Question

1) Determinar o pH das soluções salinas dispostas a seguir nas respectivas concentrações molares.
(a) KNO2 0,04 M ; Dados: Ka (HNO2) = 4,5 . 10-4
(b) NH4Cl 0,03 M ; Dados: Kb(NH3) = 1,8 . 10-5
(c) C6H5COONH4 (benzoato de amônio) verificar apenas se a solução é ácida ou básica ou neutra .
Dados: Kb(NH3) = 1,8 . 10-5 e Ka (C6H5COOH) = 6,3 . 10-5

Answer 1

Resposta:

a) pH= 10

b) pH= 5,4  

c) a solução é ácida.

Explicação:

(a) Dados  

KNO₂  

- ácido fraco + base forte  

Kw= 10⁻¹⁴

Ka= 4,5*10⁻⁴  

M= 0,04 mol/L  

- hidrólise do ácido  

NO₂⁻ + HOH ⇄ HNO₂ + OH⁻  

- cálculo do Kh (meio alcalino)  

Kh= Kw ÷ Kb  

Kh= 10⁻¹⁴ ÷ 4,5*10⁻⁴

Kh= 2,22 * 10⁻¹¹

[OH⁻]= √Kh*M  

[OH⁻]= √2.22*10⁻¹¹*0,04  

[OH⁻]= √0,88*10⁻¹²

[OH⁻]= 9,4*10⁻⁵  

- cálculo do pH  

pOH= -log[OH⁻]  

pOH= -log9.4*10⁻⁵

pOH= 5 – log9,4  

pOH= 5 – 0,97  

pOH= 4,03  

- como pH + pOH= 14  

pH= 14 – 4  

pH= 10  

(b) Dados  

NH4Cℓ  

- ácido forte + base fraca  

Kw= 10⁻¹⁴

Kb= 1,8*10⁻⁵  

M= 0,03 mol/L = 3*10⁻²

- hidrólise da base  

NH₄⁺ + HOH ⇄ NH₄OH + H⁺  

- cálculo do Kh (meio ácido)  

Kh= Kw ÷ Kb  

Kh= 10⁻¹⁴ ÷ 1,8*10⁻⁵

Kh= 5,6 * 10⁻¹⁰

- cálculo do pH  

[H+]= √Kh*M  

[H+]= √5,6*10⁻¹⁰ * 3*10⁻²

[H+]=√16.8 * 10⁻¹²  

[H+]= 4 * 10⁻⁶

pH= -log[H+]  

pH= -log4 * 10⁻⁶

pH= 6-log4  

pH= 6-0,6  

pH= 5,4  

c) Dados

C₆H₅COONH₄

- tanto o ácido como a base praticamente não sofrem ionização

- comparando suas constantes de ionização (Ka/Kb). O que tiver Ki maior, terá força maior, e será o responsável pela sobra de íons;

- utilizando, Ka = 6,3*10⁻⁵​​ e Kb = 1,8*10⁻⁵​​ (Ka > Kb), vemos que o ácido é mais forte que a base (mas não muito).

C₆H₅COONH₄(s) + HOH(ℓ) → C₆H₅COOH(aq) + NH₄OH(aq)

- a solução é ácida.