Ph de soluções(2)

Para resolver essa questão de Química envolvendo o cálculo do pH e o percentual de protonação da amônia (NH?) em uma solução aquosa de 0,5 M a 25°C, vamos seguir os seguintes passos:

Passo 1: Determinar a concentração de íons OH?

A amônia (NH?) é uma base fraca que reage com a água (H?O) para formar íons NH?? e OH?:

A expressão da constante de basicidade $K_b$ para essa reação é dada por:

[ K_b = \frac{[\text{NH}{4}^{+}][\text{OH}^{-}]}{[\text{NH}{3}]} ]

Para simplificar o cálculo, vamos assumir que a concentração de ${\text{NH}}_3$ que ioniza é muito pequena em relação à concentração inicial.

Vamos definir a concentração de ${\text{NH}}_3$ que se ioniza como $x$. Assim, ao equilíbrio temos:

• $[{\text{NH}}_3]=0,5-x$
• $[{\text{NH}}_4^{+}]=x$
• $[{\text{OH}}^{-}]=x$

Como $x$ é muito pequeno, podemos aproximar $[{\text{NH}}_3]\approx 0,5$. Logo, a expressão do $K_b$ fica:

Substituindo o valor de $K_b$:

Portanto, a concentração de ${\text{OH}}^{-}$ é $[{\text{OH}}^{-}]\approx 3\times {10}^{-3}$ M.

Passo 2: Calcular o pOH da solução

O pOH é dado por:

[ \text{pOH} = -\log [\text{OH}^{-}] ]

Calculando o logaritmo:

Passo 3: Calcular o pH da solução

Usando a relação entre pH e pOH:

Passo 4: Calcular o percentual de protonação da amônia

O percentual de protonação da amônia é dado pela relação entre a concentração de amônia protonada ($[{\text{NH}}_4^{+}]$) e a concentração inicial de amônia ($[{\text{NH}}_3{]}_{\text{inicial}}$):

[ \% \text{Protonação} = \left( \frac{[\text{NH}{4}^{+}]}{[\text{NH}{3}]_{\text{inicial}}} \right) \times 100 ]

A concentração de ${\text{NH}}_4^{+}$ ao equilíbrio é $x=3\times {10}^{-3}$ M. Portanto:

Resumo dos Resultados

• pH da solução: 11,48
• Percentual de protonação da amônia: 0,6%