Equilibrio Quimico 2

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Equilíbrio químico em solução aquosa (Equilíbrio 2)
1. Conceitos Acido –Base
a) Segundo Arrhenius
Ácido- é toda a substância que em solução aquosa liberta os iões H +.
Ex) .
Base- é toda a substância que em solução aquosa liberta os iões OH - .
Ex) .
b) Segundo Bronsted-Lowry
 (
Ácido
 é uma espécie que cede protões (H
+
)
Base
 é uma espécie que recebe protões (H
+
)
)
Reacção Ácido-Base é uma reacção de transferência de protões.
As reacções que ocorrem com transferência de protões chamam-se de reacções protolíticas.
Ex) .
O cloreto de hidrogénio (HCl) actua como ácido de Bronsted-Lowry, pelo facto de ceder o protão à água, que, por sua vez o aceita, actuando como base.
 (
H
+
H
+
)
Ex) .
As reacções ácido-base são reversíveis.
c) Ácido-base de Lewis
Outra teria é a teoria electrónica de Lewis, que embora também apresentada em 1923, só adquiriu difusão e aceitação geral em 1938.
Dado que o protão H+, por ter uma órbita 1S vazia, pode ser considerada um aceitador de um par de electrões, Lewis, definiu:
 (
Ácido
 é um receptor de um par de electrões.
Base
 é um dador de um par de electrões.
)
Um ácido de Lewis também se pode chamar de electrófilo e uma base de Lewis por nucleófilo.
Exemplo
 
 
Em resumo: 
· Todos os catiões são ácidos de Lewis, pois os catiões são deficientes em electrões e, normalmente, podem aceitar electrões para formar ligações.
Ex: Na+, K+, Ca2+, Ba2+, Zn2+, Fe2+, Fe3+ etc.
· São ácidos de Lewis todos os compostos cujo átomo central não tem octeto completo, pois em uma recção química este átomo central pode receber electrões para completar o octeto. Os exemplos mais comuns destes ácidos são formados pelos elementos do grupo 3A da tabella periódica.
Exemplos: BCl 3, AlCl3 etc.
· Todos os aniões são bases de Lewis, pois os aniões são ricos em electrões, podendo fornecer electrões para formar ligações. 
Ex: F -, Cl -, Br -, I -, S 2 -, OH – etc.
· São bases de Lewis todos os compostos cujo átomo central tem um ou mais pares de electrões não compartilhados, ou seja, não-ligantes, porque podem doar electrões, em uma reacção química, a uma espécie deficiente em electrões.
Exs: H2O, PCl3 etc.
2. Reacções Protoliticas; Protolise; Pares Conjugados
Reacção protolitica- é aquela que decorre com a transferencia de protões
Protolise-é o processo de transferência de protões 
Pares ácido-base conjugados
Duas espécies químcas que diferem, apenas num protão, constituem um pár ácido-base conjugado.
A representação simbólica é A/B; sendo A o ácido e B a base.
Um par ácido-base conjugado difere, apenas num protão.
Ex 1) 
 (
H
+
H
+
)Os pares conjugados ácido-base são: 
Ex 2)
.
Os pares conjugados ácido-base são: 
Neste caso, H20 actua como ácido de Bronsted-Lowry, cedendo o ião H+ ao amoníaco (NH3), transformando-se no ião amónio ().
Espécies químicas anfotéricas ou anfipróticas
Recordemos os exemplos anteriores:
Substâncias anfótericas ou anfipróticas são as que podem actuar como ácido ou como base.
3. Forças de ácidos e bases
Segundo a teoria protolítica de Bronsted-Lowry, Força de ácido é determinada pela sua tendência em ceder protões a uma dada base, e Força de uma base, pela sua tendência em captar protões de um dado ácido.
O termo de comparação, tanto para ácidos, como para bases, deve ser a mesma substância, em geral a água, visto ela ser um solvente da maioria dos cmpostos iónicos.
A força de um ácido é tanto maior quanto mais extensa for a reacção no sentido 1.
Ex 1: HNO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + NO3-(aq)
A protólise é completa porque o ácido HN03 é um ácido forte. Quer dizer que a posição de equilíbrio na reacção encontra-se deslocado para a direita.
O N03- pode captar um protão de , mas o não possui muita capacidade para tirar um protão de , mas a é base forte que .
Ex 2: CH3COOH(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
A protólise é incompleta porque o ácido CH3COOH é um ácido fraco e o equilíbrio na reacção encontra-se deslocado para a esquerda.
Resumindo, podemos afirmar que:
- Um ácido forte é aquele que possui maior tendência em ceder (doar) protões.
· Quanto maior for a tendência do ácido doar os seus protões, mais forte é o ácido.
· Um ácido forte tem um valor elevado do grau de ionização.
- Um ácido fraco é aquele que possui menor tendência em ceder (doar) protões.
- Uma base forte é aquela que possui maior tendência em captar (receber) protões.
· Uma base forte tem um valor elevado do grau de ionização.
- Uma base fraca é aquela que possui menor tendência em captar (receber) protões.
a) Força qualitativa
· Uma espécie química que tem grande tendência para doar um protão a uma base é um ácido forte e a sua base conjugada é fraca:
· Uma espécie química que tem uma pequena tendência para doar um protão a uma base é um ácido fraco e sua base conjugada é forte:
· Toda a reacção de transferência de protão, reacção protolítica, ocorre para formar predominantemente, o ácido e a base fracos:
4. Constante de Acidez (Ka) e Constante de basicidade (Kb)
As constantes de acidez e basicidade são constantes de equilíbrio. Como não depedem da concentraçã das substâncias envolvidas, elas permitem comparar qualitativamente a força dos ácidos e bases.
a) Constante de acidez 
Consideremos: 
Se o ácido for forte, a posição de equilíbrio é a direita e se contrário, será a esquerda.
Determinemos a para a reacção acima escrita 
Quanto mais forte o ácido, tanto mais o deslocamento do equilíbrio à direita e tanto maior o valor de e vice-versa. 
b) Constante de basicidade 
Consideremos: 
Se a base for forte, o equilíbrio desloca-se à direita.
Determinemos a para a reacção acima escrita 
Quanto mais forte for a base, tanto mais o deslocamento do equilíbrio à direita e tanto maior o valor de e vice-versa. 
5. Equiibrio iónico da agua: produto iónico da agua (Kw)
Experiências realizadas com amperímetro de grande precisão mostram que a água pura apresenta uma certa conductibilidade eléctrica devido a prsença dos iões e . Estes iões provém da auto-ionização da água como consequência da transferência de um protão de uma molécula de água para outra.
A equação química que traduz esta reacção é: .
A situação de equilíbrio entre moléculas é traduzida pela expressão
 (1)
 representa a concentração molar da água não ionizada.
Como a prção da água que se ioniza é muito pequena a concentração antes e depois da ionização pode considerar-se constante. Sendo assim a expressão (1) pode tomar a forma:
Onde: chama-se constant de auto-protólise ou produto iónico da água.
· A água pura é um electrólito muito fraco.
· 
varia com a temperatura.
· 
Em água pura ou numa solução neutra, à temperatura de 25 ºC 
· 
Um aumento da temperatura corresponde a um aumento de 
· A auto-ionização da água é uma reacção endoenergética
· 
Na água pura ou em qualquer solução neutra 
Tabela: Variação de com a temperatura
	Temperatura (ºc)
	Kw ( M2 )
	0
	0,11 x 10-14
	10
	0,29 x 10-14
	18
	0,58 x 10-14
	20
	0,68 x 10-14
	25
	1,0 x 10-14
	30
	1,46 x 10-14
	40
	2,72 x 10-14
	50
	5,30 x 10-14
	60
	1,0 x 10-13
	75
	1,9 x 10-13
	100
	4,8 x 10-13
Exemplo : Uma solução aquosa apresenta a temperatura de 60 ºC.
a) A solução será ácida, básica ou neutra?
Resp: À temperatura de 60 ºC; 
· A solução é ácida
6. Relação entre Ka, Kb e Kw
Consideremos: 
Consideremos: 
Multiplicando membro a membro 
Conhecendo-se e, portanto, fácil calcula-se , pois a força de um ácido e a força da sua base conjugada variam na razão inversa estando também ambos relacionados com o solvente água.
Tabela:Força relativa de ácidos e bases
	Ácido conjugado
	
	Base conjugada
	
	NOME
	FÓRMULA QUÍMICA
	NOME
	FÓRMULA QUÍMICA
	Ácido perclórico
	HCℓO4
	Ião perclorato
	CℓO-
	Ácido sulfuric
	H2SO4
	Ião hidrogenossulfato
	HSO4-
	Ácido clorídrico
	HCℓ
	Ião cloreto
	Cℓ-
	Ácido nitric
	HNO3
	Ião nitrato
	NO3-
	Ião hidrónio
	H3O+
	Água
	H2O
	Ião hidrogenossulfato
	HSO4-
	Ião sulfato
	SO42-
	Ácido acetic
	CH3COOH
	Ião acetato
	CH3COO-Ácido carbónico
	H2CO3
	Ião hidrogenocarbonato
	HCO3-
	Ácido sulfídrico
	H2S
	Ião hidrogenossulfureto
	HS-
	Ião amónio
	NH4+
	Amoníaco
	NH3
	Ácido cianídrico
	HCN
	Ião cianeto
	CN-
	Água
	H2O
	Ião hidróxilo
	OH-
	Amoníaco
	NH3
	Ião amideto
	NH2-
	Metano
	CH4
	Ião metilo
	CH3-
 (
Muito fracos
k = 10
F
racos
Intermédios
Fortes
Muito Fortes
)
· 
Quanto maior for mais forte é o ácido
· 
 varia com a temperature e depende do solvente
· Se o ácido é forte a ionização é praticamente completa e o grau de ionização é elevado(próximo de 1).
· 
Como consequência, tem um valor muito elevado e a reacção no sentido directo dá-se em grande extensão.
Tabela:Constantes de acidez de alguns ácidos, a 25ºC
	ÁCIDO
	IONIZAÇÃO
	Ka
	FORÇA
	Perclórico
	
HCℓO4 + H2O H3O+ + CℓO4-
	Muito elevado
	Muito forte
	Sulfúrico
	
H2SO4 + 2H2O 2H3O+ + 2SO42-
	»
	»
	Iodídrico
	
HI + H2O H3O+ + I-
	»
	»
	Bromídrico
	
HBr + H2O H3O+ + Br-
	»
	»
	Nítrico
	
HNO3 + H2O H3O+ + NO3-
	»
	»
	Clorídrico
	
HCℓ + H2O H3O+ + Cℓ-
	»
	»
	Cloroacético
	
HC2H2O2Cℓ + H2O H3O+ + C2H2O2Cℓ-
	1,4 x 10-3
	fraco
	Fluorídrico
	
HF+ H2O H3O+ + F-
	6,5 x 10-4
	»
	Nitroso
	
HNO2 + H2O H3O+ + NO2-
	4,5 x 10-4
	»
	Fórmico
	
HCHO2 + H2O H3O+ + CHO2-
	1,8 x 10-4
	»
	Láctico
	
HC3H5O3+ H2O H3O+ + C3H5O3-
	1,4 x 10-4
	»
	Benzóico
	
HC7H5O2 + H2O H3O+ + C7H5O2-
	6,5 x 10-5
	»
	Acético
	
HC2H3O2 + H2O H3O+ + C2H3O2-
	1,8 x 10-5
	»
	Butírico
	
HC4H7O2 + H2O H3O+ + C4H7O2-
	1,5 x 10-5
	»
	Nicotínico
	
HC6H4NO2 + H2O H3O+ + C6H4NO2-
	1,4 x 10-5
	»
	Propiónico
	
HC3H5O2 + H2O H3O+ + C3H5O2-
	1,4 x 10-5
	»
	Barbitúrico
	
HC4H3N2O3 + H2O H3O+ + C4H3N2O3-
	1,0 x 10-5
	»
	Veronal(dietilbarbitúrico)
	
