Quais são as principais espécies presentes em soluções de 0,250 \mathrm{M} de cada um dos seguintes ácidos? Calcule o pH de cada uma destas soluções.
\mathrm{HClO}_{4}

Passo 1

O enunciado dá uma solução contendo 0,250\\ \mathrm{M} do ácido \mathrm{HClO}_4 e pede duas coisas:
  • Quais são as principais espécies presentes nessa solução.
  • Calcular o pH da solução.
Informações relevantes fornecidas: a concentração inicial do ácido é \;0,250\\ \mathrm{M}.

Passo 2

Escrevendo a reação de dissociação do ácido em água (essa é a equação que descreve as espécies que aparecem):
\mathrm{HClO}_4 (aq) + \mathrm{H_2O} (l) \longrightarrow \mathrm{H_3O}^+ (aq) + \mathrm{ClO}_4^- (aq)
Aqui cada molécula de \mathrm{HClO}_4 que se dissocia gera um íon hidrônio \mathrm{H_3O}^+ (que na prática escrevemos como \mathrm{H}^+ em muitos exercícios) e um ânion \mathrm{ClO}_4^-.

Passo 3

Por que usamos essa reação e quais espécies aparecem?
  • A água participa como solvente e aceita o próton, formando \mathrm{H_3O}^+. É costume falar simplesmente em \mathrm{H}^+, mas o que existe na solução é \mathrm{H_3O}^+ (ou espécies protonadas de água).
  • O ânion \mathrm{ClO}_4^- é o contracátion formado.
  • E ainda temos a água não protonada \mathrm{H_2O} como componente majoritário do solvente.
Então as possíveis espécies são: \mathrm{H_3O}^+ (ou \mathrm{H}^+), \mathrm{ClO}_4^-, moléculas de \mathrm{H_2O} e, em princípio, uma quantidade desprezível de \mathrm{HClO}_4 não dissociado (se for um ácido forte, explico já).

Passo 4

Importante saber se \mathrm{HClO}_4 é forte ou fraco.
  • Ácidos fortes se dissociam praticamente por completo em água; isto é, a reação de dissociação vai quase até a direita e a concentração do ácido não dissociado fica negligenciável.
  • \mathrm{HClO}_4 (ácido perclórico) é um ácido forte conhecido — na prática assume-se dissociação completa em diluições típicas de laboratório e prova.
Logo, para uma solução inicialmente preparada com \;0,250\\ \mathrm{M} de \mathrm{HClO}_4, assumimos que toda essa quantidade vira íons. Portanto as concentrações principais ficam:
[\mathrm{H_3O}^+] \approx 0,250\\ \mathrm{M}
[\mathrm{ClO}_4^-] \approx 0,250\\ \mathrm{M}
A concentração de \mathrm{H_2O} como solvente puro é muito maior e aproximadamente
[\mathrm{H_2O}] \approx 55,5\\ \mathrm{M},
que normalmente não precisamos alterar para este tipo de conta. A concentração de \mathrm{HClO}_4 não dissociado é desprezível.

Passo 5

Regra para calcular pH: defini-se pH pela concentração de hidrônio:
\mathrm{pH} = -\log_{10} \bigl([\mathrm{H_3O}^+]\bigr).
Aqui [\mathrm{H_3O}^+] é a concentração molar de \mathrm{H_3O}^+ em mol·L^{-1}. Essa fórmula é direta e amplamente usada em provas. Não confunda com \mathrm{pOH} (que envolve [\mathrm{OH}^-]) — aqui queremos pH.

Passo 6

Aplicando a fórmula ao valor que encontramos:
\mathrm{pH} = -\log_{10}(0,250).
Vamos calcular o logaritmo passo a passo (sem máquina, usando propriedades dos logaritmos):
0,250 = 2,50 \times 10^{-1}.
Logo
\log_{10}(0,250) = \log_{10}(2,50) + \log_{10}(10^{-1}) = \log_{10}(2,50) - 1.
Sabemos que \log_{10}(2,50) é aproximadamente 0,39794 (valor padrão de tabela). Então
\log_{10}(0,250) \approx 0,39794 - 1 = -0,60206.
Portanto
\mathrm{pH} = -(-0,60206) = 0,60206.
Arredondando razoavelmente para três casas decimais, obtemos \mathrm{pH} \approx 0,602.

Passo 7

Comentários práticos e dica para a prova:
  • Em provas, ao ver um ácido forte com concentração \;c, você pode diretamente escrever [\mathrm{H_3O}^+] = c e \mathrm{pH} = -\log_{10}\text{(c)}. Memorizando isso você ganha tempo.
  • Evite tentar incluir efeitos de atividade (atividades em vez de concentrações) a menos que o enunciado peça; para concentrações moderadas como \;0,250\\ \mathrm{M} a aproximação por concentrações molares está completamente aceitável.
  • Não esqueça de transformar corretamente números como \;0,250 em notação científica para facilitar logaritmos mentais: \;0,250 = 2,50\times10^{-1}.

Passo 8

Resumo emocional/amigável: você já tem a resposta rápida para ácidos fortes — espécies: \mathrm{H_3O}^+, ânion conjugado e água; pH é só -\log da concentração. Vamos em frente, você consegue!

Resposta

Principais espécies: \mathrm{H_3O}^+, \mathrm{ClO}_4^- e \mathrm{H_2O} (a concentração de \mathrm{HClO}_4 não dissociado é desprezível).
\mathrm{pH} \approx 0,602

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