Calcule o pH das seguintes soluções aquosas?

Calcule o pH das seguintes soluções aquosas?
Anonim

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Aviso! Resposta longa. a) pH = 5,13; b) pH = 11,0

Explicação:

Para):

Cloreto de amônio, # NH_4Cl # dissolve-se em solução para formar íons de amônio # NH_4 ^ (+) # que agem como um ácido fraco pela protonação de água para formar amônia, # NH_3 (aq) # e íons hidrônio # H_3O ^ (+) (aq) #:

# NH_4 ^ (+) (aq) + H_2O (l) -> NH_3 (aq) + H_3O ^ (+) (aq) #

Como sabemos o # K_b # para amônia, podemos encontrar o # K_a # para o íon amônio. Para um determinado par ácido / base:

# K_a vezes K_b = 1,0 vezes 10 ^ -14 # assumindo condições padrão.

Assim, #K_a (NH_4 ^ (+)) = (1,0 vezes 10 ^ -14) / (1,8 vezes 10 ^ -5) = 5,56 vezes 10 ^ -10 #

Conecte a concentração e o # K_a # valor na expressão:

#K_a = (H_3O ^ (+) vezes (NH_3) / (NH_4 ^ (+)) #

# 5.56 vezes 10 ^ -10 ~~ (H_3O ^ (+) vezes NH_3) / (0.1) #

# 5.56 vezes 10 ^ -11 = H_3O ^ (+) ^ 2 #

(como podemos supor que uma molécula de hidrônio deve se formar para cada amônia que se forma. # K_a # é pequeno, então #x 0,1 #.)

# H_3O ^ (+) = 7,45 vezes 10 ^ -6 #

# pH = -log H_3O ^ (+) #

# pH = -log (7,45 vezes 10 ^ -6) #

#pH aprox 5.13 #

Para b):

(Eu) Determine as espécies presentes após a mistura.

A equação da reação é

#color (branco) (mmmmm) "OH" ^ "-" + "NH" _4 ^ "+" -> "NH" _3 + "H" _2 "O" #

# "I / mol": cor (branco) (mll) 0.010 cor (branco) (mll) 0.010cor (branco) (mol / L) 0 #

# "C / mol": cor (branco) (m) "- 0.010" cor (branco) (ml) "- 0.010" cor (branco) (m) "+ 0.010" #

# "E / mol": cor (branco) (mll) 0 cor (branco) (mmmm) 0 cor (branco) (mmml) 0,010 #

# "Moles de OH" ^ "-" = "0,100 L" × "0,1 mol" / "1 L" = "0,010 mol" #

# "Moles of NH" _4 ^ "+" = "0,100 L" × "0,1 mol" / "1 L" = "0,010 mol" #

Assim, teremos 200 mL de uma solução aquosa contendo 0,010 mol de amônia e o pH deverá ser maior que 7.

ii) Calcule o pH da solução

# "NH" _3 = "0,010 mol" / "0,200 L" = "0,050 mol / L" #

A equação química para o equilíbrio é

# "NH" _3 + "H" _2 "O" "NH" _4 ^ "+" + "OH" ^ "-" #

Vamos reescrever isso como

# "B" + "H" _2 "O" "BH" ^ "+" + "OH" ^ "-" #

Podemos usar uma tabela ICE para fazer o cálculo.

#color (branco) (mmmmmmmll) "B" + "H" _2 "O" "BH" ^ "+" + "OH" ^ "-" #

# "I / mol·L" ^ "- 1": cor (branco) (mll) 0.050color (branco) (mmmmmll) 0color (branco) (mmm) 0 #

# "C / mol·L" ^ "- 1": cor (branco) (mm) "-" xcolor (branco) (mmmmmll) "+" xcolor (branco) (mll) "+" x #

# "E / mol·L" ^ "- 1": cor (branco) (m) "0.050" xcolor (branco) (mmmm) xcolor (branco) (mmm) x #

#K_text (b) = ("BH" ^ "+" "OH" ^ "-") / ("B") = x ^ 2 / ("0.050" x) = 1,8 × 10 ^ "- 5" #

Verifique se há negligibilidade:

#0.050/(1.8 × 10^'-5') = 3 × 10^3 > 400#. #x 0,050 #

# x ^ 2 / 0,050 = 1,8 × 10 ^ "- 5" #

# x ^ 2 = 0,050 × 1,8 × 10 ^ "- 5" = 9,0 × 10 ^ "- 7" #

#x = 9,5 × 10 ^ "- 4" #

# "OH" ^ "-" = 9,5 × 10 ^ "- 4" cor (branco) (l) "mol / L" #

# "pOH" = -log (9.5 × 10 ^ "- 4") = 3.0 #

# "pH = 14,00 - pOH = 14,00 - 3,0" = 11,0 #