Qual é o pH de uma solução tampão que contém quantidades equimolares das espécies químicas a seguir?
\mathrm{NH}_{4} \mathrm{C} \ell e \mathrm{NH}_{3}

Passo 1

O enunciado pede o pH de uma solução tampão que contém quantidades equimolares de \mathrm{NH}_4^+ (vinda de \mathrm{NH}_4\mathrm{Cl}) e de \mathrm{NH}_3. O conteúdo envolvido é tampão ácido-base e vamos usar a equação de Henderson-Hasselbalch para ácidos conjugados.

Passo 2

Identificamos a reação ácido-base conjugada:
\mathrm{NH}_4^+ \rightleftharpoons \mathrm{NH}_3 + \mathrm{H}^+
Aqui \mathrm{NH}_4^+ é o ácido conjugado e \mathrm{NH}_3 é a base conjugada. A constante de basicidade de \mathrm{NH}_3 é K_b = 1{,}8\times10^{-5}.

Passo 3

Para usar Henderson precisamos do pK_a do ácido \mathrm{NH}_4^+. Como pK_a + pK_b = 14, temos
pK_b = -\log\bigl(1{,}8\times10^{-5}\bigr)\approx 4{,}74
pK_a = 14 - pK_b = 14 - 4{,}74 = 9{,}26

Passo 4

A equação de Henderson-Hasselbalch para o par \mathrm{NH}_4^+/\mathrm{NH}_3 é
pH = pK_a + \log\frac{[\mathrm{base}]}{[\mathrm{ácido}]}á
Como as concentrações são iguais (equimolares), \log\frac{[\mathrm{NH}_3]}{[\mathrm{NH}_4^+]} = \log 1 = 0. Logo
pH = pK_a = 9{,}26

Resposta

O pH da solução tampão é aproximadamente 9{,}26.

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