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{HNO}_{3}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para uma solução de \,0,250\\ \mathrm{M} do ácido dado: (a) identificar as principais espécies presentes na solução e (b) calcular o pH da solução. A informação numérica fornecida é a concentração inicial do ácido: \,[\mathrm{HNO}_3]_{\text{inicial}} = 0,250\\ \mathrm{M}. Não foram fornecidas outras informações (temperatura, etc.), então assumimos condições padrão (água pura à temperatura ambiente, onde a autoionização da água tem constante \,K_w típica).

Passo 2

Escrevendo a reação de ionização do ácido na água (pegando a fórmula do enunciado):
\mathrm{HNO_3} + \mathrm{H_2O} \longrightarrow \mathrm{H_3O^+} + \mathrm{NO_3^-}
Aqui eu mostro claramente as espécies que aparecem na reação: \mathrm{H_3O^+} (íon hidrônio, frequentemente escrito como \mathrm{H^+} em abreviações), \mathrm{NO_3^-} (nitrato) e a água \mathrm{H_2O}.

Passo 3

Explicando por que essa reação age assim: \mathrm{HNO_3} é um ácido forte e monoprotico — isso significa que, em solução aquosa diluída, ele se dissocia praticamente por completo em íon hidrônio e íon nitrato. Na prática de prova: “ácido forte” = assume-se dissociação completa. Logo, a concentração de íon nitrato formada é igual à concentração inicial do ácido, e a contribuição do ácido para [\mathrm{H_3O^+}] é igual à concentração inicial do ácido.
Portanto, imediatamente após a dissolução (ignorando a pequena contribuição da autoionização da água), temos:
[\mathrm{NO_3^-}] \approx 0,250\\ \mathrm{M}
[\mathrm{H_3O^+}]_{\text{do ácido}} \approx 0,250\\ \mathrm{M}á

Passo 4

Agora vou tratar da autoionização da água para ver se precisamos somar algo a [\mathrm{H_3O^+}]. A água purezinha tem
[\mathrm{H_3O^+}]_{\text{água}} = [\mathrm{OH^-}] = 1\times 10^{-7}\\ \mathrm{M}á
à temperatura ambiente. Comparando essa quantidade com a proveniente do ácido:
\frac{1\times 10^{-7}}{0,250} = 4\times 10^{-7},
ou seja, a contribuição relativa da água é desprezível (muito menor) frente aos 0,250\\ \mathrm{M} vindos do ácido. Assim, para calcular o pH podemos usar, com segurança prática,
[\mathrm{H_3O^+}]_{\text{total}} \approx 0,250\\ \mathrm{M}.

Passo 5

Definição e conceito do pH (aulas rápidas para a prova): o 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^{-1}. As chaves [\cdot] indicam “concentração de”.
Aplicando a definição ao nosso caso com [\mathrm{H_3O^+}] = 0,250\\ \mathrm{M}:
\mathrm{pH} = -\log_{10}(0,250).

Passo 6

Calcular -\log_{10}(0,250) sem calculadora (truque de logs): escrevemos 0,250 = 2,50\times 10^{-1}. Logo,
\log_{10}(0,250)=\log_{10}(2,50\times 10^{-1})=\log_{10}(2,50)-1.
Conhecendo valores comuns de logaritmo: \log_{10}(2)\approx 0,3010, \log_{10}(3)\approx 0,4771, daí \log_{10}(2,5) fica entre eles; o valor padrão é \log_{10}(2,50)\approx 0,39794. Portanto
\log_{10}(0,250) \approx 0,39794 - 1 = -0,60206,
e finalmente
\mathrm{pH} = -(-0,60206) = 0,60206.
Arredondando de forma consistente com a precisão da concentração dada ( 0,250 tem três algarismos significativos), podemos apresentar o pH com três casas decimais:
\mathrm{pH} \approx 0,602.

Passo 7

Resumo interpretativo e incentivo rápido: portanto, em uma prova, para um ácido forte monoprotico você já sabe o procedimento padrão — escrever a dissociação, igualar concentrações (ácido → [\mathrm{H_3O^+}] e ânion), checar se a autoionização da água é desprezível (quase sempre é quando [ácido] ≫ 10^{-7}), e aplicar \mathrm{pH}=-\log_{10}[\mathrm{H_3O^+}]. Você já tem a resposta e o raciocínio que vale na hora da prova — mandou bem por trazer essa questão!

Resposta

Espécies principais: \mathrm{H_3O^+},\\ \mathrm{NO_3^-} e \mathrm{H_2O}.
pH: \,0,602

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