HC8H11N2O3 + H2O H3O+ + C8H11N2O3-
	3,7 x 10-8
	»
	Hipocloroso
	
HCℓO + H2O H3O+ + CℓO-
	3,1 x 10-8
	»
	cianídrico
	
HCN + H2O H3O+ + CN-
	4,9 x 10-10
	»
7. Grau de Ionização e constante de ionização (Ki). Lei da diluição de Ostwald 
Alguns compostos covalentes ionizam-se quando dissolvidos em água. Por exemplo: a qual produz dois iões
 a qual produz três iões
A expressão para o seu cálculo é
 ou 
Também se pode usar as concentrações das moléculas ionizadas () e a concentração das moléculas dissolvidas (). Assim, 
 ou 
O grau de ionização pode ser expresso em percentagem. Por isso, um grau de ionização de 0.5; corresponde a uma ionização de 50%, ou seja, metade das moléculas dissolvidas são inonizadas. Assim:
· Quanto maior é o número de moléculas ionizadas duma determinada substância, maior é o grau de ionização dessa substância 
Factores que influenciam o grau de ionização
Os factores que influenciam o grau de ionização são:
· A natureza do electrólito
· O grau de diluição do electrólito
· A temperature
Lei de Ostwald 
É uma lei que relaciona o grau de ionização com o volume (diluição) da solução.
Ex.: Consideremos um ácido fraco HA
	
	Início
	
	0
	0
	
	
	
	
	Eq
	
	
	
 Lei de Diluição de Ostwald
Como a reacção é pouco extensa significa que a diferença é praticamente igual a (1) ou seja .
Assim: 
8. Soluções acidas e basicas
a) Conceitos de pH e de p0H
As soluções com que trabalhamos no laboratório têm por vezes concentrações muito pequenas da ordem de grandeza de ou .
Para evitar a realização de valores numéricos tão pequenos e tornar os cálculos mais simples propos-se que as concentrações fossem expressas através de um operador matemático “p” que significa logaritmo decimal de:
Assim, as concentrações em e podem ser expressas do seguinte modo: 
 ou e
 ou 
Onde significa potência em iões hidrogénio e potência em iões hidróxido.
O sinal negativo serve para tornar os valores de e positivos.
· 
Considerando o produto iónico da água e aplicando ambos os membros da equação, obtém-se (1)
Sabendo à temperature de 25 ºC obtém-se (2)
Substituindo (2) em (1) pode escrever-se: 
I. Cálculos de pH e p0H de soluções de ácidos e bases fortes
Tratando-se de ácidos ou bases fortes a extensão de ionização é grande, por isso, a concentração dos iões em equilíbrio é igual a concentração do ácido ou da base. Assim, .
Exemplo 1) Calcule o pH e o p0H de uma solução de ácido nítrico cuja concentração é de 0.01 mol/l. Segundo a equação:
Resp: Como se trata de um ácido forte, a concentração de H30+ é igual à concentração do ácido. Assim:
	
	
Exemplo 2) Calcule o pH e o p0H de uma solução de hidróxido de sódio cuja concentração é de 0.001 mol/l. 
Como se trata de uma base forte, a concentração de 0H- é igual à concentração da base. Assim, 
II. Cálculos de pH e p0H de soluções de ácidos ou bases fracas
Tratando-se de ácidos ou bases fracos a extensão de ionização é pequena. Por isso, a concentração dos iões no equilíbrio não é igual a concentração do ácido ou da base. Assim, 
.
Exemplo 1) Calcule o pH e o p0H de uma solução cuja concentração é de 0.02 mol/l de hidóxido de amónio (NH40H) sabendo que .
Resp: Como se trata de uma base fraca usamos a equação:
9. Solução Tampão
Solução-tampão é a solução que prticamente não sofre variação de pH, quando se adiciona uma pequena quantidade de ácido ou base, mesmo que sjam fortes.
As soluções-tampões são geralmente soluções de: 
· Um ácido fraco na presença do seu sal
Ex.: Uma solução de ácido acético e acetato de sódio (é um tampão ácido).
· Uma base fraca na presença do seu sal
Ex.: Uma solução de hidróxido de amónio e cloreto de amónio (é um tampão básico).
Aplicações das soluções tampões
As soluções-tampões têm grande importância em processos industriais e biológicos:
· Os meios de cultura são em geral “tamponados” pois os microorganismos vivem melhor em determinadas faixas de pH.
· Os “fluidos” que existem em organismos humanos são “tamponados” com auxílio de vários ácidos, bases e sais existentes no organismo.
· O sangue, por exemplo, é tamponado em torno de pH 7.3 à 7.5.
· O suco gástrico, entre pH 1.6 e 1.8; e assim por diante.
· Isto é muito importante, pois as enzimas que catalisam nossas reacções orgânicas já funcionam em determinadas faixas de pH.
Cálculo de pH de soluções - tampão
Solução-tampão de ácido fraco e seu sal:
Consideremos: 
 
Em que , pois considerando que o ácido é fraco, sua concentração praticamente não varia durante a ionização; 
Assim, podemos escrever 
Como 
Como 
· No caso de um tampão formado por uma base frca e o seu sal, as equações pra o cálculo do pH do tampão são:
 ou 
Exemplo 1) Uma solução tampão foi feita pela adição de 3.28 g de etanoato de sódio com 1 litro de ácido etanóico a 0.01 mol/l.
a) Calcule o pH do tampão () 
b) Calcule o pH, quando se adiciona 1 cm3 de Na0H de 1M ao tampão. ()
Dados: m= 3.28g; V = 1 l
Resolução
1º passo: 
2º passo: M(CH3COONa) []
 M(CH3COONa)= []
 M(CH3COONa)= 82g/mol
3º passo) 
4º passo) 
1o ) Dados: Resolução:
 V=1cm3 = 0,0001dm3 C = n/v
 C = 1M n = C x V
 n = ? n = 1mol/l x 0,001l = 0,001mol.
2º) foram adicionados ao tampão 0.001 mol de iões 0H- (Na0H é uma base forte e dissocia-se completamente)
· Quando se dissociam Na0H ao tampão, ele reage com o CH3C00Na, por isso a concetração do ácido diminui em 0.001 mol e do sal aumenta em 0.001 mol.
· Se se tivesse adicionado um ácido em vez de uma base, a concentração do ácido iria aumentar e do sal iria diminuir.
10. Indicadores acido base
A determinação do pH duma solução é um problema que se coloca com muita frequência nos laboratórios e na indústria.
Um método suficientemente aproximado, baseia-se na utilização dos indicadores. Um indicador é uma substância que muda de cor dentro de um pequeno intervalo da ou seja do pH e que pode existir em duas ou mais formas, tendo estruturas e cores diferentes.
Zona de viragem de um indicador
A maioria dos indicadores apresenta uma zona na qual observam-seas mudanças de cores aproximadamente duas unidades de pH. A esta zona se denomina Zona de viragem de um indicador.
11. 
A tabela seguinte mostra alguns indicadores mais utilizados:
	Indicador
	Intervalo de pH
	Mudanças de cor observadas
	
	
	Ácida
	Neutra
	Básica
	Violeta de metilo
	0-2
	Amarelo
	Verde azulado
	Violeta
	Alaranjado de metilo
	3.1-4.4
	Vermelho
	Alaranjado
	Amarelo
	Tornesol
	4.5-8.3
	Vermelho
	Púrpura
	Azul
	Azul de bromotimol
	6-7.6
	Amarelo
	Verde
	Azul
	Azul de timol
	8-9.6
	Amarelo 
	Verde
	Azul
	Fenolftaleina
	8.3-10
	Incolor
	Rosado
	Vermelho
	Timolftaleina
	9.2-10.6
	Incolor
	Azul claro
	Azul
	Nitramina
	11-13
	Incolor
	Castanho claro
	Alaranjado
Exercícios
1. A solução de uma certa base BOH cuja concentração é de 0.12M apresenta .
a) Calcular ;
b) Se adicionarmos umas gotas de alaranjado de metilo a esta solução, qual cor tomará a mesma? Exemplifique a sua resposta.
12. Solubilidade e Produto de solubilidade
Solubilidade de um composto é a quantidade desse composto dissolvido por dm3 de solução saturada.
Ao dissolver um eléctrodo (sal), formam-se iões: .
Deste modo, uma solução saturadab temos um equilíbrio entre a solução e o sólido que é caracterizado pela concentração de iões na solução.
Numa solução saturada de um electrólito, o produto das concentrações dos seus iões é sempre constante a uma temperatura.
Esta constante chama-se produto de solubilidade e o seu valor caracteriza quantitativamente a capacidade da substância se dissolver.
O símbolo do produto de solubilidade é: ps ou ks ou kps. A constante de solubilidade depende da temperatura e do tipo de substância.
Exemplo 1) A solubilidade de fluoreto de bário (BaF2), em água é de 1.82x10-2 mol/dm3.
Calcula o valor de kps à mesma temperatura.
	Dados
	
	Resolução
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Exemplo 2) Calcule a solubilidade dos iões Ag+ e Br- numa solução saturada de AgBr 
Kps (AgBr)=4.3x10-13 M2.
	
	
	
	
	
	
	
	
	
13. Titulação
Titulação – é um método analítico volumétrico que consiste em juntar gota à gota duas soluções aquosas com concentração conhecida (titulante) e a outra com concentração por determinar (titulado ou amostra) podendo-se assim determinar a concentração desconhecida.
Como efectuar uma titulação?
Para efectuar uma itulação tem que se conhecer o volume da solução cuja concentração se pretende determinar e, também, tem que ser conhecida a concentração da solução titulante. Esta é adicionada lentamente, por meio de uma bureta, sobre a solução a titular.
· Durante a reacção, o pH da solução varia devido á reacção entre os iões H30+ do ácido e os iões 0H- da base.
· O ponto de equivalência é detectado pela mudança de cor de um indicador e pH, devidamente escolhido e que foi previamente adicionado à solução a titular.
· O ponto de equivalência ocorre quando quantodades estequioométricas de ácido e base se combinam.
Exemplo 1) 20 cm3 de uma solução aquosa de hidróxido de sódio são titulados com 40 cm3 de uma solução de concentração 0.05 mol/dm3 de H2S04. 
a) Determine a concentração da solução de hidróxido de sódio.
	Solução Na0H
	
	Vb = 20 cm3 = 0.02 dm3
	
	
	Cb= ?
	Solução H2S04
	
	Va = 40 cm3 = 0.04 dm3
	
	
	
