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Química 
Equilíbrio iônico: Ka, Kb, pH e pOH 
Teoria 
 
Constante de acidez (𝐾𝐴) 
A química propõe uma saída para medir a acidez de soluções sem precisar usar o paladar. A constante de 
ionização é a solução para essa questão. Para que você compreenda como é feita essa medição, imagine 
que você está em um laboratório e precisa medir a acidez do ácido perclórico (𝐻𝐶𝑙𝑂4) e do ácido cianídrico 
(𝐻𝐶𝑁). Considere os equilíbrios: 
 
𝐻𝐶𝑙𝑂4(𝑎𝑞) ⇌ 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑙𝑂4
−
(𝑎𝑞)
 𝐾𝑐~10
+10 
𝐻𝐶𝑁(𝑎𝑞) ⇌ 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶𝑁(𝑎𝑞)
− 𝐾𝑐~4,9 . 10
+10 
 
Observe que o ácido perclórico possui uma tendência muito maior de liberar o íon 𝐻+ do que o ácido 
cianídrico. 
 
𝐾𝑐~10
+10 =
[𝐻+]. [𝐶𝑙𝑂4
−]
𝐶𝑙𝑂4
 𝐾𝑐 = 4,9. 10
−10 =
[𝐻+]. [𝐶𝑁−]
𝐻𝐶𝑁
 
 
Podemos concluir que o ácido perclórico é mais forte que o ácido cianídrico, pois um ácido é forte de acordo 
com sua tendência de liberar íons 𝐻+. (Quanto maior o valor de íons dissociados, maior será a força dessa 
ácido). A constante de equílibrio que acabamos de mostrar passam a ser simbolizadas por Ka. 
 
Generalizando, temos que: 𝐾𝑎 =
[𝐻+].[𝐴–]
[𝐻𝐴]
. 
 
Onde: 
HA = ácido em solução não ionizado; 
H+ = cátion hidrogênio do ácido ionizado; 
A– = ânion do ácido ionizado; 
 
 
𝑲𝒂 em ácidos polipróticos 
Precisamos, ainda, ficar atentos à quantidade de hidrogênios ionizáveis que a molécula de um ácido possui, 
para determinarmos o valor de Ka. Quando o número de H ionizáveis de um ácido for maior que um, dizemos 
que ele é poliprótico. Recebe esse nome porque o prefixo “poli” indica “vários”, enquanto “prótico” vem de 
“próton”, que é uma das formas como podemos denominar o H+. 
 
 
 
 
 
 
Química 
Como o elemento hidrogênio só possui 1 próton e 1 elétron em sua composição, ao perder esse único elétron 
e se transformar em íon H+, sua composição passa a ser somente aquele 1 próton. Por isso, em vez de íon 
hidrogênio, muitas vezes o chamamos de próton hidrogênio. 
Se liga no exemplo de 𝐻2𝑆𝑂4, que possui 2 hidrogênios ionizáveis, tendo uma ionização em 2 etapas: 
 
 1° etapa: 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) ⇌ 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞)
− 𝐾1 =
[𝐻+].[𝐻𝑆𝑂4
−]
[𝐻2𝑆𝑂4]
 
 
2° etapa: 𝐻𝑆𝑂4(𝑎𝑞) ⇌ 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝑆𝑂4
2−
(𝑎𝑞)
 𝐾1 =
[𝐻+].[𝐻𝑆𝑂4
−]
[𝐻2𝑆𝑂4]
 
 
Ka = Ka1 . Ka2 
 
Constante de basicidade (𝐾𝐵) 
Da mesma maneira que definimos a constante de acidez podemos definir a constante de basicidade. A 
constante de basicidade é simbolizada por Kb, e para ela, valem conclusões semelhantes às dos ácidos 
(quanto maior a dissociação, mais forte será sua basicidade). Para que você possa compreender melhor, se 
liga no exemplo a seguir! Temos a reação hidróxido de amônio em meio aquoso. 
 
