Rea Es De PH

NaCl(s) + H2O(l) ⇌ Na+(aq) + Cl -(aq)

Na+(aq) + H2O ⇌ A reação não ocorre, pois o íon Na+ não é um ácido e nem uma base de Bronsted Lowry, além de não ter uma densidade carga/raio alta, fazendo com que a reação não ocorra.

Cl -(aq) + H2O(l) ⇌ HCl(aq) + OH-(aq) KaHCl = 1x103 i: 0,10mol/L 0 0 eq: 0,10 - x x x
KbCl- = 10-14/KaHCl => KbCl- = 10-14/1x103 => KbCl- = 1x10-17
KbCl- = [HCl].[OH-]/[Cl-] => KbCl- = x.x/0,10 x* => 1x10-17.0,10 = x2 => x = 1x10-9
* 0,10 mol/L ----- 100% 1x10-17 ----- x 0,10x = 1x10-15 => x = 1x10-6 > 5%
Podemos aproximar o x de zero pois equivale a menos de 5% da concentração total pOH = -log [OH-] => pOH = -log (1x10-9) => pOH = 9 pH + pOH = 14 => pH = 14 - 9 => pH = 5

NH4Cl(s) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + Cl NH4 -(aq)
+(aq) + H2O ⇌ NH3(aq) + H3O+(aq) i: 0,10 mol/L 0 0 eq: 0,10 - x x x
KaNH4+ = 5,5x10-10
KaNH4+ = [NH3].[H3O+]/[NH4+] => 5,5x10-10 = x.x/0,10 - x* => 5,5x10-10.0,10 = x2 => x = 7,416198487x10-6
* 0,10 mol/L ----- 100%
7,416198487x10-6----- x
0,10x = 7,416198487x10-6 => x = 7,416198487x10-3 > 5%
Podemos aproximar o x de zero pois equivale a menos de 5% da concentração total pH = -log [H3O+] => pH = -log (7,416198487x10-6) => pH = 5,13

Cl -(aq) + H2O(l) ⇌ HCl(aq) + OH-(aq) KaHCl = 1x103 i: 0,10mol/L 0 0 eq: 0,10 - x x x
KbCl = 10-14/KaHCl => KbCl = 10-14/1x103 => KbCl = 1x10-17
KbCl = [HCl].[OH-]/[Cl-] => KbCl = x.x/0,10 - x* => 1x10-17.0,10 = x2 => x = 1x10-9
* 0,10 mol/L ----- 100% 1x10-17 ----- x 0,10x = 1x10-15 => x = 1x10-6 > 5%
Podemos aproximar o x de zero pois equivale a menos de 5% da concentração total pOH = -log [OH-] =>