	
	Ca= 0.05 mol/dm3 
	
	
Na0H é uma base forte, então 
14. Hidrólise de sais ácidos fortes e bases fracas e de ácidos fracos e bases fortes.
Hidrólise – é um fenómeno químico que ocorre entre uma espécie química e a água.
a) Um ácido forte é aquele cujas moléculas em água têm uma elevada tendência em se converter em iões. Por exemplo: HCl.
Isto significa, em água, a tendência é existirem os iões H+ e Cl- e não moléculas HCl.
Quando de algum modo aparecer o ião Cl- em água, a tendência é ele continuar nessa forma, ou seja, não se associar a nenhum outro ião a não ser quando formar um outro ião num composto de baixa solubilidade.
· Hidrólise palavra de origem grega que significa roptura pela água.
· Hidrólise é uma reacção ácido-base.
b) Um ácido fraco é aquele cujas moléculas em água não têm tendência em se converter em iões. Por exemplo: HCN.
Observa-se através de uma tabela que a constante de ionização do HCN e da ordem de . Isto significa que, em água, a tendência e existirem as moléculas HCN.
Quando em água surgiro ião CN-, a sua tendência é se dissociar com o ião H+, produzindo moléculas HCN logo: 
Anião de ácido fraco rege com água retirando o ião H+ e libertando portanto o ião 0H-.
· Em relação às bases, ocorre algo semelhante, porém em relação ao catião.
c) Catião de base fraca reage com água retirando o ião 0H- e libertando portanto o ião H+.
Deste modo, quando se dissolv um sal em água, pode acontecer do catião e/ou o anião regirem com água.
1. Hidrólise de sais de ácido fraco e base forte
Dissolução de Cianeto de Sódio (NaCN) em água
+ 
 (
Catião de base forte: Na0H.
Não reage com água
Anião de ácido fraco: HCN.
R
eage com água
)
Então 
Como ocorre libertação de iões 0H-, a solução formada será básica (pH>7).
2. Hidrólise de sais de ácido forten e base fraca
Dissolução de cloreto de amónio (NH4Cl) em água
 (
Catião de base fraca: NH
4
0H.
R
eage com água
)
 (
Anião de ácido forte: HCl.
Não r
eage com água
)
Então 
Como ocorre a libertação de iões H+, a solução formda será ácida (pH<7).
3. Hidrólise de sais de ácido forte e base forte
Dissolução de cloreto (NaCl) em água
 (
Catião de base forte: Na0H.
Não r
eage com água
)
 (
Anião de ácido forte: HCl.
Não r
eage com água
)
Então 
Como não há libertação de iões H+ e OH-, a solução formada é neutra (pH = 7).
A reacção do catião ou anião com água constitui-se também num equilíbrio, sendo, portanto, válida a expressão da constante de equilíbrio.
Veja: 
Kh - recebe o nome de Constante de Hidrólise.
Veja: 
Para estes equilíbrios, costuma-se falar em grau de hidrólise.
Grau de hidrólise (y)
Razão entre o nº de moles que se hidrolisam e o nº de moles adicionados à água.
	
	Início
	n
	0
	0
	
	-x
	+x
	+x
	Eq
	n-x
	x
	x
 onde y – grau de hidrólise;
x – número de moles que se hidrolisam;
n – número de moles que se adicionam a água.
 ou 
ou 
ou 
 ou 
Relação entre 
	a) Hidrólise de catião
	b) Hidrólise de anião
	c) Hidrólise de catião e anião
	
	
	
Tabela:
	Tipo de sal
	pH
	p0H
	
	Ácido forte + base forte
	7
	7
	Não há hidrólise
	Ácido fraco + base forte
	> 7
	< 7
	Hidrólise do anião
	Ácido forte + base fraca
	< 7
	> 7
	Hidrólise do catião
	Ácido fraco + base fraca
	Depende de Ka e kb
	Hidrólise do anião e catião
Se ka > kb ; pH < 7
Se ka < kb ; pH > 7
Titulação – é um método analítico volumétrico que consiste em juntar gota à gota duas soluções aquosas com concentração conhecida (titulante) e a outra com concentração por determinar (titulado ou amostra) podendo-se assim determinar a concentração desconhecida.
Como efectuar uma titulação?
Para efectuar uma itulação tem que se conhecer o volume da solução cuja concentração se pretende determinar e, também, tem que ser conhecida a concentração da solução titulante. Esta é adicionada lentamente, por meio de uma bureta, sobre a solução a titular.
· Durante a reacção, o pH da solução varia devido á reacção entre os iões H30+ do ácido e os iões 0H- da base.
· O ponto de equivalência é detectado pela mudança de cor de um indicador e pH, devidamente escolhido e que foi previamente adicionado à solução a titular.
· O ponto de equivalência ocorre quando quantodades estequioométricas de ácido e base se combinam.
Exemplo 1) 20 cm3 de uma solução aquosa de hidróxido de sódio são titulados com 40 cm3 de uma solução de concentração 0.05 mol/dm3 de H2S04. 
a) Determine a concentração da solução de hidróxido de sódio.
	Solução Na0H
	
	Vb = 20 cm3 = 0.02 dm3
	
	
	Cb= ?
	Solução H2S04
	
	Va = 40 cm3 = 0.04 dm3
	
	
	
	
	Ca= 0.05 mol/dm3 
	
	
Na0H é uma base forte, então 
Tema: Reacção protolítica ou protónica. Pares ácido-base conjugados.
Exercícios Resolvidos1. Considere os equilíbrios
Eq. 1: 
Eq. 2: 
a) Indique os pares ácido-base conjugados em cada caso.
R: Eq. 1: 
Eq. 2: 
b) Como classifica o ião hidrogenossulfito ()
R: é uma substância anfotérica, porque no equilíbrio (1) comporta-se como ácido e no equilíbrio (2) comporta-se como base.
Tema: Exercícios de aplicação
1.Uma base é uma partícula que aceita iões hidrogénio (protões).
Em que equação a substância sublinhada age como base?
A.2HCℓ + Ca CaCℓ2 + H2 C.N2 + 3H2 2NH3
B.H2O + CO2 H2CO3 D.NH4 + OH- NH3 +H2O
2.Classifique cada uma das espécies abaixo como ácido ou base de Bronsted-Lowry:
A.NO3- B.HCO3- C. Al3+ D.H2SO4
3.Claasifique cada uma das espécies abaixo como ácido ou base de Lewis:
A.Zn2+ B.OH- C.BCℓ3 D.H2S
4.Para a equação química abaixo, indique os pares conjugados e em cada par nomeie o ácido e a base:
HBrO + NH3 NH4+ + BrO-.
5.Classifique cada uma das espécies seguintes como ácidos ou bases de Bronsted-Lowry:
A.HCℓO B.NH4+ C.HSO4- D.SO42- 
6.Indique quais as espécies entre as seguintes são ácidos de Lewis e justifique a sua resposta:
A.NH4+ B.BF3 C.H2S D.O2- 
7.Defenda ou critique a afirmação: ″uma substância não precisa ter OH- para ser uma base de Bronsted-Lowry ″.
8.Para as equações químicas abaixo, indique os pares conjugados e, em cada par, nomeie o ácido e a base: 
a.CH3 + NH3 NH2- + CH4 
b.HNO3 + H2SO4 H2SO4 + HSO4- 
9.Analizando as questões abaixo, em qual delas o HI está atuando como ácido de Arrhenius e Bronsted-Lowry simultaneamente?
a.HI + H2O H3O+ + I-
b.HI + NH3 NH4+ + I-
10.Considere a reação entre o cloreto de hidrogénio e o amoníaco HCℓ(aq) + NH(aq) ......... + ........
a.Complete o equilíbrio químico.
b.Indique os pares ácido-base conjugados.
11.Classifique cada uma das espécies abaixo indicadas como ácido ou base de Lewis.
A.Zn2+ B.OH- C.BF3 D.NH4+ 
12.Em qual dos esquemas a) ou b), HCℓ actua simultaneamente como ácido de Arrhenius e de Bronsted-Lowry? 
a.HCℓ(aq) + H2O(aq) H3O+(aq + Cℓ-(aq) b. HCℓ(aq) + NH3(aq) NH4+(aq + Cℓ-(aq) 
13.O hidróxido de sódio será simultâneamente uma base de Arrhenius e de Bronsted-Lowry?
Justifique.
14.Das espécies químicas seguintes: HCℓO; H3O+; Cℓ-; NH4+; HSO4-; SO42-, indique:
a.As que se comportam, apenas, como ácidos.
b.As que se comportam, apenas, como bases.
c.As que se podem comportar como ácidos ou como bases.
15.Com base na tabela
	ÁCIDO
	Ka(25ºC)
	H2S
	1,0 x 10-7
	HNO3
	6,0 x 10-6
	H2CO3
	4,4 x 10-7
	HC2H3O2
	1,8 x 10-5
	HF
	6,7 x 10-4
 
a.Indique o ácido mais forte e o ácido mais fraco.
b.Complete o seguinte equilíbrio: HNO2(aq) + H2SO4(aq) ........ + ...... indicando os pares ácidos-base conjugados.
16.Das seguintes substâncias, indique os que são ácidos de Lewis:
A.NH4+ B.BCℓ3 C.H2S D.S2-
17.Das substâncias abaixo, indique os que são bases de Lewis:
A.Na+ B.AℓCℓ3 C.H2SO4 D.H2O
18.Classifique cada uma das seguintes espécies como ácidos ou bases de Bronsted-Lowry:
A.HF B.H2O C.H3O+ D.CO32-
19.Segundo L ewis; quais espécies abaixo são ácidos. Justifique a resposta.
A.H+ B.CH4 C.BF3 D.PCℓ3
20.
Tema: Forças de ácido e de base
Tema:Exercícios de aplicação
1.Dada a seguinte equação química: CH3- + HCℓ Cℓ- + CH4 
Qual é a base forte?
A.CH4 B.CH3- C.Cℓ- D.HCℓ
2.No equilíbrio ácido – base HI + H2O H3O+ + I-
Qual é a base conjugada de HI?
A.HI B.H2O C.H3O+ D.I-
3.Qual é o par conjugado de um ácido fraco?
A.Ácido B.Ácido fraco C.Base forte D.Base fraca
4.Para a reacção química abaixo indique o ácido mais forte:
H3O+ + NH2- H2O + NH3
5.Complete as equações abaixo, consultando a tabela, colocando as setas com seus comprimentos adequados:
a.HCN + H2O H3O+ + CN-
b.H3O+ + CH3COO- CH3COOH + H2O
6.De acordo com a equação abaixo, qual é o ácido mais forte?
HX + HB HB +X- Keq = 1,0 x 10-5 
7.Para cada reacção abaixo, representada por sua equação, indique o ácido e a base mais fortes:
a.NH3 + H2O NH4+ + OH- .....................................................................................................
b.HNO3 + H2O H3O+ + NO3- ....................................................................................................
8.Diga qual é o ácido mais fraco na equação abaixo:
HX + Y- HY +X- Keq = 1,0 x 10-6 
9.Para cada recção abaixo, indique o ácido e a base mais fortes:
a.CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- ...................................................................................
b.HCℓ + H2O H3O + Cℓ- ...............................................................................................
10.Para cada reacção indique, o ácido e a base mais fracos:
a.HCN + H2O H3O+ + CN- .......................................................................................................
b.H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4- ......................................................................................................
Tema: Constante de Ionização(Ki ) ou Constante de acidez e de basicidade
Tema: Exercícios de Aplicação
 1. Determinemos a concentração de numa solução de de . A reacção para o equilíbrio que se estabelece é: .
	Decurso
	
 
	
 
	
 
	Início
	0
	0.02
	0.02
	
	
	
	
	Eq.
	