𝑁𝐻4(𝑎𝑞) ⇌ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− ∴ 𝐾𝑏 =
[𝑁𝐻4
+].[𝑂𝐻−]
[𝑁𝐻4𝑂𝐻]
 
 
Generalizando temos que: 𝐾𝑏 =
[𝐵+].[𝑂𝐻–]
[𝐵𝑂𝐻]
 
Onde: 
BOH = base em solução não dissociada; 
B+ = cátion da base dissociada; 
OH– = ânion hidroxila da base dissociada; 
[ ] = concentração 
 
Atente-se: classificamos ácidos/bases como fracos, moderados ou fortes, segundo seu grau de ionização, 
da seguinte forma: 
α ≤ 5%: fracos 
5% < α < 50%: moderados 
α ≥ 50%: fortes 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
Diluição de Oswald 
Na diluição de Oswald temos uma expressão matemática que relaciona a constante de ionização (K) com o 
grau de ionização 𝛼 (alpha) e a concentração em mol/L (ɱ) em uma solução de ácido e base. 
Para que você possa compreender esses conceitos, considere um monoácido HA sendo dissolvido em água 
para formar uma solução em mol ɱ/L de uma solução. 
𝐻𝐴(𝑎𝑞) ⇌ 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐴(𝑎𝑞)
− 
 
Sabendo que o grau de ionização é dado pela expressão: 𝛼 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎(𝑒𝑚 𝑚𝑜𝑙𝑠)
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑎 (𝑒𝑚 𝑚𝑜𝑙𝑠)
 , dividindo essa 
expressão pelo volume chegamos a: 𝛼 =
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑎(𝑒𝑚 𝑚𝑜𝑙𝑠)/𝑉
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑎 (𝑒𝑚 𝑚𝑜𝑙𝑠)/ 𝑉 
 = 
[𝐻+]
ɱ
 . 
 
Chegamos a expressão [𝐻+] = 𝛼.ɱ, que é válida para calcular uma solução aquosa de monoácido. Uma vez 
que ela nos permite calcular a concentração de 𝐻+, desde que os valores de ɱ sejam conhecidos. Além disso, 
se estivéssemos tratando de monobases, por um raciocínio semelhante chegaríamos na expressão: [𝑂𝐻−] =
𝛼.ɱ . 
O quadro a seguir está em função de ɱ e 𝛼: 
 
𝐻𝐴(𝑎𝑞) ⇌ 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐴(𝑎𝑞)
− 
início ɱ - - 
Reagiu 𝛼 . ɱ - - 
Formou - 𝛼 . ɱ 𝛼 . ɱ 
No equilíbrio ɱ . (1 − 𝛼) 𝛼 . ɱ 𝛼 . ɱ 
 
Substituindo os valores das concentrações no equilíbrio n constante de ionização, temos: 
 
𝐾𝑎 =
[𝐻+]. [𝐴−]
[𝐻𝐴]
=
𝛼.ɱ. 𝛼.ɱ
ɱ. (1 − 𝛼)
→ 𝐾𝑎 =
𝛼2. ɱ
1 − 𝛼
 
 
Essa expressão é conhecida com lei da diluição de Oswald, e é valida para monoácidos (ácidos que liberam 
1𝐻+) e monobases (que liberam 1𝑂𝐻−). De modo geral: 
 
