Aula 07 - pH e pOH

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pH e pOH
Prof. Dr. Antony Barbosa
Medidas experimentais de condutibilidade de corrente elétrica
mostram que a água, pura ou quando usada como solvente,
se ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico:
HH2O ( l )
+
(aq) + (aq)OH
–
A constante de equilíbrio será: Ki =
[ H ] [ OH ] 
[ H2O ] 
+ –
como a concentração da água é praticamente constante, teremos:
= Ki x [ H2O] [ H ] [ OH ] +
–
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA ( Kw )
Kw
– 14
A 25°C a constante “Kw” vale 10 mol/L
– 14
[ H ] [ OH ] = 10+ –
1) Um alvejante de roupas, do tipo “ água de lavadeira “,
apresenta [OH ] aproximadamente igual a 1,0 x 10 mol/L.
Nessas condições, a concentração de H será da ordem de:
–
+ 
– 4
a) 10 – 2
b) 10 – 3
c) 10 – 10
d) 10 – 14
e) zero.
[H ] = ? +
[ OH ] –
– 4
Kw = 10 M 
= 10 M
– 14
= 
– 14
[H ] [OH ] + – 10 x – 410
[H ] + = 
– 14
10 
– 410
[H ] + = 
– 10
10 mol/L
02) Qual das expressões abaixo é conhecida como “produto iônico
da água, KW”?
a) Kw = [H2][O2].
b) Kw = [H
+] / [OH – ].
c) Kw = [H
+][OH – ].
d) Kw = [H2O].
e) Kw = [2H][O2].
Em água pura a concentração 
hidrogeniônica [H ] é igual 
à concentração hidroxiliônica [OH ], isto é, a 25°C, 
observa-se que:
+
–
= [H ] [OH ] + – 10 – 7= 
Nestas condições dizemos que 
a solução é “ NEUTRA “
As soluções em que 
[H ] > [OH ] 
terão características 
ÁCIDAS
+ –
[ H+] > 10 – 7 mol/L 
[OH – ] < 10 – 7 mol/L 
nestas soluções teremos
As soluções em que 
[H ] < [OH ] 
terão características 
BÁSICAS
+ –
nestas soluções teremos
[ H+] < 10 – 7 mol/L 
[OH – ] > 10 – 7 mol/L 
01) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos
citados tem(em) caráter ácido apenas:
Líquido [H+] [OH – 1]
Leite 10 – 7 10 – 7
Água do mar 10 – 8 10 – 6
Coca-cola 10 – 3 10 – 11
Café preparado 10 – 5 10 – 9
Lágrima 10 – 7 10 – 7
Água de lavadeira 10 – 12 10 – 2
a) o leite e a lágrima.
b) a água de lavadeira.
c) o café preparado e a coca-cola.
d) a água do mar e a água de lavadeira.
e) a coca-cola.
02) O leite azeda pela transformação da lactose em ácido
lático, por ação bacteriana. Conseqüentemente apresenta ...
I) aumento da concentração dos íons hidrogênio.
II) aumento da concentração dos íons oxidrilas.
III) diminuição da concentração dos íons hidrogênios.
IV) diminuição da concentração dos íons oxidrilas.
Assinale o item a seguir que melhor representa o processo.
a) I e III.
b) II e IV.
c) I e II.
d) II.
e) I e IV.
03) Misturando-se 100 mL de suco de laranja, cuja [H +] = 0,6 mol/L, com
200 mL de suco de laranja, cuja [H +] = 0,3 mol/L, não se obtém:
a) uma solução onde [H +] = 0,4 mol/L.
b) uma solução completamente neutra.
c) uma solução de acidez intermediária.
d) uma solução menos ácida do que a de [H +] = 0,6 mol/L.
e) uma solução mais ácida do que a de [H +] = 0,3 mol/L.
V1 = 100 mL
[H ]1 = 0,6 mol/L+
V2 = 200 mL
[H ]2 = 0,3 mol/L+
Vf = 300 mL
[H ]f = ? mol/L+
Vf x [H ]f = V1 x [H ]1 + V2 x [H ]2+ + +
300 x [H ]f = 100 x 0,6 + 200 x 0,3+
300 x [H ]f = 60 + 60+
[H ]f = 120 : 300+ [H ]f = 0,4 mol/L+
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04) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os
líquidos citados tem(êm) caráter ácido apenas:
Líquido
Leite
Coca-cola
Água de lavadeira 10
[ H ] [ OH ] + –
10
Café preparado
Lágrima 10
– 7
10
– 3
10
– 5
– 12
10 – 7
10 – 11
10 – 9
– 2
Água do mar 10
– 8
10 – 6
10
– 7
10
– 7
a) O leite e a lágrima.
b) A água de lavadeira.
c) O café preparado e a coca-cola.
d) A água do mar e a água de lavadeira.
e) A coca-cola.
