Qual será o pH final se forem adicionados 0,020 mol de NH4 Cl a 333 mL de uma solução 0,20 mol / L de NH3 ? (Suponha que não haja variação de volume.)

Passo 1

Beleza, vamos recapitular o que a questão pede:
Você tem 333 mL (0,333 L) de solução de amônia pOH = pKb + log!l(tfrac[NH4^+][NH3]r) a 0,20 mol/L e adiciona 0,020 mol de cloreto de amônio . Supondo que o volume não muda, quer saber o pH final.
Isso é um tampão de base fraca (NH₃) com seu sal (NH₄⁺). Para resolver, a gente vai precisar:
  1. Calcular quantos mols de NH₃ já tinha.
  2. Ver quantos mols de NH₄⁺ ficaram (vêm do NH₄Cl).
  3. Usar a equação de Henderson–Hasselbalch para base:
  4. Converter pOH em pH: .

Passo 2

Calcular mols iniciais de NH₃:
nNH3 = C times V = 0,20mol/L times 0,333L = 0,0666mol
Os mols de NH₄⁺ são exatamente o que você adicionou com o sal:
nNH4^+ = 0,020mol

Passo 3

Como é tampão, a concentração relativa de base ( pOH = pKb + log!l(tfrac[NH4^+][NH3]r) ) e ácido conjugado ( pH = 14 pOH ) manda na conta. A equação de Henderson–Hasselbalch para base é:
E depois você lembra que
Obs.: Como o volume não muda, podemos usar a razão de mols no lugar de concentrações.

Passo 4

Precisamos de pKb = -log(1,8times10^-5) approx 4,74 da amônia. Se , então

Passo 5

Calcular a razão tfrac0,0200,0666 approx 0,30, :
pOH = 4,74 + log(0,30) = 4,74 + (-0,52) approx 4,22
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pH = 14 4,22 = 9,78
E aí vem o pH:

Resposta

O pH final da solução é aproximadamente 9,78.

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