	
	
· É um ácido forte a sua dissociação é completa.
2. Considere uma solução de ácido acético (), cuja concentração molar é de . Determine:
a) A concentração de cada uma das espécies de soluto presentes no equilíbrio.
b) O grau de ionização.
	Decurso
	
 
	
 
	
 
	Início
	0.2
	0
	0
	
	-x
	+x
	+x
	Eq.
	0.2-x
	X
	x
Como a reacção é pouco extensa, significa que o valor de x é muito pequeno, de tal forma que a diferença 0.2-x é praticamente igual ao valor de 0.2.
Assim 
Então 
Resposta: (A extensão da reacção é muito pequena, por isso a concentração do ácido e praticamente não varia).
b) Cálculo do grau de ionização
	Dados
	
	Resolução
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Tema: Lei de Diluição de Ostwald
Resolução do exercício anterior
Cálculo do grau de ionização
	Dados
	
	Resolução
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Exemplo 1. Qual é o grau de ionização do ácido acético numa solução aquosa de sabenso-se que a sua constant de acidez, à 25 ºC, é de .
Ácidos polipróticos
a) Ácidos monopróticos são aqueles que só podem ceder um protão.
Exemplo: HCl, HN03, CH3C00H, etc
b) Ácidos polipróticos são aqueles que podem ceder mais de um protão.
Exemplo: H2C03, H2S04, H3P04, etc.
Os ácidos polipróticos ionizam-se por fases ou tapas. 
Tema: Exercícios de aplicação
 1. Mostre que a concentração em iões numa solução com de ácido acético é superior de uma solução equmolar de ácido cianídrico (HCN) ambas a mesma temperatura.
 
 2. Determine a concentração de numa solução de HCl com .
Res.: 
3. O amoníaco reage com a água de acordo com a equação: . Calcule a concentração de cada uma das espécies de soluto presentes no equilíbrio,sabendo que a solução de tem a concentração de 0.2 mol/l.().
 4. Uma solução 0.2 mol/l de ácido cianídrico (HCN) tem a uma determinada temperatura uma percentagem de ioização %. Determine:
a) A concentração dos iões presents na solução
b) A constante de acidez do HCN à temperatura da experiência.
5. Um composto AB2 encontra-se dissociado em solução aquosa . Sendo de 95% o respectivo grau de dissociação, quais serão as concentrações dos iões e numa solução com 0.2 mol/l desse electrólito.
6. Um electrólito está dissociado em solução aquosa . Sendo a essa temperatura, a constante de equilíbrio igual a . Qual será o grau de dissociação de uma solução com 0.1 mol/l desse electrólito.
 7. Calcule a constante de equilíbrio de dissociação . Sabendo que uma solução com 0.1 mol/l de se encontra 96% dissociada.
Resp.: k=0.88.
8. Um composto AB dissocia-se em água de acordo com a equação . Se o grau de dissociação, numa solução com 1.0 mol/l deste composto for de 85% qual será a constante de equilíbrio na reacção? Resposta: .
 9.(1ª ép.2009).Uma solução 0,25M de um ácido fraco monoprótico tem pOH = 12,65.
Qual é o valor da constante de acidez deste ácido?
A.9,7.10-4 B.7,9.10-3 C.4,47.10-2 D.1.78.10-1
10.Dos ácidos mencionados a seguir, qual é o mais forte?
Ácido acético, CH3COOH, Ka = 1,8 x 10-5 (H2O á 25ºC)
Ácido hipoiodoso, HIO, Ka = 2,3 x 10-11 (H2O á 25ºC)
11.Analise as constantes de acidez dos ácidos abaixo:
Ka(HF) = 6,7 x 10-4
Ka(HBrO) = 2,1 x 10-9 
a.Qual é o ácido mais fraco?
b.Qual é o ácido cuja base conjugada é mais fraca?
c.Qual é a base conjugada mais forte?
12.Escreva a expressão da constante de acidez do:
a.Ácido cianídrico e Ácido hipocloroso.
13.Se o ácido HX tem uma constante de acidez igual a 1,0 x 10-5 e o ácido HY, 1,0 x 10-9.Qual dos dois possui a base conjugada mais fraca? Poquê?
14.Escreva a expressão da constante de acidez para a segunda ionização do ácido fosfórico.
15.Qual é a concentração molar de H+ e Cl- em uma solução aquosa 0,20M de HCl?
16.Quais as concentrações de equilíbrio de todas as espécies do equilíbrio abaixo representado sabendo-se que a concentração da soluçºao é 0,10M e que o grau de ionização do ácido acético é 1.3℅? CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO-(aq)
17.Com referência ao exercício 16,qual a constante de acidez do ácido acético?
18.Qual é o grau de ionização do ácido acético numa solução aquosa 0,001M, sabendo-se que sua constante de aciedz, a 25ºC, é 1,8 x 10-5 ?
19.Qual é a constante de acidez do ácido fluorídrico numa solução aquosa 0,020M, sabendo-se que este ácido se encontra 15% ioniazdo?
20.Qual é a constante de acidez do ácido acético sabendo-se que 1,32% deste ácido está ionizado numa solução 0,10M?
21.Qual é o grau de ionização do ácido acético (Ka = 1,8 x 10-5 ) numa solução 0,040M?
22.Calcule [NH4+ ] e [OH- ] e o grau de dissociação do hidróxido de amônio (Kb=1,8 x 10-5 ) numa solução 0,20M.
23.Calcule a concentração de OH- em uma solução 0,050M de NaOH. 
24.Qual a razão entre a concentração de H+ numa solução aquos 0,20M de HI e a concentração de OH- numa solução 0,0020M de KOH?
25.Uma solução 0,01M de um monoácido está 4,0% ionizado.
Qual é a constante de ionização desse ácido?
A.1,6 x 10-5mol/dm3 B.3,32 x 10-5mol/dm3 C.16,66 x 10-3mol/dm3 D.2 x 107mol/dm3
26.A constante de acidez de um dado ácido HA é Ka=1,35 x 10-3.
Qual é, a 25ºC, a constante de ionização desse ácido?
A.7,5.10-12mol/dm3 C.6,5.10-11mol/dm3
B.7,4.10-12mol/dm3 D.5,5.10-11mol/dm3
27.Uma solução aquosa 0,045M de ácido acético CH3COOH, apresenta-se a 2% dissociado em H+ e CH3COO-.
Qual é a concentração de cada um desses iões na solução?
A.9.10-6M B.9.10-4M C.9.10-3M D.9.10-2M 
28.Uma solução 0,1mol.dm-3 de ácido acético tem um grau de ionização 1,35 x 10-2.
a.Determine, à mesma temperatura, o valor de α para uma solução 1,0 x 10-2mol.dm—3 do mesmo ácido.
b.O grau de ionização aumenta ou diminui com a diluição? Justifique.
29.Dos ácidos seguintes, indique qual é o mais forte:
Ácido acético(HC2H3O2); ka = 1,8 x 10-5(t = 25ºC)
Ácido nitroso(HNO2); ka = 4,5 x 10-4(t = 25ºC)
30.Considere os ácidos a seguir indicados e as respectuvas constantes de acidez:
HF; Ka = 6,7 x 10-4
HBrO; Ka = 2,1 x 10*9
a.Indique, para cada um deles, as equações que traduzem as repectivas ionizações em presença da água.
b.Qual dos ácidos é o mais forte?
c.Qual dos ácidos apresenta a base conjugada mais fraca?
d.Coplete o equilíbrio químico seguinte: HF(aq) + HBrO(aq) ................... + .................. e indique os respectivos pares ácidos-base conjugados. 
31.Classifique as afirmações seguintes em verdadeiras ou falsas:
A.Se, para umadada solução, [H3O+ ] = 1,0 x 10-3mol.dm-3, pOH = 11.
B.O ácido HA tem Ka = 1,8 x 10-5mol.dm-3 e o ácido HA´ tem Ka = 2,3 x 10-2. Podemos afirmar que HA´ é mais forte que HA.
C.O grau de ionização e a constante de acidez variam com a diluição quando se mantém fixa a temperatura.
D.Todos os ácidos de Arrhenius são ácidos de Bronsted-Lowry, mas nem todos os ácidos de Bronsted-Lowry são ácidos de Arrhenius.
E.Segundo Bronsted-Lowry, ácido é uma espécie química dadora de protões.
32.Analise as constantes de acidez dos seguintes ácidos abaixo:
Ka(CH3COOH) = 1,8 x 10-5
Ka(HF) = 6,7 x 10-4
a.Qual é o ácido mais forte? Justifique.
b.Qual é o ácido cuja base conjugada é mais fraca? Porquê?
c.Qual é a base conjugada mais forte? Porquê?
33.A constante de ionização de um ácido HBr que está a 0,001% dissociado vale 10-11.
Qual é a sua molaridade?
34.Qual é a concentração de OH- em uma solução de 0,05M de Ca(OH)2.
35.Qual é a molaridade de uma solução de ácdo cinídrico, sabendo-se que ela está 0,01% dissociado e que a constante de ionização na mesma temperatura é de 7,2 x 10-10 ?
36.Considere a seguinte recção: H3O+(aq) + HS-(aq) H2S(aq) + H2O(aq)
Verifica-se que no equilíbrio, [HS- ]=0,1mol.dm-3 e [H2O]=0,4mol.dm-3. O vaor de Ka à temperatura da experiência é 1,0 x 107.
Qual dos valores abaixo indicados corresponde à concentração de H3O+?
A.2 x 10-3mol.dm-3 D.3 x 10-3mol.dm-3 
B.4 x 10-7mol.dm-3 E.1 x 10-1mol.dm3
C.1 x 10-3mol.dm-3 
37.Considere que à temperatura da experiência, o ácido HA apresenta Ka=1,0 x 10-6.
Qual dos valores indicados corresponde à concentração de A- numa solução 1,0 x 10-2mol.dm3 de HA?
A.1,0 x 10-6mol.dm-3 B.1,0 x 10-4mol.dm-3 C.1,0 x 10-7mol.dm-3 D.1,0 x 10-5mol.dm-3
38.Uma solução 1,0mol.dm-3 de hidróxido de amónio tem, à temperatura de 18ºC, uma percentagem de ionização 0,30%. Calcule a constante de basicidade.
39.Um ácido monoprótico tem, à temperatura t, Ka=1,0 x 10-7. Qual dos valores abaixo corresponde ao grau de ionização de uma solução 0,1mol.dm-3 do referido ácido?
A.0,01% B.0,4% C.0,1% D.0,001% E.0,0001% 
40.Considere uma solução de ácido acético e indique qual das hipóteses seguintes completa correctamente a frase:
«Aumentando a diluição da solução...
A.α permanece constante e Ka aumenta».
B.α diminui e Ka aumenta».
C.α diminui e Ka diminui».
D.α aumenta e Ka diminui».
E.α aumentae Ka permanece constante».
41.Qual a concentração em mol.dm-3 do ião sódio, numa solução aquosa 0,20mol.dm-3 de sulfato de sódio (Na2SO4), considerando este sal 90% dissociado?
Tema: Produto iónico da água (). Autoionização da água ou autoprotólise da água.
Tema: Exercícios de Aplicação
 1. Qual é a concentração de numa solução em que , a 25 ºC? Resp: .
 2. A 25 ºC, a concentração dos iões e na água pura é . Calcule:
a) A quantidade (nº de moles) de água num litro de água pura.
Resp: Número de moles de água por dm3 (~100 g) de água pura (e sendo 1 mole = 18 g).
b) O grau de dissociação. Resp.:A 25 ºC, .
 3. Mostre que, se a água pura ou numa solução neutra for aquecida de 25 ºC a 50 ºC a concentração de varia de .
 4.Dado o equilíbrio com e .
a) Justifique se a reacção de autoprotólise (ou auto-ionização) da água é endotérmica ou exotérmica (de cordo com o princípio de Le-Chatelier).
 5. O produto iónico da água varia com a temperatura. Se tiver 100 cm3 de água pura, neutra a 25 ºC, . Se elevar a temperatura para 60 ºC .
a) A solução a 60 ºC será ácida, neutra ou alcalina? Justifique.
 6. (2003; 1ª Ép.). A autoprotólise (ou auto-ionização) da água forneceu os seguintes dados: ; 
a) Escreva a equação de autoprotólise da água e indique os pares ácido-base conjugdos.
b) Diga, justificando, se a reacção da autoprotólise da água é endotérmica ou exotérmica de acordo com o princípio de Le Cahtelier.
7.(1ª ép.2009). A 100ºC o produto iónico da água é Kw = 1,0 x 10-11M2 
Qual é o pH da solução neutral ?
A.pH = 5,5 B.pH = 6,0 C.pH = 7,0 D.pH = 7,5
8.Sabendo que à temperatura de 25ºC o grau de ionização da água pura é 1,81 x 10-5, mostre que a esta temperatura da água é igual a 1,0 x 10-14.
9.Complete o quadro seguinte usando os sinais = , > e <. Considere t = 25ºC.
	Água pura
	[H3O+ ]........10-7
	[OH- ]........10-7
	pH........7
	pOH........7
	Soluções ácidas
	[H3O+ ]........10-7
	[OH- ]........10-7
	pH........7
	pOH........7
	Soluções alcalinas
	[H3O+ ]........10-7
	[OH- ]........10-7
	pH........7
	pOH........7
Tema: Relação entre e de um par conjugado
Tema: Soluções ácidas e básicas pH e p0H.
-Cálculos de pH
Tema: Exercícios de aplicação
1. Calcule o pH de uma solução 1.0x10-2 mol/l de ácido azótico (HN03). 
 2. Calcule o pH de uma solução 0.2 mol/l de ácido azótico CH3C00H, sabendo que ka = 1.8x10-5.
 3. Calcule o pH e o p0H de uma solução 0.3 mol/l de hidróxido de amónio NH40H, sabendo que kb = 1.8x10-5.
4. Uma solução de cloreto de hidrogénio (HCl) contém 7.3g deste ácido em 1.0 dm3 de solução. Calcule o pH da solução.
Ar (Cl)=35.5 Ar (H)=1.0; C = 0.2 mol/l
 5. Uma solução 0.1 mol/l de ácido acético (HC2H302) tem, à temperatura de 25 ºC, um grau de ionização 1.3%. Determine.
a) A concentração de H30+
b) A concentração de 0H-
 6. Calcule as concentrações de 0H- e de H30+ numa solução 5x10-2 mol/l de Na0H, à temperatura de 25ºC.
 7. Qual o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é 10-8? A solução é ácida, neutra ou básica?
 8. Qual o pH de uma solução cuja concentração hidroxiliônica é 10-11? A solução é ácida, neutra ou básica?
9. Calcule o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é 3.45x10-11 g/l?
Dados: mantissa de 3.45 = 54 // [H+] = 10-pH
 10. Calcule o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é 6.58 x 10-3 ions-g/l?
11. Qual a concentração hidrogeniônica de uma solução cujo pH é igual 12.4?
Dados: antilog de 0.6 = 3.98.
 12. Qual a concentração hidrogeniônica de uma solução cujo pH é igual 2.7?
Dados: antilog de 0.3 = 2.
 13. Em solução aquosa 0.1 M, o ácido acético está 1.0% ionizado. Calcule a concentração hidrogeniônica e o pH da solução.
Resp.: pH = 3.0
 14. Sendo, para o ácido acético, ka = 1.78x10-5 M a 25 ºC, calcule o valor da constante kb para o ião acetato.
Resp.: kb = 5.6x10-10 M
 15. Qual deve ser a concentração de uma solução.
a) de HCl para ter pH = 2? Resp.: [HCl] = [H+] = 10-2 M
b) de Na0H para ter pH = 13? Resp.: [Na0H] = [0H-] = 10-1 M
c) de HCl para ter pH = 1.3? Resp.: [HCl] = [H+] = 0.05 M
 16. Calcule o pH de uma solução aquosa de H2S04 que contém 4.9 gramas de ácido em 500 cm3 de solução. Resp.: pH = 0.7.
 17. Calcule o pH de uma solução com 0.1 mol/l de um ácido HA cuja dissociação não é completa e cujo grau de disssociação é de 15%. Resp.: pH = 1.82.
 18. Calcule o pH de uma solução de um ácido fraco, HA, cuja constante de ionização é ka=10-7, numa solução com 0.100 mol/dm3 de ácido. Qual seria o p0H? Resp.: p0H = 10 (a 25 ºC).
19. Misturam-se volumes iguais de duas soluções de H2S04 de pH = 1 e pH= 2, respectivamente. Qual é o pH da solução resultante? Resp.: pH = 1.26.
 20. Misturam-se 100 cm3 de HCl de pH = 1 com 150 cm3 de H2S04 com 0.1 mol/dm3. Qual o pH da solução resultante? Resp.: pH = 0.80.
 21. (1ª Ép. 1997; 1ª Cham) Dissolvem-se 56,0 mg de hidróxido de potássio (K0H) em água até perfazer um volume de 50 ml de solução. Considera as massas atómicas seguintes: k=39 g; 0=16,0 g; H=1,0 g.
a) Determine a concentração dos iões hidroxilo na solução. [k0H] =[0H-]=0.02 M.
b) Calcule o p0H da solução. Considere lg 2= 0,30. p0H = 1,7.
c) Qual é o pH da solução se se adicionar 450 ml de água. 
 22. (1998; 1ª Ép. 2ª Cham). Considere os seguintes sistemas em equilíbrio a 25ºC
a) Identifique as bases de Bronsted-Lowry presentes no equilíbrio.
b) Calcule o valor de p0H de uma solução de , à temperatura considerada. .
 23. Qual é o pH e o p0H das seguintes soluções:
	a)
	