Como os valores das concentrações 
hidrogeniônica e oxidriliônica são pequenos,
é comum representá-las na forma de logaritmos e, 
surgiram os conceitos de
pH e pOH 
pH
pOH
=
=
– log [ H ]
– log [ OH ]
+
–
Na temperatura de 25°C
Em soluções neutras
pH = pOH = 7
Em soluções ácidas
pH < 7 e pOH > 7
Em soluções básicas
pH > 7 e pOH < 7
Podemos demonstrar
que, a 25°C,
e em uma mesma solução
pH + pOH = 14
01) A concentração dos íons H de uma solução é igual a 0,0001. O pH
desta solução é:
a) 1.
b) 2.
c) 4.
d) 10.
e) 14.
pH = – log [ H ]
+
+
[ H ] 
+
= 0,0001 mol/L10 mol/L
– 4
– log 10
– 4
pH =
pH = – ( – 4) x log 10
pH = 4 x 1 pH = 4
02) A concentração hidrogeniônica de uma solução é de
3,45 x 10 íons – g/L. O pH desta solução vale:
– 11
Dado: log 3,45 = 0,54
a) 11.
b) 3.
c) 3,54.
d) 5,4.
e) 10,46.
[ H ] = 3,45 x 10 + – 11
pH = – log [H ]
+
pH = – log (3,45 x 10 )– 11
pH = – [log 3,45 + log 10 ]
– 11
pH = – [ 0,54 – 11 ]
pH = 11 – 0,54
pH = 10,46
03) Considere os sistemas numerados (25°C)
pH = 6,0Saliva5
pH = 8,5Sal de frutas4
pH = 8,0Clara de ovos3
pH = 6,8Leite2
pH = 3,0Vinagre1
A respeito desses sistemas, NÃO podemos afirmar:
a) São de caráter básico os sistemas 3 e 4.
b) O de maior acidez é o número 1.
c) O de número 5 é mais ácido que o de número 2.
d) O de número 1 é duas vezes mais ácido que o de número 5.
e) O de menor acidez é o sal de frutas.
1 tem pH = 3 [ H ] + = 10 – 3
= 
10
– 6
10 – 3
10 3
o 1 é 1000 vezes
mais ácido do que 
5, então é FALSO
5 tem pH = 6 [ H ] + = 10 – 6
04)Na tabela, há alguns sistemas aquosos com os respectivos valores
aproximados de pH, a 25°C.
pH = 3,0vinagre
saliva
limpa - forno
pH = 8,0
pH = 13,0
pH = 9,0
pH = 1,0
água do mar
suco gástrico
Considerando os sistemas aquosos da tabela, é correto afirmar que:
a) O vinagre é três vezes mais ácido que o suco gástrico.
pH = 3,0vinagre
pH = 1,0suco gástrico
[ H ] = 10 M+ – 3 
[ H ] = 10 M+ – 1 
= 10 
– 2 
é 100 vezes menor 
b) No vinagre, a concentração de íons H3O é cem mil vezes maior que a da saliva.+
pH = 3,0vinagre
pH = 8,0saliva
[ H ] = 10 M+ – 3 
[ H ] = 10 M+ – 8 
= 10 
5 
é 100000 vezes 
maior 
c) A água do mar é menos alcalina que a saliva e mais ácida que o vinagre.
d) O sistema aquoso limpa - forno é o que contém o menor número de mols de
oxidrila por litro.
e) O suco gástrico constitui um sistema aquoso fracamente ácido.
05) As características ácidas e básicas de soluções aquosas
são importantes para outras áreas além da “Química”, como, por
exemplo, a Saúde Pública, a Biologia, a Ecologia, e Materiais. Estas
características das soluções aquosas são quantificadas pelo pH, cuja
escala é definida em termos da constante de ionização da água (Kw) a
uma dada temperatura. Por exemplo, a 25C a constante de ionização
da água é 10–14 e a 63 C é 10–13. Sobre o pH de soluções aquosas a
63C julgue os itens abaixo:
pH + pOH = 13. 0 0
Água pura (neutra) apresenta pH igual a 6,5. 1 1
Água pura (neutra) apresenta pH igual a 7,0. 2 2
Uma solução com pH igual a 6,7 é ácida. 3 3
4 4 A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é
igual 10–7 mol/L. 