Para monoácidos: 𝐾𝑎 =
𝛼2.ɱ
1−𝛼
 e para monobases: 𝐾𝑏 = 
𝛼2.ɱ
1−𝛼
 
 
Atente-se: Na água líquida ocorre um processo chamado autoionização que pode ser exemplificado pela 
seguinte reação em equilíbrio: 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− . O produto desses íons que foram liberados pode ser 
calculado pela constante do produto iônico da água (𝐾𝑐), dado pela expressão: 𝐾𝑐 = [𝐻
+]. [𝑂𝐻−] , (que a 25°C 
é igual a 1,0 . 10−14 ). Além disso, pode-se dizer que quanto maior for a concentração de 𝐻+, menor será a 
[𝑂𝐻−] e vice-versa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
Meio neutro, meio ácido e meio básico. Como diferenciar? 
Um meio aquoso pode ser classificado quanto sua acidez, basicidade ou neutralidade de acordo com os íons 
em solução. Veja bem, se a concentração de 𝐻+ igual a concentração de 𝑂𝐻− teremos um meio neutro, se 
a concentração de 𝐻+ maior a concentração de 𝑂𝐻− , o meio será ácido. E por fim, se a concentração de 𝐻+, 
for menor que a concentração de 𝑂𝐻− o meio será básico. 
Para que você possa compreender melhor como é feita a classificação do meio, se liga no exemplo a seguir! 
Considere a temperatura de 25°C e lembre-se que nessas condições [𝐻+]. [𝑂𝐻−] = 10−14 . 
 
Vinagre, água pura e clara de ovo 
 
Encontrando a [𝑂𝐻−] do vinagre: se concentração de 𝐻+ é igual a 10−3 mol/L, a concentração de 𝑂𝐻− será 
de 10−11 mol/L, pois: 10−3 . 10−11 = 10−14. Como a [𝑂𝐻−] é menor que a concentração de 𝐻+, dizemos que o 
meio é ácido. 
 
Encontrando a [𝑂𝐻−] da água pura: se concentração de 𝐻+ é igual a 10−7 mol/L, a concentração de 𝑂𝐻− 
será de 10−7 mol/L, pois: 10−7 . 10−7 = 10−14. Como a [𝑂𝐻−] é igual a concentração de 𝐻+, dizemos que o 
meio é neutro. 
 
Encontrando a [𝑂𝐻−] da clara de ovo: se concentração de 𝐻+ é igual a 10−8 mol/L, a concentração de 𝑂𝐻− 
será de 10−6 mol/L, pois: 10−8 . 10−6 = 10−14. Como a [𝑂𝐻−] é maior que a concentração de 𝐻+, dizemos que 
o meio é básico. 
 
 
Escalas de pH e pOH 
Para medir os níveis de acidez e basicidade de uma solução, utilizamos escalas de de pH e pOH, que medem 
o nível de íons H+ e OH- livres por unidade de volume da solução. Basicamente é um artifício matemático 
utilizado para facilitar o trabalho nesse assunto. Quando a gente olhar para esse “p” em pH e pOH, precisamos 
sempre lembrar que ele representa o – log, ou seja: 
 
pH = - log [H+] e pOH = - log [OH-] 
 
Na expressão do produto iônico da água aplicamos o log de ambos os membros: 
[𝐻+] + [𝑂𝐻−] = 1,0. 10−14 → 𝑙𝑜𝑔[𝐻+] + 𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻−] = −14 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
Multiplicando tudo por -1: 
−𝑙𝑜𝑔[𝐻+] ± 𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻−] = 14 ∴ 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 
 
Para que você possa compreender melhor como é localizado o pH e pOH do meio, vamos considerar 
novamente os exemplos do vinagre, água e clara de ovo. (adote a temperatura de 25°C e lembre-se que nessas 
condições [𝐻+]. [𝑂𝐻−] = 10−14 ). 
 
Vinagre,água pura e clara de ovo 
 
Encontrando o pH e pOH do vinagre: se concentração de 𝐻+ é igual a 10−3 mol/L, o pH será igual a 
−𝑙𝑜𝑔(10−3) = 3. Conseguimos determinar o pOH aplicando a expressão: pH + pOH = 14. Sendo assim 𝑝𝑂𝐻 =
 𝑝𝐻 − 14 ∴ 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 3 = 11. 
 
Encontrando o pH e pOH da água pura: se concentração de 𝐻+ é igual a 10−7 mol/L, o pH será igual a 
−𝑙𝑜𝑔(10−7) = 7 . Conseguimos determinar o pOH aplicando a expressão: pH + pOH = 14. Sendo assim 
𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐻 − 14 ∴ 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 7 = 7. 
 
