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Olá!
a ) A equação de reação de neutralização é dada por :
HCl(aq) + NH₄OH(aq) ⇌ NH₄⁺(l) +Cl⁻(l) + H₂O(l)
logo a estequiometria da reação entre HCl e NH₄OH é 1: 1 ( ou seja ; 1 mol de HCl reage com 1 mol de NH₄OH ) , então no ponto de equivalência
n(NH₄OH ) = n( HCl ) , a quantidade em mols de ambos será o mesmo,
n = M ×V
n = ( 5,098·10⁻² ) × ( 30,60.10⁻³ )
n = 1,560.10⁻³ mol = n(NH₄⁺ )
Se o volume da solução de NH₄OH equivale a 15,00 mL , logo a sua molaridade será :
M = n / V
M = ( 1,560.10⁻³ ) / 15,00.10⁻³
M = 1,040.10⁻¹ mol/L⁻¹
no ponto de equivalência todo o NH₄OH é neutralizado pelo HCl , sem excesso desse no meio, então , a concentração analítica do íon amônio é :
M ( NH₄⁺ ) = n ( NH₄⁺ ) / V
M ( NH₄⁺ ) = 1,560.10⁻³ / 15,00 + 30,60.10⁻³
M(NH₄⁺ ) = 3,421.10⁻² mol/L⁻¹
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b) Considerando o equilíbrio :
NH₄⁺ (l) + H₂O(l) ⇌ NH₄OH(aq ) , com Ka NH₄⁺ = 5,56.10⁻10 , tem-se:
K NH₄⁺ = 5.56.10⁻10 = [ H⁺]² / [ 3,421.10⁻² ] - [ H⁺ ]
= [ H⁺]² / [ 3,421.10⁻² ]
= [ H⁺]² = 3,421.10⁻²
considerando que 3,421.10⁻² >> [ H⁺] , tem-se que [ H⁺]² = 1,902.10⁻¹¹ , logo a concentração de [ H⁺ ] será : 4,361.10⁻⁶ mol/L⁻¹ , por fim , calcula-se o pH
pH = - log [ H⁺ ]
pH = - log [ 4,361.10⁻⁶ ]
pH = 5,36
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Espero ter ajudado!