0 6,5 13
ácida
neutra
básica63ºC
Kw = 10 – 13
06) Sabendo-se que, a 25°C, o cafezinho tem pH = 5,0, o suco de
tomate apresenta pH = 4,2, a água sanitária pH = 11,5 e o leite, pH = 6,4,
pode-se afirmar que, nesta temperatura:
a) o cafezinho e a água sanitária apresentam propriedades básicas.
b) o cafezinho e o leite apresentam propriedades básicas.
c) a água sanitária apresenta propriedades básicas.
d) o suco de tomate e a água sanitária apresentam propriedades
ácidas.
e) apenas o suco de tomate apresenta propriedades ácidas.
0 7,0 14
ácida
neutra
básica25ºC
Kw = 10 – 14
Cafezinho: pH = 5,0 Propriedades ácidas
Suco de tomate: pH = 4,2 Propriedades ácidas
Água sanitária: pH = 11,5 Propriedades básicas
Leite: pH = 6,4 Propriedades ácidas
07)O pH de fluidos em partes distintas do corpo humano tem
valores diferentes, apropriados para cada tipo defunção que o fluido exerce
no organismo. O pH da saliva é de 6,5; o do sangue é 7,5 e, no estômago, o
pH está na faixa de 1,6 a 1,8. O esmalte dos dentes é formado, principalmente
por um mineral de composição Ca10(PO4)6(OH)2. Após as refeições, ocorre
diminuição do pH bucal.
O pH do sangue é mantido aproximadamente constante pelo seguinte
equilíbrio químico, envolvendo o íon bicarbonato:
H CO HCO2 3
+ -
( aq ) 3( aq )
H + ( aq )
Com base nestas informações avalie as seguintes proposições:
A concentração de íons H+ é maior na saliva que no sangue. 0 0
1 1
2 2
3 3
4 4
A concentração de H+ no estômago é maior que 10 – 2 mol/L. 
Um aumento na acidez da saliva pode resultar em ataque ao esmalte 
dos dentes. 
O bicarbonato pode ser usado para elevar o pH do estômago. 
A adição de uma base em um meio contendo acido carbônico, íons
Hidrogênio e bicarbonato causará deslocamento do equilíbrio 
mostrado no enunciado da questão no sentido da formação dos
reagentes. 
08) À temperatura ambiente, o pH de um certo refrigerante,
saturado com gás carbônico, quando em garrafa fechada, vale 4. Ao
abrir-se a garrafa, ocorre escape de gás carbônico. Qual deve ser o
valor do pH do refrigerante depois de a garrafa ser aberta?
a) pH = 4.
b) 0 < pH < 4.
c) 4 < pH < 7.
d) pH = 7.
e) 7 < pH < 14.
É o processo em que a água reage com 
o cátion ou o ânion de um sal 
Este processo é reversível,
devendo ser analisado seguindo os 
princípios do equilíbrio químico 
HIDRÓLISE SALINA
Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos.
Os casos fundamentais são:
Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca.
Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte.
Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes.
HIDRÓLISE DE UM SAL DE 
ÁCIDO FORTE E BASE FRACA
água
solução ácida
pH < 7 
O que ocorreu na preparação da solução?
NH4NO3 (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HNO3 (aq)
❖ O HNO3, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado.
HNO3 (aq) H (aq) + NO3 (aq)+
–
❖ O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não
dissociada.
NH4OH (aq) NH4OH (aq)
Assim, teremos:
NH4 + NO3 + H2O NH4OH + H + NO3
+ – + –
Isto é:
NH4 + H2O NH4OH + H+ +
HIDRÓLISE DE UM SAL DE 
ÁCIDO FRACO E BASE FORTE
água
solução básica
pH > 7 
O que ocorreu na preparação da solução?
KCN (aq) + HOH (l) KOH (aq) + HCN (aq)
❖ O KOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada.
KOH (aq) K (aq) + OH (aq)+ –
❖ O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente não
ionizado.
HCN (aq) HCN(aq)
Assim, teremos:
K + CN + H2O K + OH + HCN+ – + –
Isto é:
CN + H2O HCN + OH–
–
HIDRÓLISE DE UM SAL DE 
ÁCIDO FRACO E BASE FRACA
água
solução final
pH > 7 ou pH < 7
O que ocorreu na preparação da solução?