	
	b) 
	
	c)
	
	d)
	
	
	e)
	
	f)
	
	g)
	
	
	h)
	
	i)
	
	j)
	
	
	
	
	
	
 24. Qual é o pH e o p0H das seguintes soluções:
	a)
	
	
	b) 
	
	c)
	
	d)
	
	
	e)
	
	f)
	
	g)
	
	
	h)
	
	i)
	
	j)
	
	
	
	
	
	
 25. Calcula a concentração dos iões hidrónio e hidroxilo em soluções com:
	a)
	
	
	b) 
	
	c)
	
	d)
	
	e)
	
	
	f)
	
	g)
	
	h)
	
 
26. Calcular o pH de uma solução que se forma quando dissolvemos:
	a)
	
1.71 g de Ba(0H)2 em 500 ml de solução
	
	b) 
	56 g de K0H em 50 ml de solução 
	c)
	17.1 g de Ba(0H)2 em 500 ml de solução
	
	d)
	
9.8 mg de em 300 ml de solução
 27. Calcular o p0H de uma solução que se forma quando dissolvemos:
	a)
	
94.5 g de em 2 l de solução
	
	b) 
	5.6 g de K0H em 500 ml de solução 
	c)
	0.17 g de Ba(0H)2 em 500 ml de solução
	
	d)
	
15.5 g de 
28.(1ª ép.2009).Qual é o pH de uma solução de hidróxido de Bário Ba(OH)2 a 0,015mol/l 
a 25ºC ?
A.1,5 B.1,8 C.12,2 D.12,48
29.(1ª ép.2009).Qual é o pH a 25ºC de uma solução de ácido perclórico(HClO4) cuja concentração de iões hidroxila é de 1,0 x 10-10M ?
A.2 B.4 C.8 D.10 
30.2008extra.O pH de uma solução é 5.A opção correcta é:
A.1/[H3O+] = log 5 B.[H3O+] = log 5 C.log[H3O+] = 5 D.log[H3O+] = -5
31.Um farmeiro adicionou calcário na terra para combater os efeitos da chuva ácida. Ele conseguiu aumentar o pH de 4 para 6.
O que aconteceu á concentração dos iões H+(aq)?
A.Aumentou a [H+] B.Amenta a [H2O] C.Diminui a [H+] D.Diminui a [OH - ] 
32.A constante de ionização de um ácidofraco HA é de Ka=10-7 numa solução com 0,100moles/dm3.
Qual é o pOH da solução?
A.4 B.7 C.10 D.14
33.Uma base fraca BOH, formou uma solução com pH = 8,75, quando a sua concentração era de 0,10M. A sua constante de basicidade Kb é igual a:
A. -7,0 x 10-10 B. -3,13 x 10-10 C. -5,6 x 10-6 D. -3,0 x 10-9
34.Numa solução aquosa de ácido nítrico (HNO3) com pOH igual 13,2 a concentração dos iões H3O+ é igual a:
A.6,3.10-14M B.1,6.10-3M C.1,6.10-1M D.1,6.10-4M 
35.Uma solução de hipoclorito (NaClO), tem pH>7 à temperatura de 25ºC, devido...
A. Na+(aq ) é uma particula neutra enquanto que ClO- é uma base fraca.
B. Na+(aq ) é um ácido fraco enquanto que ClO- é uma base forte.
C. Na+(aq ) é uma base forte enquanto que ClO- é uma base fraca.
D. Nenhum dos iões reage com água.
36.Preparam-se, a 25ºC, 100cm3 de uma solução aquosa de hidróxido de cálcio Ca(OH)2, por dissolução deste composto. Kps[Ca(OH)2]=1,3x10-6mol/dm3.
Qual é o pH da solução?
A.12,4 B.12,1 C.11,8 D.8,4 
37.Uma solução 0,25M de um ácido fraco monoprótico, tem pH=1,35.
Qualé o valor de Ka deste ácido?
A.1,78 x 10-1mol/dm3 C.7,9 x 10-3mol/dm3
B.4,47 x 10-2mol/dm3 D.9,7 x 10-3mol/dm3
38.A concentração hidrogeniónica do suco de limão puro é de 10-2 mol/dm3.
O pH de umrefresco preparado com 30cm3 de sumo de limão com água suficiente para completar 300ml é igual a...
A.2 B.3 C.6 D.11
39.Qual é o valor de pOH de uma solução de ácido nítrico a 0,01M?
A.12 B.2 C.1 D.0,1
40.Uma solução de um ião H+ foi rotulada como 1,0 x 10-8M.
Qual é o carácter e o pH resultante a 25ºC?
A.Ácida; pH=6 B.Básica; pH=8 C.Ácida; pH=8 D.Básica; pH=6
41.Considere duas soluções aquosas A e B de mesmo volume e de pH 30 e 5, respectivamente. Analise as afirmações seguintes:
I.A solução A é ácida.
II.A solução B é básica.
II.A mistura de A com B é ácida.
Quais são as afirmações correctas?
A.I e II apenas B.I e III apenas C.II e III apenas D.I, II e III 
42.Para aumentar o pH de uma solução aquosa, é necessário nela borbulhar o gás...
A.amoníaco(NH3) B.carbónico(CO2) C.clorídrico(HCℓ) D.hidrogénio(H2) 
43.Na China, cientistas descobriram que tempestades de areia podem mudar o pH da água da chuva de 2,0 para 4,0, graças à presença de carbonatos em pó na areia que circula nessas tmpestades.
Como varia a concentração hidrogeniónica da água da chuva?
A.2 vezes maior B.2 vezes menor C.100 vezes maior D.100 vezes menor
44.Os solos argilosos são neutros ou levemente ácidos. Os solos calcários sáo básicos, e os solos arenosos são ácidos ou neutros. Hortências plantadas em solo de pH inferior a 7 são rosas e com pH superior a 7 são azuis.
Tendo em vista as informações dadas, É INCORRECTO afirmar que...
A.as hortências podem ser utilizadas como indicadores de pH de um solo.
B.em solos arenosos, as hortências são rosas.
C.em solos calcários, as hortências são azuis.
D.em solos argilosos, as hortências são azuis e rosas.
45.O conceito de pH foi introduzido na química pelo Bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen, em 1909, para facilitar a caracterização da acidez de uma substância.
Qual é o pH da solução que se obtém na dissolução de 5,6g de KOH num litro de água?
(Massa atómica: K=39, O=16, H=1 )
A.1,0 B.3,0 C.11,0 D.13,0 
46.Qual é o valor de pH da solução de H2SO4 a 0,012M?
A.1,62 B.2,62 C.2,7 D.3,4
 47.Dissolverm-se 2.0g de NaOH em H2O suficiente para um litro de solução.
Qual é a solução resultante a 25◦C?
A.pH=12,7 B.pOH=2,7 C.pH=1,3 D. pOH=12,7
48.Qual é o pOH,a 25◦C, de uma solução aquosa de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2 a 1,0x10-2mol/dm3?
A.1,5 B.1,7 C.1,8 D.2,0
Tema: Indicadores Ácido-Base
Tema: Exercícios de Aplicação
 1) Dissolvendo-se nitrato de amónio (NH4N03) em água, obtém-se um meio ácido, básico ou neutro?
 2. Determine a constante de hidrólise e o pH de uma solução 0.25 M de nitrato de sódio, sabendo-se que a constante de ácido (HN02) é .
R: 
3. Uma solução aquosa de bicarbonato de sódio é lacalina devido a:
	a)
	( )
	decomposição
	
