} \mathrm{NO}_{3} 0,7 \mathrm{~mol} \mathrm{~L}^{-1}

Passo 1

O enunciado pede o pH de uma solução-tampão formada por \mathrm{NH_3} ( base fraca )) e seu sal \mathrm{NH_4NO_3} (fornecendo o íon conjugado \mathrm{NH_4^+}). Para resolver, vamos usar a forma de Henderson–Hasselbalch adaptada a bases fracas:
\mathrm{pOH} = \mathrm{p}K_b + \log\frac{[\mathrm{BH^+}]}{[\mathrm{B}]}
e depois calcular \mathrm{pH} = 14 - \mathrm{pOH}.

Passo 2

Identificamos as concentrações e a constante:
  • Concentração de base \mathrm{B}=\mathrm{NH_3}: [B]=0{,}7\\ \mathrm{mol\,L^{-1}}.
  • Concentração de íon conjugado \mathrm{BH^+}=\mathrm{NH_4^+}: [\mathrm{BH^+}]=0{,}7\\ \mathrm{mol\,L^{-1}}.
  • Constante de base do amoníaco: K_b=1{,}8\times10^{-5}, logo
\mathrm{p}K_b = -\log(1{,}8\times10^{-5}) \approx 4{,}74.

Passo 3

Aplicamos Henderson–Hasselbalch para bases:
\mathrm{pOH} = \mathrm{p}K_b + \log\frac{[\mathrm{NH_4^+}]}{[\mathrm{NH_3}]} = 4{,}74 + \log\frac{0{,}7}{0{,}7} = 4{,}74 + \log(1) = 4{,}74 + 0 = 4{,}74.

Passo 4

Convertendo \mathrm{pOH} em \mathrm{pH}:
\mathrm{pH} = 14{,}00 - \mathrm{pOH} = 14{,}00 - 4{,}74 = 9{,}26\approx 9{,}25.

Resposta

O pH da solução-tampão é aproximadamente 9{,}25.

Exercícios relacionados