NH4CN (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HCN (aq)
❖ O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não
dissociada.
❖ O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente não ionizado.
A solução final pode ser ligeiramente ácida ou ligeiramente básica; isto 
depende da constante (Ka e Kb) de ambos 
Neste caso:
Ka = 4,9 x 10
– 10 e Kb = 1,8 x 10
– 5, isto é, Kb é maior que Ka; então a
solução será ligeiramente básica
HIDRÓLISE DE UM SAL DE 
ÁCIDO FORTE E BASE FORTE
água
solução final
é neutra
pH = 7
O que ocorreu na preparação da solução?
NaCl (aq) + HOH (l) NaOH (aq) + HCl (aq)
❖ O NaOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada.
NaOH (aq) Na (aq) + OH (aq)+ –
❖ O HCl, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado.
HCl (aq) H (aq) + Cl (aq)+ –
Assim, teremos:
Na + Cl + H2O Na + Cl + OH + H + – +–+
–
Isto é:
H2O H + OH +
–
não ocorreu HIDRÓLISE
01) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve
em água o sal:
a) NaHCO3.
b) K2SO4.
c) KCN.
d) KF.
e) NH4Cl
pHmetro
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02) O pH resultante da solução do nitrato de potássio (KNO3) em
água será:
a) igual a 3,0.
b) igual a 12,0.
c) maior que 7,0.
d) igual ao pH da água.
e) menor que 7,0.
pHmetro
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03) O azul de bromotimol é um indicador ácido – base, com faixa de
viragem [6,0 – 7,6], que apresenta cor amarela em meio ácido e cor azul
em meio básico. Considere os seguintes sistemas:
I. Água pura.
II. CH3COOH 1,0 mol/L.
III. NH4Cl 1,0 mol/L.
Indique, na tabela que segue, a coluna contendo as cores desses sistemas
depois da adição de azul de bromotimol, respectivamente:
a) verde, amarela, azul.
b) verde, azul, verde.
c) verde, amarelo, verde.
d) verde, amarela, amarelo.
e) azul, amarelo, azul.
pHmetro
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04) Um sal formado por base forte e ácido fraco hidrolisa ao se
dissolver em água, produzindo uma solução básica.
Esta é uma característica do:
a) Na2S.
b) NaCl.
c) (NH4)2SO4.
d) KNO3.
e) NH4Br.
É a expressão que exprime o equilíbrio das 
reações de hidrólise.
Para a reação NH4 + H2O NH4OH + H+ +
A expressão da constante de hidrólise é:
Kh =
[ NH4OH ] [ H ]+
[ NH4 ]+
Podemos relacionar a constante de hidrólise (Kh),
com a constante de ionização da água e as constantes de ionização e 
dissociação dos ácidos e das bases pelas expressões:
Para a hidrólise do cátion, isto é, para sais formados 
por ácido forte e base fraca, usamos a relação:
K
K
K
 h =
 w
 b
Para a hidrólise do ânion, isto é, para sais formados
por ácido fraco e base forte, usamos a relação 
K
K
K
 h =
 w
 a
Ocorrendo a hidrólise do cátion e do ânion, para sais formados
por ácido fraco e base fraca, a relação será: 
K
K
K K
 h =
 w
 b a
 x
01) Uma solução aquosa de cloreto de amônio 0,2 mol/L apresenta um
grau de hidrólise igual a 0,5%. Determine o [H+], [OH –], pH, pOH e Kh para
essa solução e o Kb para o NH4OH.
Dado: Kw = 10
– 14, a 25°C.
O NH4Cl é proveniente do HCl (ácido forte) e do NH4OH (base fraca),
então ocorre a hidrólise do cátion NH4
+, então:
início
reage 
e produz
equilíbrio
0,2
0,2 mol/L
0,0constante 
constante
0,0
NH4 + H2O NH4OH + H +
+
Reage e produz: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10 – 3
10 – 3 10 – 3 10 – 3
10 – 3 10 – 3
Kh = 
+
pH = - log 10 – 3 pH = 3 
[H ] = 10 mol/L + – 3 [OH ] = 10 mol/L 
– 11–
e pOH = 11 
[NH4 ]+
[NH4OH] [H ]
= 5 x 10 – 6
2 x 10
10 – 3
– 1
10 X– 3
Kh = 
Kw
Kb = 2 x 10 – 9
5 x 10 = – 6
10 – 14
Kb
Vamos considerar um sistema contendo uma 
solução saturada com corpo de fundo de sulfeto ferroso (FeS). 
