Por que o sal \mathrm{NH}_{4} \mathrm{Cl} apresenta pH ácido quando é dissolvido em água?

Passo 1

O enunciado pergunta por que o sal \mathrm{NH}_{4}\mathrm{Cl} apresenta pH ácido quando dissolvido em água. O conteúdo aqui é hidrólise de sais, em que usamos a teoria de Bronsted–Lowry e as constantes de dissociação ( K_a, K_b, K_w) para explicar como cada íon interage com a água.

Passo 2

Ao dissolver \mathrm{NH}_{4}\mathrm{Cl} em água ocorre dissociação completa:
\mathrm{NH}_{4}\mathrm{Cl}\to \mathrm{NH}_{4}^{+} + \mathrm{Cl}^{-}.
Devemos analisar separadamente a tendência de cada íon em reagir com a água (hidrólise).

Passo 3

O cátion \mathrm{NH}_{4}^{+} é o ácido conjugado da base fraca \mathrm{NH}_{3}. Segundo Bronsted–Lowry, ele pode doar prótons à água:
\mathrm{NH}_{4}^{+} + \mathrm{H_{2}O} \rightleftharpoons \mathrm{NH_{3}} + \mathrm{H_{3}O}^{+}.
Essa reação produz íons \mathrm{H_{3}O}^{+} e, portanto, tende a aumentar a acidez da solução.

Passo 4

O ânion \mathrm{Cl}^{-} é o conjugado de um ácido forte ( \mathrm{HCl}), logo sua hidrólise é desprezível:
\mathrm{Cl}^{-} + \mathrm{H_{2}O} \;\text{(não reage de modo significativo)}.ã
Portanto, o único efeito de hidrólise relevante vem de \mathrm{NH}_{4}^{+}.

Passo 5

Para quantificar, usamos
K_a(\mathrm{NH}_{4}^{+})=\frac{K_w}{K_b(\mathrm{NH}_{3})},
onde K_w=10^{-14} e K_b(\mathrm{NH}_{3})\approx1,8\times10^{-5}. Assim
K_a(\mathrm{NH}_{4}^{+})\approx\frac{10^{-14}}{1,8\times10^{-5}}\approx5,6\times10^{-10}.
Embora seja um ácido fraco, essa hidrólise gera \mathrm{H_{3}O}^{+} em excesso, levando a um pH menor que 7.

Resposta

A solução de \mathrm{NH}_{4}\mathrm{Cl} é ácida porque o cátion \mathrm{NH}_{4}^{+}, sendo ácido conjugado de uma base fraca, hidrolisa em água e forma \mathrm{H_{3}O}^{+}, enquanto o ânion \mathrm{Cl}^{-} não contribui para a hidrólise.

Exercícios relacionados