1. 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) a constante de hidrólise ( Kh );
b) o grau de hidrólise;
c) o pH da solução formada.

Passo 1

O enunciado dá uma solução de cloreto de hidrazina N2H5Cl com concentração inicial C=0,10, mol/L. O cátion N2H5^+ sofre hidrólise segundo
N2H5^+ + H2O <=ftharpoons H3O^+ + N2H4
Como N2H4 é uma base com Kb=1,7times10^-6, a constante de hidrólise do cátion ( Kh) é simplesmente a constante de dissociação ácida conjugada:
Kh = Ka(N2H5^+) = KwKb
Usaremos ainda a aproximação para sais monopróticos de que, no equilíbrio, se formam x mol/L de H3O^+, de modo que
Kh approx x^2C - xapprox x^2C,
pois xll C.

Passo 2

Calcular a constante de hidrólise:
Kh = KwKb = 1,0times10^-141,7times10^-6 =5,88times10^-9

Passo 3

Determinar o grau de hidrólise h. Da relação ;x^2approx Kh,C; segue
x approx raizKh,C = raiz5,88times10^-9times0,10 =2,43times10^-5,mol/L
O grau de hidrólise é
h = xC = 2,43times10^-50,10 = 2,43times10^-4 (approx0,0243%)

Passo 4

Calcular o pH a partir da concentração de H3O^+approx x:
pH = -log10(x) = -log10(2,43times10^-5) = 4,61

Resposta

a) Kh = 5,88times10^-9
b) h = 2,43times10^-4 (ou 0,0243%).
c) pH = 4,61

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