Teremos dois processos ocorrendo:
vd vp
FeS (s) Fe (aq) + S (aq)2 –2+
No equilíbrio a velocidade de dissolução (vd)
é igual à velocidade de precipitação (vp).
Então teremos que: Kc =
[ Fe ] [S ]2–2+
[FeS]
= [ Fe ] [S ]2–2+Kc x [FeS] 
KS
produto de
solubilidade
KS
Conhecendo-se a solubilidade do sal,
podemos determinar o Kps. 
KS = [ Ag+ ] 2 [SO4 – 2 ]
–22 x 10 mol/L
01) Em determinada temperatura, a solubilidade do
sulfato de prata (Ag2SO4) em água é de 2,0 x 10
– 2 mol/L. Qual
o valor do produto de solubilidade (Kps ) desse sal, à mesma
temperatura?
Ag2SO4 2 Ag 
+ + SO4
–22 x 10 mol/L–24 x 10 mol/L
–2
KS = (4 x 10 – 2 )2 x 2 x 10 – 2
KS = 16 x 10 – 4 x 2 x 10 – 2
KS = 32 x 10 –6
KS = 3,2 x 10 –5
02) A determinada temperatura, a solubilidade do composto XY em água
é 2,0 x 10 – 2 mol/L. O produto de solubilidade (Kps) desse sal à mesma
temperatura é:
a) 4,0 x 10 – 4.
b) 8,0 x 10 – 4.
c) 6,4 x 10 – 5.
d) 3,2 x 10 – 5.
e) 8,0 x 10 – 6.
XY X+A + Y – B
2,0 x 10 – 2 2,0 x 10 – 2 2,0 x 10 – 2 
Kps = [ X+A ] [Y – B ]
Kps = 2,0 x 10 – 2 x 2,0 x 10 – 2
Kps = 4,0 x 10 – 4
03) A solubilidade deum fosfato de metal alcalino terroso a
25°C é 10 – 4 mol/L. O produto de solubilidade deste sal a 25°C é,
aproximadamente, igual a:
a) 1,08 x 10 – 8.
b) 1,08 x 10 – 12.
c) 1,08 x 10 – 16.
d) 1,08 x 10 – 18.
e) 1,08 x 10 – 2.
Me3(PO4)2 3 Me
+ 2 + 2 PO4
– 3
10 – 4 3 x 10 – 4 2 x 10 – 4
Kps = 27 x 10 – 12 x 4 x 10 – 8
Kps = 108 x 10 – 20
Kps = (3 x 10 – 4 )3 x (2 x 10 – 4 ) 2
Kps = [ Me+ ] 3 x [ PO4
– 3 ] 2
Kps = 1,08 x 10 – 18
04) O carbonato de bário, BaCO3, tem Ks = 1,6 x 10
– 9, sob 25°C.
A solubilidade desse sal, em mol/L, será igual a:
a) 4 x 10 – 5.
b) 16 x 10 – 5.
c) 8 x 10 – 10.
d) 4 x 10 – 10.
e) 32 x 10 – 20.
S
Ks
BaCO3 Ba 
+2 + CO3
–2
S S
= [Ba ]+2 [CO3 ]
–2
1,6 x 10 – 9 xS S
S = 1,6 x 10 – 92
S = 16 x 10 – 10
S = 4 x 10 – 5
05) Uma solução saturada de base representada por X(OH)2,
cuja reação de equilíbrio é
X XOH OH
H
2
2
2O
 aq aq s
2+
+
-( )
( ) ( )( )
tem pH = 10 a 25°C. O produto de solubilidade (KPS) do X(OH)2 é:
a) 5 x 10 – 13.
b) 2 x 10 – 13.
c) 6 x 10 – 1.
d) 1 x 10 – 12.
e) 3 x 10 – 10.
X(OH)2 X
+2 + 2 OH –
pH = 10 → pOH = 4, então, [OH – ] = 10 – 4 mol/L
10 – 45 x 10 – 5
Kps = [ X+2 ] x [ OH – ] 2
Kps = (5 x 10 – 5 ) x ( 10 – 4 ) 2
Kps = 5 x 10 – 5 x 10 – 8
Kps = 5 x 10 – 13