	d)
	( )
	neutralização
	b)
	( )
	ionização
	
	e)
	( )
	oxidação
	c)
	( )
	hidrolizável
	
	
	
	
4. A forma mais correacta de escrever a reacção de hidrólise de NH4Cl será:
	a)
	( )
	
	d)
	( )
	
	b)
	( )
	
	e)
	( )
	
	c)
	( )
	
	
	
	
 5. Dos solutos indicados assinale aqueles qu dissolvidos em água origina uma solução que apresenta o p0H maior que 7.
	a)
	( )
	
	d)
	( )
	
	b)
	( )
	
	e)
	( )
	
	c)
	( )
	
	
	
	
 6. À temperatura de 25 ºC, uma solução aquosa de 0.2 mol/l de Cianeto de sódio enontra-se 0.85% hidrolisada. Calcule:
a) A constante da hidrólise
b) A constante de ionização do ácido cianídrico
c) o pH da solução
 7. Calcule para uma solução de 0.10 mol/l de cloreto de amónio, à temperatura de 25 ºC.
a) A constante de hidrólise ()
b) o pH da solução.
 8. Calcule a constante de hidrólise do Cianeto de potássio, sabendo que do ácido cianídrico é a 25 ºC. Resp: .
 9.Mostre que a solução de acetato de amónio (NH4C2H3O2) a água pura não lhe altera pH (t=25 ºC).
10. Calcule para uma solução de 0.20 mol/l de cloreto de amónio, à temperatura de 25 ºC.
a) A constante de hidrólise ().Resp: .
 11. (1ª Ép. 1998) Sem realizar qualquer tipo de cálculo, indique se as soluções aquosas dos sais seguintes serão ácidas, alcalinas ou neutras.
	a)
	
I. 
	
	
II. 
	
	
III. 
b) Calcule o pH da solução aquosa do sal acetato de sódio cuja concentração é de . Dados: .
 12. Considere as reacções protolíticas a seguir esquematizadas:
 
a) Identifique os pares ácido base conjugados nas equações químicas.
b) Escreva duas equações químicas que demonstrem que o amoníaco e a água podem reagir, um com o outro, como ácidos e como bases.
c) Determine o valor de kb para o ião acetato a 25 ºC é igual a .
 13. (2000; 1ª Ép. 1ª Cham). A água mineral com gás pode ser fabricada pela introdução do gás carbónico na água sobre uma pressão ligeiramente superior a 1 atm.
a) Essa água será ácida ou alcalina?
b) Justifique a resposta da alínea anterior através das equações químicas.
c) O que é que acontece com o pH da água e para que lado se desloca o equilíbrio se a garrafa for deixada aberta?
 14. (2000; 1ª Ép. 2ª Cham). O gás amoníaco e a água estabelecem um equilíbrio químico que pode ser representado pela equação química seguinte:
Com relação ao referido sistema, responda:
a) Qual será a faixa de pH (menor, igual ou maior do que 7) das soluções aquosas de amoníaco?
b) Será possível as soluções ácidas exalarem odor de amoníaco? Justifique.
 15. (20001; 1ª Ép. 1ª Cham). Dissolveu-se separadamente em três tubos de ensaio, contendo volumes iguais de água destilada 0,1 g dos seguintes sais:
Tubo I: Acetato de sódio 
Tubo II: Cloreto de sódio 
Tubo III: Cloreto de amónio 
a) Qual será a faixa do pH em cada um dos três tubos de ensaio?
b) Escreva as equações de reacção para os casos em que se verificará hidrólise salina.
 16. (2001; 2ª Ép.). O ião hidrogenosulfureto tem comportamento anfotérico.
a) Explique o significado desta afirmação.
b) Sem calcular o valor de pH, indique se a solução de hidrogenosulfureto de sódio terá carácter ácido, básico ou neutro. Justifique a sua resposta comparando os valores de ka e kb. .
 17. (2003; 1ª Ép.). Dissolveu-se separadamente em três tubos de ensaio, contendo volumes iguais de água destilada 0,1 g dos seguintes sais:
Tubo I: Acetato de sódio 
Tubo II: Cloreto de sódio 
Tubo III: Cloreto de amónio 
a) Qual será a faixa do pH em cada um dos três tubos de ensaio?
b) Escreva as equações de reacção para os casos em que se verificará hidrólise salina.
18.Das substâncias, assinale aquela que dissolvida em água origina uma solução que apresenta pOH>7.
A.ZnCℓ2 B.KCN C.NaCℓ D.K2SO4
Tema: Solução – tampão
Tema: Exercícios de aplicação
 1.a) Qual será a concentração de H+ em um tampão que é 0.5 M de HF () e 0.5 M de NaF
b) Qual será o pH da solução se se adicionar 0.10 mol de HCl de 1 litro do tampão?
c) Qual será o novo pH se se se adicionarà solução inicial 0.10 mol de Na0H a 500 ml da solução?
 2. Uma solução tampão foi preparadamisturando-se 200 ml de uma solução de NH3 0.60M e 300 ml de uma solução de NH4Cl 0.20M.
Dados: pka (NH4+)= 9.24; lg 2 = 0.3
a) Qual é o pH desta solução tampão, supondo-se um volume final de 500 ml.
b) Qual será o pH, depois que forem adicionados 0.02 moles de iões de hidrogénio, H+.
3.Uma solução tampão foi preparada dissolvendo-se 0.02 moles de ácido propiónico (), cuja constante de ácido é igual a 1.3x10-5 à 25 ºC e 0.015 moles de propianato de sódio (), em água suficiente para completar 1.0 litro de solução.
a) Qual é o pH desta solução?
b) Qual será o pH desta solução depois da adição de 0.01 moles de iões de hidrogénio?
4. Misturam-se uma 0.2 M de e 500 ml duma solução 0.2 M de CH3CH2COONa. Calcule o pH desta tampão.
 5. Uma solução tampão foi preparada misturando-se 200 ml de uma solução de amoníaco 0.6 M e 300 ml de uma solução de cloreto de amónio 0.3 M.
a) Qual o pH desta solução tampão supondo-se um volume fixo de 500 ml?
b) Qual será o pH, depois que forem adicionadas 0.020 moles de iões hidrogénio?
 6. Calcule o pH duma das soluções tampão preparadas, colocando-se em 1.0 moles solução:
a)0,10moles de NH3 e 0,10mole de NH4Cl
b)0,15moles de N2H4 e 0,10mole de N2H5Cl
c)0,2moles de CH3CH2COOH e 0,4moles de CH3CH2COONa
d)0,2moles de HF e 0.3moles de KF
 7. Calcule o pH duma das soluções tampão obtida por dissolução de 1.5 moles de ácido acético e 1.0 moles de acetato de sódio em 1.0 litros de água? 
 8. Qual será o pH duma das soluções tampão que se forma ao dissolver-se 5.0 moles de ácido hipocloroso e 1.0 moles de hipoclorito de sódio em 2.0 litros de água? .
9. Calcule o pH duma solução obtida na dissolução de 1.2 moles de cianeto de hidrogénio e 1.2 moles de cianeto de sódio em 1.0 litros de água? .
 10. Determine o pH duma solução tampão que se forma ao dissolver-se de 0.2 moles de cloreto de amónio e 0.1 moles de amoníaco em 0.5 litros de água? .
11.dispõe-se de duas soluções “A” e “B”. A solução “A” contém por litro 0.2 moles de cianeto de potássio e 0.1 moles de ácido cianídrico. A solução “B” contém por litro 0.1 moles de cloreto de sódio e 0.4 moles de ácido clorídrico.
	a)
	Quial das soluções é uma solução tampão? Justifique
	b)
	Calcule o pH das duas soluções “A” e “B”.
 12. 100 ml de cada solução são diluidos até 500 ml. O pH da solução tampão não muda.
	a)
	Explique este facto.
	
	b)
	Calcule o pH da outra solução depois da diluição.
	
	
13. Misturam-se uma temos 1.0 litro duma solução tampão de 2.0 M e a 1.0 M
	a)
	Calcule o pH desta solução.
	
	
	
	b)
	
