3- Qual é o pH da solução-tampão que resulta quando 2,5 g de NH4 Cl são adicionados a 250 mL de NH3 0,17 mol / L ? O pH final é mais baixo ou mais alto do que o pH da solução de amônia original? Justifique o resultado encontrado. Represente os equilibrios envolvidos.

Passo 1

O enunciado pede o pH de um tampão formado por amônia
NH3 e seu sal cloreto de amônio NH4^+, após adicionar 2,5,g de NH4Cl a 250,mL de solução 0,17,mol/L de NH3. O conteúdo é equilíbrio ácido-base de base fraca e seu ácido conjugado, envolvendo os equilíbrios
NH3 + H2O <=ftharpoons NH4^+ + OH^-
NH4^+ <=ftharpoons NH3 + H^+
usando a equação de Henderson–Hasselbalch.

Passo 2

Calcular moles e concentração de NH3:
Volume V=250,mL =0,250,L, concentração C=0,17,mol/L, logo
nNH3=Ccdot V=0,17times0,250=0,0425 mol,
[NH3]=0,04250,250=0,17 mol/L

Passo 3

Calcular moles e concentração de NH4^+ vindos de NH4Cl:
Massa molar NH4Cl=53,45,g/mol, então
nNH4^+=2,553,45=0,0468 mol,
[NH4^+]=0,04680,250=0,187 mol/L

Passo 4

Determinar pKa de NH4^+ a partir de Kb(NH3)=1,8times10^-5:
pKb=-log(1,8times10^-5)approx4,745,
pKa=14-pKb=14-4,745=9,255

Passo 5

Aplicar Henderson–Hasselbalch para o tampão
pH=pKa+log[base][acid]
pH=9,255+log0,170,187 =9,255+log(0,9096) =9,255-0,041 =9,214approx9,21

Passo 6

Calcular pH da solução de amônia pura 0,17,M por hidrólise:
pOH=tfrac12l(pKb-log Cr) =tfrac12l(4,745-log0,17r) =tfrac12(4,745+0,7696) =2,757,
pH=14-2,757=11,243approx11,24

Passo 7

Comparando, o pH do tampão ( approx9,21) é muito mais baixo que o da amônia pura ( approx11,24). Isso acontece porque a adição de NH4^+ (espécie ácida conjugada) aumenta a concentração de ácido no sistema, deslocando o equilíbrio de hidrólise da base para reduzir a basicidade, conforme os equilíbrios
NH4^+ <=ftharpoons NH3 + H^+ e NH3 + H2O <=ftharpoons NH4^+ + OH^-

Resposta

O pH do tampão é aproximadamente 9,21, valor bem menor que o pH da solução de NH3 original ( approx 11,24).

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