Para uma solução 0,10 mol / L de cloreto de hidrazina (N2 H5 Cl, Kb(N2 H4)=1,7.10^-6), calcular:
Dado: N2 H5^++H2 O longrightarrow H3 O^++N2 H4
a constante de hidrólise ( Kh );

Passo 1

O enunciado pede para calcular a constante de hidrólise (Kh) do íon N₂H₅⁺, que vem do cloreto de hidrazina. Isso faz parte do estudo de equilíbrios ácido-base e hidrólise de sais. Para resolver a gente vai usar:
  1. A reação de hidrólise de N₂H₅⁺;
  2. A relação entre Kw, Kb da base conjugada (N₂H₄) e Ka do ácido conjugado (N₂H₅⁺);
  3. O valor de Kw a 25 °C (1,0×10⁻¹⁴) e o Kb dado (1,7×10⁻⁶).

Passo 2

Escrevendo a reação de hidrólise:
N2H5^+ + H2O longrightarrow H3O^+ + N2H4
A constante dessa reação é justamente Kh, definida por
Kh = [H3O^+],[N2H4][N2H5^+]

Passo 3

Agora, lembra que N₂H₅⁺ é o ácido conjugado de N₂H₄, cuja constante de base é Kb. A relação fundamental é
Kw = Kacdot Kb
onde Ka é a constante de ácido de N₂H₅⁺ (que é exatamente a Kh que a gente quer). Logo:
Kh = Ka = KwKb

Passo 4

Substituindo os valores numéricos (a 25 °C, Kh = 1,0times10^-141,7times10^-6 approx 5,9times10^-9 e ):

Resposta

boxedKh approx 5,9times10^-9

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