Qual seria o novo pH se em vez de , se acrescentasse 0.1 moles de 
	
c) Calcule o pH desta solução quando se acrescenta 0.1 M de 
	
	
14. Qual é a quantidade do etanoato de sódio, , que se deve adicionar a 1.0 litro de uma solução 0.01 moles/l de ácido etanóico, , para se preparar uma solução tampão de pH = 5.73, sabendo que ?
15.(1ª ép.2009).O sangue humano, mantém-se em uma estreita faixa de pH, em torno de 7,4 mesmo após a ingestão de quantidades relactivamente grandes de substâncias ácidas ou básicas.
A que se deve este fenómeno?
A.Catálise C.Hidrólise C.Osmose D.Tamponamento
16.(1a ép.2009).Qual é a massa em gramas, de acetato de sódio CH3COONa que deve ser adicionada a 1,0mole de ácido acético (CH3COOH), a fim de se preparar 1,0 dm3 de uma solução tampão de pH igual a 5,15? Ka(CH3COOH) = 1,7 . 10-5 ;(Massa atómica H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23)
A.2,39g B.19,5g C.39,0g D.196,8g
17.Qual é a razão entre as concentrações de um ácido e do seu sal numa solução tampão cujo o pH é igal a 5,7?(Ka = 1,8 x 10-5 ).
A.1: 9 B.1: 2 C.2: 3 D.3: 1 
18.Dissolvendo 2,0moles de ácido acético e 1,5moles de acetato de sódio em 1dm3 de água.
Qual é o pH da solução tampão? Ka= 1,7.10-5 mol/dm3
A.5,26 B.4,65 C.3,20 D.2,5
19.Uma solução tampão foi preparada misturando-se 200ml de solução de amoníaco(NH3) a 0,6M e 300ml de uma solução de NH4Cℓ(cloreto de amónio) a 0,3M. (pKbNH3 = 4,76 ).
Qual é o pH desta solução tampão, supondo-se um volume final de 500ml?
A.10 B.9,5 C.8,5 D.7,3
20.
Tema: Solubilidade e produto da solubilidade
Tema: Exercícios de aplicação
 1) Quais serão as concentrações dos iões numa solução saturada de ? 
 Kps=1.6x10-121 M5.
 2) Quais seriam as concetrações dos iões numa solução aquosa saturada de 
 3) A solubilidade do sulfureto de cádmio (Cds), em água, a 25 ºC, é igual a 1.0x10-14 mol/dm3.
Calcule o valor do respectivo produto de solubilidade. Resp. 
4) Determine a solubilidade do Ag3P04 sbendo-se que na temperatura considerada o seu : Resp. 
 5) A solubilidade do . Determine o na temperatura considerada.
 Resp. ; Solubilidade 
 6) O produto de solubilidade do CuCℓ2 à temperatura ambiente é . Calcule a solubilidade deste sal em moles/l.
 7) O produto de solubilidade do iodeto de chumbo a 20ºC, é igual a . Calcule a solubilidade deste sal em moles/l à temperatura em questão.
 8) Calcular o produto de solubilidade do brometo de chumbo a 25ºC sabendo que a solubilidade do sal a esta temperatura é igual a moles/l.
 9) A solubilidade do carbonato de cálcio é igual a M. Calcule o produto de solubilidade deste sal.
 10) A solubilidade do hidróxido de magnésio é M. Determine o produto de solubilidade deste hidróxido.
 11) Para dissolver 1.1 g de foram necessários 2.0 litros de água. Calcule o produto de solubilidade deste sal.
 12) Dissolveram-se 0.00066g de em 500 ml de água. Qual é o produto de solubilidade deste sal?
 13) Qual é a solubilidade do carbonato de prata sabendo que o seu produto de solubilidade a 25º C é igual a M3?
 14) Quantas vezes a solubilidade de oxalato de cálcio, numa solução de oxalato de amónio, A 0.1 M é inferior a sua solubilidade na água? Considere a dissociação do axalato de amónio completa.
 15). (2002; 2ª Ép.). A solubilidade do sulfureto de cádmio, a 25ºC é igual a . 
a) Calcule o valor do produto de solubilidade respectivo.
b) Calcule o valor do pH de uma solução 0,1 M de ácido etanóico com 
 16). (1ª Ép. 1997; 2ª Cham) Considere ks de . Haverá formação do precipitado se se misturarem volumes iguais de cloreto de cálcio, e sulfato de sódio, ?
17.(1ª ép 2009).A solubilidade de fosfato de cálcio Ca3(PO4)2 em água pura é de 7,14.10-7M.
Qual é o produto de solubilidade deste sal?
A.9,65.10-35 B.1,33.10-29 C.2,0.10-29 D.4,15.10-24
18.O produto de solubilidade, Kps, de sulfureto de bismuto (Bi2S3),é dado por…
A.108S5 B.S5 C.27S5 D.S2
19.O produto de solubilidade do iodeto de prata, a 25◦C, é 8,3 x 10-17.
 AgI(s) Ag+(aq) + I-(aq) 
Qual é a solubilidade deste sal, expressa em mol/dm3?
A.7,1x10-9 B.8,6x10-9 C.9,1x10-9 A.9,5x10-9 
Previsão das reacções de precipitação
O produto das concentrações dos iões numa solução saturada chama-se Produto Iónico (PI).
Teremos: 
solução não saturada (não há formação de precipitado)
solução saturada (não há formação de precipitado)
solução supersaturada (há formação de precipitado)
Exemplo 1) ; Mistura-se uma solução de iões de Ca2+ a 10-3 com igual volume de iões de S042- a 25 ºC
a) Haverá formação de precipitado
	Dados
	
1º) 
	Vol=duplicação
	
	
	
	
2º) 
	
	
Tema: Exercícios de aplicaçaõ
 1). Misturam-se volumes iguais de cloreto de cálcio 0.08 M e sulfato de sódio, 0.02M. Formar-se-á um precipitado?
 2). Haverá formação de precipitado quando misturam-se volumes iguais de cloreto de cálcio,0.02 M e sulfato de sódio, 0.0004 M?
 3). Será que haverá precipitação de sulfato de cálcio, quando se mistura 0.5 l de solução de cloreto de cálcio, e 0.5 l de sulfato de sódio, ambos a 0.02M? 
 4). Deve haver precipitação quando 50 ml de nitrato de cálcio M forem misturados com 50 ml de solução de Fluoreto de sódio, dando 100 ml de solução? O produto de solubilidade de Fluoreto de cálcio, é .
 5). Será que se adicionarmos 1.0 litro duma solução de nitrato de prata, a 0.002, 1.0 litro de solução de ácido sulfúrico a 1.0 M se observa a precipitação de sulfato de prata? .
 6). O que é que se observa quando se mistura 50 ml de uma solução de ácido clorídrico, a 0.001 M e 450 ml de uma solução 0.0001M? .
 7). Haverá formação de um precipitado de sulfato de chumbo, , se adicionarmos a 5.0 litros de nitato de chumbo 0.1 M um volume de 0.5 litros de ácido sulfúrico 0.5M?
 .
 8). (1999; 1ª Ép. 2ª Cham). Considere as seguintes soluções salinas: .
a) Coloque-as em ordem crescente de pH.
b) Será que haverá formação de precipitado de carbonato de cálcio, quando se misturam volumes iguais de carbonato de sódio, e cloreto de cálcio ambos a 0,002M, sabendo que ks do a 25ºC é igual a ?
N.B: Os conceitos de pH e p0H aplicam-se em outrs ramos de actividade, tais como agricultura, medicina, etc.
· As soluções tampões aplicam-se nas investigações bioquímicas, na medicina e desempenham grande papel no funcionamento de organismos vivos.
· A solubilidade é a quantidade de sal que satura 100 g do solvente.
· Produto de solubilidade é uma constante de equilíbrio dessa substância
Tema: Titulação. Ácido forte com base forte.
Tema: Exercícios de aplicação
 1) Titularam-se 25 cm3 de uma solução aquosa de hidróxido de potássio com 35 cm3 de uma solução de ácido acético de concentração 0.1 mol/dm3.
a) Determine a concentração da solução de hidróxido de potássio.
	Solução Na0H
	
	Vb = 25 cm3 = 0.025 dm3
	
	
	Cb= ?
	Solução HC2H302
	
	Va = 35 cm3 = 0.035 dm3
	
	
	Ca= 0.10 mol/dm3 
Resp: Cb= 0.14 mol/dm3 logo 
 2) Calcule o volume de solução de HBr de concentração 0.1 mol/dm3 , necessário para neutralizar 50 cm3 de solução de Mg(0H)2 de concentração 0.2 mol/dm3.
Equação de dissociação de Mg(0H)2
Equação de ionização de HBr
Equação de neutralização 
	Solução Mg(0H)2
	
	Vb = 50 cm3 = 0.05 dm3
	
	
	Cb=0.2 mol/dm3 
	Solução HBr
	
	Va = ?
	
