Fun! ácido fraco versus base fraca!

Cianeto de amónio, $\ce{NH4CN}$, é um sólido onde os átomos são agrupados nos mesmos iões que são gerados na solução: $\ce{NH4+}$ e $\ce{CN-}$. Embora possa ser sublimado com um aquecimento muito suave, é bastante instável. Em particular, reage com o vapor de água atmosférico, evoluindo com amônia e HCN. Coisas perigosas!

A primeira parte da resposta a 1. é a decomposição de $\ce{NH4CN}$ em íons em solução aquosa, o que deve ser óbvio; uma sutileza é que você pode querer adicionar (s) e (aq) ao lado de cada espécie, especialmente se o seu professor fizer questão de fazê-lo. Então essa é a dissociação. Os dados no problema não nos permitem calcular a constante de equilíbrio da dissociação, mas é seguro dizer que ela é extremamente alta, ou seja, a dissociação é completa: não há $\ce{NH4CN}$ como tal na solução.

As equações de equilíbrio ácido-base podem ser as que você escreveu. Novamente, você pode querer adicionar mais informações, como esta:

$$\ce{NH4+ (aq) + H2O <=> NH3 (aq) + H3O+ (aq)}\quad K=5.5\ vezes10^{-10}$$

Aqui a constante de equilíbrio $K$ é a constante de dissociação ácida do ácido $\ce{NH4+}$, a forma protonada (aka ácido conjugado) do amoníaco. Eu obtive seu valor dividindo $K_\mathrm w$, a constante de dissociação da água ($1.0\times10^{-14}$), pelo $K_\mathrm b$ de amônia, dado no problema.

Eu encorajo você a adicionar informações similares para o equilíbrio envolvendo o íon cianeto. Dica: se você mantiver a reação como você a escreveu, o $K$ apropriado não é o $K_\mathrm a$ de $K_\mathrm a$ de $K_\cN$ mas o $K_\mathrm b$ da forma desprotonada (base conjugada), $K_\cN-$.(Mas você pode considerar a reação alternativa $\ce{HCN + H2O <=> CN- + H3O+}$, e então a constante de equilíbrio é o $K_\mathrm a$ de $\ce{HCN}$.)

Que tal a parte 2? A única resposta correcta a

O sal reagirá como um ácido ou uma base?

é “Pode fazer qualquer um, dependendo com o que está a reagir”. Mas talvez o que eles querem dizer é se a solução do sal é ácida ou básica. Se assim for, uma maneira de descobrir é combinar as duas equações de equilíbrio e os seus $K$s. Eu não quero dar o problema completamente, mas pense assim:

• Qual é o pH de uma solução de (digamos) 1 M de $\ce{HCN}$, com base no $K_\mathrm a$ de $\ce{HCN}$?

  (Estou assumindo que o cálculo do pH de uma solução de um ácido fraco puro ou de uma base fraca pura foi coberto no curso antes de chegar à pergunta que você postou hoje.)

• Qual é o pH de uma solução de 1 M de $\ce{NH3}$, baseado no $K_\mathrm b$?

• Is $\ce{NH3}$ é uma base, ou $\ce{NH3}$ é uma base mais forte do que $\ce{NH3}$ é um ácido? Com base nisso, o que você esperaria “ganhar” se você misturar os dois em proporções iguais?

(O ponto aqui é que o que você obtém ao dissolver $\ce{NH4CN}$ é indistinguível do que você obteria ao misturar quantidades iguais de soluções equimolares de $\ce{NHCN}$ e amoníaco. Em outras palavras, se você misturar 1 L de uma solução de 2 M de $ $ce{NHCN}$ com 1 L de uma solução de 2 M de amônia, o resultado é muito próximo de 2 L de uma solução de 1 M de $ce{NH4CN}$. Nota de rodapé: “muito próximo” porque o volume nem sempre é preservado exactamente, ao contrário da massa.)