Se 50,0mL de uma solução de hidróxido de sódio a 0,20mol L¹ são a 50,0mL de uma solução de cloreto de amônio 0,20mol L, pK = 4,75 para NH4OH, o pH ...

Para calcular o pH da nova solução, precisamos primeiro entender a reação que ocorre entre o hidróxido de sódio e o cloreto de amônio. Esses compostos reagem para formar água, cloreto de sódio e amônia, que é uma base fraca. A equação química para essa reação é: NaOH + NH4Cl -> NaCl + NH3 + H2O A amônia produzida na reação é uma base fraca, que reage com a água para formar íons hidroxila (OH-) e íons amônio (NH4+). A constante de equilíbrio para essa reação é chamada de constante de basicidade (Kb) e é dada por: Kb = [NH4+][OH-] / [NH3] Podemos calcular a concentração de íons hidroxila e íons amônio na solução mista usando a equação de neutralização: n(NaOH) x V(NaOH) x C(NaOH) = n(NH4Cl) x V(NH4Cl) x C(NH4Cl) onde n é o número de mols, V é o volume em litros e C é a concentração em mol/L. Substituindo os valores dados na equação, temos: 1 x 0,050 L x 0,20 mol/L = 1 x 0,050 L x 0,20 mol/L Isso significa que a quantidade de mols de NaOH é igual à quantidade de mols de NH4Cl. Portanto, a concentração de íons hidróxila e íons amônio na solução mista é a mesma e pode ser calculada dividindo a quantidade de mols pelo volume total da solução: n(NaOH) = n(NH4Cl) = 1 x 0,050 L x 0,20 mol/L / 0,100 L = 0,100 mol Agora podemos calcular a concentração de NH3 usando a equação da constante de basicidade: Kb = [NH4+][OH-] / [NH3] 4,75 = [NH4+][OH-] / [NH3] Como a concentração de íons hidroxila e íons amônio é a mesma, podemos substituir [NH4+] e [OH-] por 0,100 mol/L: 4,75 = (0,100 mol/L)² / [NH3] [NH3] = (0,100 mol/L)² / 4,75 = 0,00211 mol/L Agora podemos calcular a concentração de íons hidroxila e íons hidrônio usando a equação de ionização da água: Kw = [H+][OH-] 1,0 x 10^-14 = [H+][0,00211 mol/L] [H+] = 1,0 x 10^-14 / 0,00211 mol/L = 4,74 x 10^-12 mol/L pH = -log[H+] = -log(4,74 x 10^-12) = 11,32 Portanto, o pH da nova solução, após a mistura, será de 11,32.