Um laboratório farmacêutico precisa preparar 500 mL de uma solução tamp...

Vamos analisar essa questão de química envolvendo soluções tampão, que são muito importantes para manter o pH constante em diversas aplicações, como em formulações farmacêuticas. Aqui, o objetivo é preparar um tampão com pH 9,00 usando uma solução de amônia (base fraca) e cloreto de amônio (sal do ácido conjugado).

Primeiro, lembramos da equação do tampão baseada na base fraca e seu sal: pela equação de Henderson-Hasselbalch, temos pH = pKa + log([base]/[ácido]). Como a base é amônia (NH3), com Kb fornecido, precisamos calcular o pKa do ácido conjugado NH4+.

Com Kb da NH3 = 1,8 x 10^-5, usamos Kw=10^-14 para obter Ka do NH4+: Ka = Kw/Kb = 10^-14 / 1,8x10^-5 ≈ 5,56 x 10^-10. Assim, pKa = -log Ka ≈ 9,25.

Agora aplicamos Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([NH3]/[NH4+]), ou seja, 9,00 = 9,25 + log(0,20/[NH4+]). Isolando o log, temos log(0,20/[NH4+]) = -0,25, logo 0,20/[NH4+] = 10^-0,25 ≈ 0,56, e assim [NH4+] = 0,20 / 0,56 ≈ 0,357 mol/L.

Como a solução final terá 0,5 L, moles de NH4+ necessários = 0,357 x 0,5 = 0,179 mol.

Finalmente, calculamos a massa de NH4Cl: massa molar N(14)+H(4x1)+Cl(35,5) = 53,5 g/mol. Massa = 0,179 mol x 53,5 g/mol ≈ 9,58 g.

Comparando com as alternativas, 9,63 g é a mais próxima.

Gabarito: letra a).