Uma solução de amônia tem pH = 11,18. Neste caso, a concentração de amônia, em mol L-1, é (A) 1,52. (B) 0,53. (C) 0,34. (D) 0,21. (E) 0,13.

Para determinar a concentração de amônia em uma solução com pH = 11,18, precisamos primeiro calcular a concentração de íons hidrogênio \([H^+]\) usando a relação: \[ [H^+] = 10^{-pH} \] Substituindo o valor do pH: \[ [H^+] = 10^{-11,18} \approx 6,58 \times 10^{-12} \, \text{mol L}^{-1} \] Agora, como a amônia (NH₃) é uma base fraca, podemos usar a constante de ionização da água (\(K_w\)) e a constante de dissociação da amônia (\(K_b\)) para encontrar a concentração de amônia. A relação é dada por: \[ K_w = [H^+][OH^-] \] E sabemos que: \[ [OH^-] = \frac{K_w}{[H^+]} \] Com \(K_w = 1 \times 10^{-14}\): \[ [OH^-] = \frac{1 \times 10^{-14}}{6,58 \times 10^{-12}} \approx 1,52 \times 10^{-3} \, \text{mol L}^{-1} \] Agora, usando a relação da constante de dissociação da amônia: \[ K_b = \frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]} \] Assumindo que a concentração de \(NH_4^+\) é igual à concentração de \(OH^-\) e que a concentração de \(NH_3\) é aproximadamente igual à concentração inicial, podemos simplificar a equação. Para uma base fraca, a concentração de amônia pode ser aproximada como: \[ [NH_3] \approx \frac{[OH^-]^2}{K_b} \] Considerando \(K_b\) da amônia como \(1.8 \times 10^{-5}\): \[ [NH_3] \approx \frac{(1,52 \times 10^{-3})^2}{1.8 \times 10^{-5}} \approx 0,13 \, \text{mol L}^{-1} \] Portanto, a concentração de amônia é: (E) 0,13.