Química Geral

Mensagem não lidapor **Brunoranery** » 28 Jul 2017, 19:26 · 28 Jul 2017, 19:26

Considerando Kb(NH₄⁺) = 1.75x10⁻⁵ e Kw = 1.0x10⁻¹⁴ , o pH de uma solução de cloreto de amônio 0.25 M é

a)4.92
b)6.98
c)7.00
d)10.8

Resposta

Gab: a)

Eu a fiz utilizando o bom senso, até porque, em uma hidrólise formaria ácido clorídrico que é forte e Hidróxido de Amônio que é fraco. Entretanto, gostaria de saber como chegar ao resultado. Se precisa calcular constante de ionização ou outra coisa. Grato!

Mensagem não lidapor **undefinied3** » 28 Jul 2017, 20:53 · 28 Jul 2017, 20:53

O ion [tex3]Cl^-[/tex3] não sofre hidrólise poiss vem de ácido forte, apenas o [tex3]NH_4^+[/tex3] sofrerá segundo a reação:

[tex3]NH_4^+ + H_2O \rightarrow NH_3+H_3O^+[/tex3]

Daí observamos que o meio acidifica. Temos da constante de hidrólise:

[tex3]K_h=\frac{[NH_3][H_3O^+]}{[NH_4^+]}[/tex3]

Como cloreto de amônio é um sal totalmente solúvel, temos que ele dissociará totalmente, e portanto [tex3][NH4^+]=0,25[/tex3] . Da estequiometria da reação anterior, temos que [tex3][NH_3]=[H_3O^+][/tex3] , e também temos [tex3]K_h=\frac{K_w}{K_b}[/tex3] , assim:

[tex3]\frac{10^{-14}}{1.75*10^{-5}}=\frac{x^2}{0,25} \rightarrow x^2=\frac{10.10^{^{-10}}}{7} = 1,2*10^{-5}[/tex3]
Então [tex3]ph=-log(1,2*10^{-5})=4,92[/tex3]

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