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.
HCl

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para uma solução aquosa de \mathrm{HCl} com concentração \,0,250\\ \mathrm{M}: quais as principais espécies presentes e qual o \mathrm{pH} dessa solução. Dado fornecido: a concentração inicial do ácido é \,[\mathrm{HCl}] = 0,250\\ \mathrm{M}.

Passo 2

Entendendo o que acontece quando \mathrm{HCl} é colocado em água. Vou explicar o conceito importante de forma bem clara e passo a passo:
\mathrm{HCl} é um ácido forte, isto é, em água ele se ioniza praticamente de forma completa. A equação de ionização é
\mathrm{HCl (aq)} \longrightarrow \mathrm{H^+ (aq)} + \mathrm{Cl^- (aq)}.
Na prática experimental nós representamos o próton combinado com água como íon hidrônio, portanto escrevemos a espécie de hidrogênio livre como \mathrm{H_3O^+}. Assim, a reação mais adequada é
\mathrm{HCl (aq)} + \mathrm{H_2O (l)} \longrightarrow \mathrm{H_3O^+ (aq)} + \mathrm{Cl^- (aq)}.

Passo 3

Portanto, as principais espécies presentes na solução (em ordem de importância) são:
\mathrm{H_3O^+} (íon hidrônio gerado pela ionização do ácido),
\mathrm{Cl^-} (o contra-íon da ionização),
e a água \mathrm{H_2O} (solvente).
Vou anotar isso para usar depois no resultado final.

Passo 4

Agora vou definir o que é \mathrm{pH} e a fórmula que usaremos. O \mathrm{pH} é definido por
\mathrm{pH} = -\log_{10}\bigl([\mathrm{H_3O^+}]\bigr),
onde [\mathrm{H_3O^+}] é a concentração molar do íon hidrônio em mol/L. Explico as variáveis:
  • [\mathrm{H_3O^+}] é a concentração de \mathrm{H_3O^+} em molaridade (M),
  • \log_{10} indica logaritmo na base 10,
  • o sinal negativo garante que soluções ácidas tenham \mathrm{pH} menor que 7.

Passo 5

Como \mathrm{HCl} é ácido forte e se ioniza completamente, a concentração de \mathrm{H_3O^+} na solução será igual à concentração inicial do ácido (desprezando a contribuição minúscula da autoionização da água). Logo,
[\mathrm{H_3O^+}] = 0,250\\ \mathrm{M}.
(Aqui usei a propriedade de ácidos fortes: ionização completa implica produto de concentração igual à concentração inicial do ácido.)

Passo 6

Calculemos o \mathrm{pH} usando a definição. Substituindo [\mathrm{H_3O^+}]=0,250 na fórmula:
\mathrm{pH} = -\log_{10}(0,250).
Faço a conta do logaritmo de forma explícita para você ver o raciocínio utilitário que dá para fazer sem calculadora (ou com uma calc. científica rápida):
0,250 = 2,5\times10^{-1},
então
\mathrm{pH} = -\log_{10}\bigl(2,5\times10^{-1}\bigr) = -\bigl(\log_{10}(2,5) + \log_{10}(10^{-1})\bigr).
Como \log_{10}(10^{-1})=-1, isso fica
\mathrm{pH} = -\bigl(\log_{10}(2,5)-1\bigr) = 1 - \log_{10}(2,5).
O valor \log_{10}(2,5) é aproximadamente 0,39794. Portanto
\mathrm{pH} \approx 1 - 0,39794 = 0,60206.
Arredondando de forma usual para três casas decimais, \mathrm{pH} \approx 0,602.

Passo 7

Uma verificação rápida: a autoionização da água tem constante \,K_w = 1,0\times10^{-14} (a 25^\circ\mathrm{C}). A concentração de \mathrm{OH^-} em equilíbrio seria
[\mathrm{OH^-}] = \dfrac{K_w}{[\mathrm{H_3O^+}]} = \dfrac{1,0\times10^{-14}}{0,250} = 4,0\times10^{-14}\\ \mathrm{M},
que é negligível comparada com [\mathrm{H_3O^+}]=0,250\\ \mathrm{M}. Isso confirma que a aproximação de dissociação completa foi válida.

Resposta

Espécies principais: \mathrm{H_3O^+}, \mathrm{Cl^-} e \mathrm{H_2O}.\n
\mathrm{pH} \approx 0,602

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