	
	Ca= 0.10 mol/dm3 
 
3) A titulação de uma solução de ácido fluorídrico (HF), consumiu 30 cm3 de uma solução 0.1 mol/dm3 de Na0H.
Calcule a concentração da solução titulada.
 4) Calcule o volume de solução de ácido acético 0.20 mol/dm3, necessário para neutralizar 30 cm3 de uma solução de Ba(0H)2, 0.10 mol/dm3.
 5) Determinação a concentração de uma solução de H2S04, sabendo que 20 cm3 dessa solução neutralizam 60 cm3 de uma solução de Na0H, 0.1 mol/dm3.
 6) Determine a concentração de uma solução de K0H, sabendo que 30cm3 dessa solução são neutralizados por 60 cm3 de uma solução de H3P04, 0.5 mol/dm3.
 7) Titularam-se 10 cm3 de uma solução aquosa de NH3, 0.1 mol/dm3, com 5 cm3 de H3N03.
a) Calcule a concentração da solução ácida. Resp.: 0.2 mol/dm3.
b) O indicador vermelho de clorofenol, com uma zona de viragem 5.2 -6.8, poderá servir para indicar o término da reacção de neutralização? Justifique.
Tema: Titulação de um ácido forte com uma base forte
Um exemplo de titulação de um ácido forte-base forte é aquela que ocorre entre HCl e Na0H.
Consideram-se 25 cm3 de uma solução de HCl, de concentração, 0.1 mol/dm3, que são titulados com Na0H, de concentração 0.1 mol/dm3.
À medida que se adiciona a base, a concentração hidrogeniónica vai diminuído.
Quando se atinge o ponto de equivalência, a solução é uma solução aquosa de Cloreto de sódio que, corresponde a um pH = 7 (25ºC).
Equilíbrio II Junyor 2013 pag12
[
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2
M
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há
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kps
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mol
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HCl
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moles
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M
H
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10
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1
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-
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]
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0
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1
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´
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k
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w
3
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0
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HA
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aq
Ácido
aq
Base
Ácido
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Cl
H
H
HCl
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3
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2
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k
3
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1
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)
aq
(
2
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)
aq
(
3
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Base
)
(
2
1
Ácido
)
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(
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H
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+
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]
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]
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(
2
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aq
(
4
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0
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+
´
+
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1
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pH
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+
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H
3
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2
1
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]
[
]
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+
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Cl
Ag
k
s
-
+
+
Û
x
y
y
x
yB
xA
B
A
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[
]
y
x
x
y
s
B
A
k
-
+
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[
]
3
2
2
dm
/
mol
10
82
.
1
BaF
-
´
=
-
+
+
Û
F
2
Ba
BaF
2
2
[
]
[
]
2
2
F
Ba
kps
-
+
=
-
3
0
N
[
]
3
2
2
dm
/
mol
10
82
.
1
Ba
-
+
´
=
(
)
(
)
2
3
2
3
2
dm
/
mol
10
82
.
1
2
dm
/
mol
10
82
.
1
kps
-
-
´
´
´
´
=
?
kps
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[
]
3
2
dm
/
mol
10
82
.
1
2
F
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-
´
*
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3
6
M
10
1
.
24
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-
´
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ë
û
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+
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Br
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[
]
[
]
-
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kps
X
X
kps
*
=
2
X
kps
=
kps
X
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0
H
3
2
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2
13
M
10
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M
10
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4
X
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´
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´
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M
10
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´
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[
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M
7
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6
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6
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´
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(
2
4
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(
2
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(
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aq
s
S
H
H
S
H
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+
+
®
+
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]
M
H
1
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0
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0
2
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´
=
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a
b
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C
V
C
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´
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V
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C
C
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b
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2
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0
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0
04
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0
1
.
0
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´
=
´
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[
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3
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2
.
0
0
dm
mol
H
=
-
[
]
[
]
3
/
2
.
0
0
0
dm
mol
H
H
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-
-
Cl
H
+
+
0
H
2
HCl
10
10
4
-
´
-
CN
H
HCN
+
«
+
reage
não
0
H
Cl
2
-
®
+
-
+
®
+
H
0
HCN
0
H
CN
2
-
®
+
)
(
2
)
aq
(
0
H
NaCN
l
+
Na
-
CN
reage
não
0
H
Na
)
(
2
®
+
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l
-
-
+
®
+
H
0
HCN
0
H
CN
)
(
2
l
-
3
0
N
-
+
+
+
®
+
H
0
HCN
Na
0
H
NaCN
)
(
2
l
®
+
)
(
2
)
aq
(
4
0
H
Cl
NH
l
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aq
(
4
NH
+
+
)
aq
(
Cl
-
+
+
+
®
+
H
H
0
NH
0
H
NH
4
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(
2
4
l
reage
não
0
H
Cl
)
(
2
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+
-
l
+
-
+
+
®
+
H
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Cl
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0
H
Cl
NH
4
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(
2
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+
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(
2
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(
0
H
NaCl
l
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aq
(
Na
+
¾
¾
¾
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¾
®
¾
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não
0
H
Na
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2
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l
0
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Na
0
H
NaCl
2
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(
2
+
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®
+
-
+
l
-
-
+
®
+
H
0
HCN
0
H
CN
)
(
2
l
[
]
[
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[
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0
H
CN
H
0
HCN
k
2
-
-
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û
ù
ê
ë
é
=
[
]
[
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[
]
-
-
ú
û
ù
ê
ë
é
=
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H
0
HCN
0
H
k
h
k
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3
4
2
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[
]
[
]
-
-
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û
ù
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ë
é
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H
0
HCN
k
h
+
+
+
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+
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H
0
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0
H
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4
)
(
2
4
l
{
{
+
-
+
Û
+
0
H
Cl
0
H
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3
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2
forte
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]
[
]
[
]
+
+
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4
NH
H
H
0
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k
4
h
-
+
+
®
Cl
NH
NHCl
4
-
+
+
®
+
Cl
H
0
Na
0
H
4
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y
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1
M
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1
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n
V
x
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-
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-
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-
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+
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]
(
)
y
1
M
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4
-
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)
y
1
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4
-
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+
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V
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V
x
H
0
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4
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H
0
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4
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2
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2
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0
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+
-
+
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+
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H
0
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4
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ny
V
x
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]
My
H
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+
[
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Cy
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+
[
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[
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1
M
My
My
4
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1
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y
1
Cy
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2
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w
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k
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k
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®
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0
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4
)
(
2
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l
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[
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+
+
4
NH
H
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k
4
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}
}
8
7
6
fraco
Ácido
3
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Base
2
forte
Ácido
0
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0
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h
k
k
k
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-
-
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+
H
0
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0
H
CN
2
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(
l
[
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[
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[
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Þ
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-
-
CN
H
0
HCN
k
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a
w
h
k
k
k
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HCN
H
0
NH
0
H
CN
NH
4
2
4
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®
+
+
-
+
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(
l
[
]
[
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[
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[
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-
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4
NH
HCN
H
0
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k
4
h
b
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w
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k
k
k
k
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}
8
7
6
4
8
4
7
6
4
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4
7
6
forte
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3
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Base
3
fraca
Base
3
forte
Ácido
3
0
H
00
C
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H
00
C
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-
+
Û
+
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(
)
(
)
(
)
(
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2
3
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3
2
aq
3
0
S
0
H
0
H
0
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-
+
-
+
«
+
l
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(
)
(
)
(
)
(
aq
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3
2
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3
F
0
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H
HF
0
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-
-
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«
+
aq
0
H
0
H
0
S
0
HS
2
3
2
3
3
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;
/
+
-
-
-
-
3
3
2
0
HS
0
S
H
F
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/
;
/
-
3
0
HS
-
3
0
HS
Û
(
)
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-
+
+
«
+
A
0
H
0
H
HA
3
2
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K
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mol
10
2
2
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´
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(
)
(
)
(
)
(
aq
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3
2
aq
Br
0
H
0
H
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-
+
+
Û
+
l
[
]
HBr
(
)
l
mol
[
]
+
0
H
3
(
)
l
mol
eq
k
[
]
-
Br
(
)
l
mol
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[
]
+
0
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3
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)
l
mol
10
2
2
-
´
=
5
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10
8
1
k
-
´
=
.
l
mol
2
0
.
[
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CH
3
CH
[
]
[
]
[
]
[
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2
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-
00
C
3
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[
]
[
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-
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C
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0
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2
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x
x
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×
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2
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2
0
.
.
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M
10
9
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10
6
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x
10
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1
3
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-
-
-
´
=
Þ
´
=
Þ
=
´
.
.
.
.
[
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M
2
0
19
0
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0
2
0
00
C
CH
eq
3
.
.
.
.
»
=
-
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-
[
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M
10
9
1
0
H
3
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3
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´
=
.
[
]
M
10
9
1
00
C
CH
3
eq
3
-
-
´
=
.
M
10
9
.
1
C
3
i
-
´
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]
[
]
[
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2
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2
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C
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2
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1
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´
=
´
=
a
-
-
M
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0
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M
10
8
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.
+
0
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3
M
10
2
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10
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k
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.
(
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a
10
0
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k
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3
M
10
0
1
2
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.
[
]
[
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M
10
0
1
HCl
0
H
2
3
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.
[
]
[
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[
]
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k
3
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-
+
+
Û
+
H
0
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0
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NH
4
2
3
3
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5
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10
8
1
k
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3
10
5
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´
+
0
H
3
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(
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(
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H
0
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HCl
-
+
+
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+
-
+
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B
2
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2
2
+
2
A
-
B
x
y
2
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+
+
Û
2
2
x
y
2
x
y
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k
8
10
66
2
-
´
.
-
+
+
Û
A
2
B
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2
2
2
BA
-
+
+
Û
2
2
B
A
AB
82
4
k
.
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w
k
)
(
aq
H
0
-
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]
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mol
10
0
1
H
5
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.
)
(
-
+
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b
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]
l
mol
10
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H
0
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aq
/
)
(
-
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´
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0
H
3
-
H
0
l
mol
10
7
/
-
[
]
[
]
l
mol
10
H
0
H
7
/
-
-
+
=
=
[
]
)
aq
(
H
+
M
10
3
.
2
a
M
10
0
.
1
7
7
-
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´
´
-
+
+
Û
H
0
0
H
0
H
2
3
l
2
)
(
2
14
w
M
10
0
1
C
25
k
-
´
=
.
)
º
(
2
13
w
M
10
0
.
1
)
C
º
60
(
k
-
´
=
)
(
)
(
aq
aq
2
H
0
BH
0
H
B
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+
+
«
+
[
]
[
]
w
k
H
H
0
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×
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-
2
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w
M
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0
1
k
-
´
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.
2
13
w
M
10
0
.
1
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k
-
´
(
)
2
14
w
M
10
C
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25
k
-
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(
)
2
13
w
M
10
C
º
60
k
-
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a
k
b
k
2
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:
sp
Re
=
7
.
2
pH
directo
cálculo
ou
tabela
da
Construção
:
sp
Re
=
4
11
pH
63
2
H
0
p
directo
cálculo
ou
tabela
da
Construção
sp
.
.
:
Re
=
=
eq
k
7
.
0
pH
:
sp
Re
=
)
l
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2
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aq
(
0
H
0
HCl
+
)
aq
(
3
)
aq
(
0
H
0
Cl
+
-
+
3
dm
mol
20
0
,
0
HCl
(
)
8
a
10
2
,
3
k
-
´
=
HCl
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l
/
moles
10
2
1
-
´
H
0
Na
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M
02
.
0
4
2
2
0
S
H
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l
/
moles
10
5
.
2
-
´
4
2
2
0
C
H
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l
/
moles
006
.
0
[
]
[
]
[
]
[
]
0
H
B
H
0
BH
k
2
-
+
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(
)
2
H
0
Ba
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M
15
.
0
H
0
K
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M
75
.
0
3
2
0
HN
de
M
10
25
.
4
-
´
H
0
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l
/
moles
75
.
0
4
0
HCl
de
M
035
.
0
(
)
2
H
0
Ca
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l
/
mol
175
.
0
H
00
C
CH
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M
002
.
0
3
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2
4
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HP
de
M
25
.
0
0
HCl
de
l
/
moles
10
75
.
1
2
-
´
HCN
de
M
03
.
0
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[
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[
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B
H
0
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0
H
k
b
k
2
-
+
=
×
Þ
4
3
4
2
1
-
-
´
0
Cl
de
l
/
moles
10
5
.
7
4
HF
de
M
003
.
0
S
H
moles
45
.
0
2
3
NH
de
M
10
75
.
2
3
-
´
H
00
C
H
C
de
moles
75
.
1
5
6
-
00
HC
de
M
06
.
0
2
.
5
pH
=
7
.
1
pH
=
3
.
3
H
0
p
=
2
.
2
H
0
p
=
1
.
9
pH
=
8
.
0
H
0
p
=
3
.
13
pH
=
9
.
9
H
0
p
=
4
2
0
S
H
[
]
[
]
[
]
B
H
0
BH
k
b
-
+
=
2
0
HN
0
Na
2
4
10
4
-
´
M
10
5
.
2
k
11
h
-
´
=
H
0
NH
HCl
0
H
Cl
NH
4
2
4
+
Û
+
H
0
NH
H
0
H
NH
4
2
4
+
Û
+
+
+
-
+
-
+
+
+
+
Û
+
H
0
NH
Cl
H
0
H
Cl
NH
4
2
4
-
-
+
-
+
+
+
Û
+
+
Cl
H
0
H
0
H
Cl
NH
2
4
H
0
NH
Cl
0
H
Cl
NH
2
4
+
Û
+
-
b
k
Cl
NH
4
4
2
0
S
K
KCN
3
0
NaN
3
0
NaHC
9
b
10
5
k
-
´
=
a
k
10
10
7
-
´
5
h
10
4
.
1
k
-
´
=
5
b
10
8
.
1
k
-
´
=
+
0
H
3
10
h
10
6
.
5
k
-
´
=
kCl
(
)
3
2
04
S
Al
-
00
C
NaCH
3
,
00
C
NaCH
3
-
2
2
l
mol
001
,
0
(
)
1
,
6
10
68
,
7
log
;
10
68
,
7
10
9
,
5
;
10
7
,
1
H
00
C
CH
K
7
7
13
5
3
a
=
´
´
=
´
´
=
-
-
-
-
0
H
00
C
CH
2
3
+
-
-
+
H
0
H
00
C
CH
3
3
NH
HF
+
)
(
)
(
aq
aq
2
H
0
K
0
H
H
0
K
-
+
+
®
+
-
H
0
-
+
+
F
NH
4
-
00
C
CH
3
M
10
7
,
1
5
-
´
)
l
(
2
)
g
(
3
0
H
NH
+
)
aq
(
)
aq
(
4
H
0
NH
-
+
+
(
)
-
00
C
NaCH
3
(
)
NaCl
(
)
Cl
NH
4
,
HS
-
12
a
10
3
.
1
k
-
´
=
)
(
)
(
)
(
)
(
aq
aq
3
l
2
l
2
H
0
0
H
0
H
0
H
-
+
+
Û
+
5
a
10
7
.
1
k
-
´
=
C00H
CH
CH
2
3
C00Na
CH
CH
2
3
C00H
CH
CH
2
3
(
)
7.49
p
a
k
=
(
)
9.11
p
a
k
=
(
)
10
a
10
8
.
5
k
-
´
=
+
4
NH
3
NH
-
0H
)
(
)
(
)
(
aq
aq
3
l
2
H
0
e
0
H
iões
os
e
0
H
-
+
+
0
H
3
-
0H
C00Na
CH
CH
2
3
4.73
p
a
k
=
+
-
3
2
Bi
e
S
3
2
S
Bi
-
+
Br
e
Pb
2
(
)
3
6
2
M
10
6
.
4
Br
Pb
kps
-
´
=
2
28
M
10
kps
-
=
18
10
8
.
1
é
ks
-
´
[
]
[
]
[
]
)
(
)
(
)
(
l
2
aq
aq
3
0
H
H
0
0
H
k
-
+
=
l
/
g
10
7
.
6