Química, perguntado por wanyla93, 6 meses atrás

Considere a seguinte titulação potenciométrica da base fraca, NH4OH: seja uma solução de NH3 da qual 15,00 mL consumiram 30,60 mL de solução de HCl 5,098.10-2 mol.L-1 para atingir o ponto final. O pH da solução resultante, no ponto de equivalência, é tal que: Dado: Ka (NH4+)= 5,56.10-10

Soluções para a tarefa

Respondido por guilhermegayer
8

Resposta:

pH = 5,36

acredito que seja esta a resposta

Explicação:

Respondido por edneifg74
4

Resposta:

pH = 5,36

Explicação:

Sendo a equação da reação de neutralização: HCl(aq) + NH4OH(aq)  NH4

+

(l) + Cl-

(l) + H2O(l),

tem-se que a relação estequiométrica entre NH4OH e HCl será 1:1. Então, no ponto de

equivalência nNH4OH = nHCl, ou seja, nHCl = 5,098.10-2

x 30,60.10-3 = 1,560.10-3 mol = nNH4+. Sendo

o volume da solução de NH4OH igual a 15,00 mL, então, CNH4OH = 1,560.10-3

/15,00.10-3=

1,040.10-1 mol.L-1

.

No ponto de equivalência todo NH4OH é neutralizado pelo HCl, sem excesso desse no meio.

Assim, nesse ponto, a concentração analítica do íon amônio: cNH4+ = nNH4+ / V(L)solução = 1,560.10-3

/ (15,00 + 30,60).10-3 = 3,421.10-2 mol.L-1

.

Considerando o equilíbrio: NH4

+

(l) + H2O(l)  NH4OH(aq) + H+

(aq), KNH4+ = 5,56.10-10

. Tem-se que:

KNH4+ = 5,56.10-10 = [H+

]

2

/ (3,421.10-2 – [H+

]) = [H+

]

2

/ 3,421.10-2

, ou seja, considerando

3,421.10-2 >> [H+

] têm-se que [H+

]

2 = 1,902.10-11 → [H+

] = 4,361.10-6 mol.L-1

; pH = 5,36. (pOH =

14,00 – 5,36 = 8,64).

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