Qual o pH de uma solução
de
? Escreva a reação ácido-base envolvida, diga quem é o ácido e a base de Bronsted-Lowry e seus pares conjugados.
Passo 1
Então, o problema pergunta o pH de uma solução 0,02 mol·L⁻¹ de NH₃, sabendo que Kb(NH₃) = 1,82×10⁻⁵. Vamos usar conceitos de equílibrio de bases (constante Kb), reação ácido-base de Brønsted–Lowry e depois converter [OH⁻] em pH. Preciso:
- Escrever a reação ácido-base e identificar ácido, base e pares conjugados.
- Montar a expressão de Kb e resolver o equilíbrio.
- Calcular pOH e, por fim, o pH.
Passo 2
Escrevendo a reação de Brønsted–Lowry:
Quem é quê?
- Base (aceita próton): NH₃
- Ácido (doa próton): H₂O
- Par conjugado do ácido: OH⁻
- Par conjugado da base: NH₄⁺
Passo 3
Teoria do Kb: para uma base B que reage com água,
a expressão é
No nosso caso, B = NH₃, BH⁺ = NH₄⁺.
Passo 4
Montamos um ICE (Initial, Change, Equilibrium):
Concentração inicial: [NH₃] = 0,020; [NH₄⁺] = 0; [OH⁻] ≈ 0
Variação x: NH₃ diminui x, NH₄⁺ aumenta x, OH⁻ aumenta x
Equilíbrio: [NH₃] = 0,020 – x; [NH₄⁺] = x; [OH⁻] = x
Concentração inicial: [NH₃] = 0,020; [NH₄⁺] = 0; [OH⁻] ≈ 0
Variação x: NH₃ diminui x, NH₄⁺ aumenta x, OH⁻ aumenta x
Equilíbrio: [NH₃] = 0,020 – x; [NH₄⁺] = x; [OH⁻] = x
Substituindo em Kb:
Como Kb é pequeno, x ≪ 0,020, então aproximamos 0,020 – x ≈ 0,020:
Passo 5
Calcular pOH e depois pH:
Resposta
O pH da solução é aproximadamente 10,78.