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.
HI

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para a solução de ácido iodídrico com concentração \,0,250\\ \mathrm{M}\,:
  • Quais são as principais espécies (espécies químicas) presentes nessa solução.
  • Calcular o \mathrm{pH} dessa solução.
Informações relevantes dadas no enunciado:
\,\mathrm{HI}\, é o ácido que formou a solução com concentração inicial \,0,250\\ \mathrm{M}\,. Não há outras informações adicionais (como volume, temperatura diferente de 25^\circ\mathrm{C}, etc.), então assumimos condições padrão e a água como solvente.

Passo 2

Breve lembrete físico-químico (didático, sem jargões): quando um ácido é colocado em água ele pode doar prótons ( \mathrm{H^+}) à água; na prática, em solução aquosa usamos a espécie \mathrm{H_3O^+} para representar os prótons hidratados. As espécies que aparecem dependem se o ácido é forte (dissocia totalmente) ou fraco (dissocia parcialmente).
Se o ácido for forte, a maior parte das moléculas se transforma em íons; se for fraco, teremos uma mistura significativa de moléculas não dissociadas, íons e água.

Passo 3

Identificar a força de \mathrm{HI} e consequência prática: \mathrm{HI} é um ácido forte (é um dos haletos de hidrogênio fortes). Isso significa que, em solução aquosa, a dissociação é essencialmente completa: cada mol de \mathrm{HI} doa um próton para formar \mathrm{H_3O^+} e deixa um íon iodeto \mathrm{I^-}. Portanto a maior parte do ácido estará dissociada.
Equação de dissociação (escrita com a água):
\mathrm{HI + H_2O \rightarrow H_3O^+ + I^-}

Passo 4

Montando um quadro tipo ICE (Initial–Change–Equilibrium) para as concentrações, tomando unidades em mol·L^{-1}:
Inicial:
[\mathrm{HI}]_0 = 0,250,\quad [\mathrm{H_3O^+}]_0 \approx 0\\ (\text{do autoionização da água }10^{-7}\\ \text{é desprezível aqui}),\quad [\mathrm{I^-}]_0 = 0çãáéí
Variação (assumindo dissociação completa, quantidade dissociada = 0,250):
\Delta[\mathrm{HI}] = -0,250,\quad \Delta[\mathrm{H_3O^+}] = +0,250,\quad \Delta[\mathrm{I^-}] = +0,250
Equilíbrio (aproximado):
[\mathrm{HI}]_{\text{eq}} \approx 0,\quad [\mathrm{H_3O^+}]_{\text{eq}} = 0,250,\quad [\mathrm{I^-}]_{\text{eq}} = 0,250
Observação didática: tecnicamente sempre fica uma fração ínfima de \mathrm{HI} não dissociada, mas para ácidos fortes isso é completamente desprezível frente a 0,250\\ \mathrm{M}. Também a contribuição de \mathrm{H_3O^+} da autoionização da água ( \sim 1\times10^{-7}\\ \mathrm{M}) é insignificante comparada a 0,250\\ \mathrm{M}, então podemos ignorá-la sem erro prático.

Passo 5

Como calcular o \mathrm{pH}: definição e uso direto.
Definição:
\mathrm{pH} = -\log_{10}\bigl([\mathrm{H_3O^+}]\bigr).
Aqui já encontramos [\mathrm{H_3O^+}] = 0,250\\ \mathrm{M}. Então
\mathrm{pH} = -\log_{10}(0,250).

Passo 6

Cálculo do logaritmo (mostrando passo a passo para você poder reproduzir sem calculadora, usando identidade logarítmica):
\log_{10}(0,250)=\log_{10}(2,50\times10^{-1})=\log_{10}(2,50)-1.
Sabendo (tabela ou memorizado) que \log_{10}(2,50)\approx 0,39794, obtemos
\log_{10}(0,250)\approx 0,39794-1=-0,60206.
Portanto
\mathrm{pH}=-\bigl(-0,60206\bigr)=0,60206.
Com três algarismos significativos (consistentes com a entrada 0,250, que tem três algarismos significativos) arredondamos para
\mathrm{pH}\approx 0,602.
Complemento útil (opcional, para intuir a força ácida): calcular a concentração de \mathrm{OH^-} usando \,K_w=1\times10^{-14}\,:
[\mathrm{OH^-}]=\dfrac{K_w}{[\mathrm{H_3O^+}]}=\dfrac{1\times10^{-14}}{0,250}=4,0\times10^{-14}\\ \mathrm{M},
extremamente pequeno, como esperado em solução fortemente ácida.

Resposta

Espécies principais: \mathrm{H_3O^+}, \mathrm{I^-} e \mathrm{H_2O} (com \mathrm{HI} praticamente totalmente dissociado).
pH: \;0,602

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