Encontrando o pH e pOH da clara de ovo: se concentração de 𝐻+ é igual a 10−8 mol/L, o pH será igual a 
−𝑙𝑜𝑔(10−8) = 8 . Conseguimos determinar o pOH aplicando a expressão: pH + pOH = 14. Sendo assim 
𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐻 − 14 ∴ 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 8 = 6. 
 
 
A escala de pH e de pOH 
Analisando a escala de pH, caso o pH seja menor que 7, essa solução será ácido, quando for igual a 7, será 
neutro e caso seja maior que 7, será básica. 
 
Escala de pH, Vanussa Faustino, 2021. 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
Exercícios de vestibulares 
 
 
1. (FATEC) A amônia (𝑁𝐻3) molécula de estrutura semelhante à da fosfina, reage com água produzindo 
uma solução de caráter básico. A reação que ocorre pode ser representada pela equação química 
NH3(g) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) 
Uma solução aquosa de NH3 apresenta concentração inicial de 0,02 mol/L a 25°C. Nessas condições, 
o valor da concentração de íons OH—, em mol/L, é: 
 
Dado: Constante de basicidade de amônia a 25°C: 1,8 x 10-5 
a) 2 x 10-4 
b) 3 x 10-4 
c) 4 x 10-4 
d) 5 x 10-4 
e) 6 x 10-4 
 
 
2. (Uerj) Para realizar um estudo, uma solução aquosa de amônia foi preparada e transferida para um tubo 
de ensaio a 25°C. O equilíbrio químico da reação de ionização da amônia é representado pela seguinte 
equação: 
NH3(g) + H2O(l) ⇄ NH4+(aq) + OH-(aq) 
 
Calcule o pH da solução preparada, sabendo que sua concentração hidroxiliônica é igual a 10-2 mol/L. 
Classifique, ainda, o comportamento da água na reação apresentada, segundo a teoria de Bronsted 
Lowry. Em seguida, indique o que ocorrerá com a concentração da amônia ao ser acrescentado HC 
ao tubo de ensaio. Justifique sua resposta. 
 
 
 
3. (Fuvest) Quando 0,050 mol de ácido HA foi dissolvido em quantidade de água suficiente para obter 1,00 
litro de solução, constatou-se que o pH resultante foi igual a 2,00. 
a) Qual a concentração total dos íons na solução. 
b) Qual o valor da constante de ionização (Ka) do ácido HA ? 
 
4. (E.E. Mauá-SP) Em uma solução aquosa de ácido acético, a 20°C , o ácido se encontra 1,0 % ionizado. 
A constante de ionização do ácido, nessa temperatura, é 1,8x10-5 . Calcule: 
dados : log 2 0,30 e log 3 0,48 . 
a) a concentração molar da solução; 
b) o pH da solução 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
5. (Unesp) Na prática de exercícios físicos, o organismo humano utiliza a glicose como principal fonte de 
energia. Havendo suprimento adequado de oxigênio, obtém-se o rendimento energético máximo 
possível, mas quando o esforço é muito intenso, o fornecimento de oxigênio pode se tornar insuficiente, 
e o organismo adotar rota alternativa menos eficiente, envolvendo produção de ácido láctico, o que 
resulta na diminuição do Ph no músculo. Após um período de descanso, o pH do músculo retorna ao 
seu valor normal, aproximadamente neutro. 
 
O equilíbrio entre o ácido láctico e o lactato em meio aquoso encontra-se representado na equação 
química: 
 
 
Ka = 1,0 x 10-4 
 
Calcule a razão entre as concentrações do íon lactato e do ácido láctico nas condições de equilíbrio 
químico, no músculo, quando o pH for igual a 7. Apresente seus cálculos. 
 
 
6. (UFPR) Molécula-chave da vida é “vista” por radiotelescópio. A partir de observações feitas pelo Alma, 
o maior radiotelescópio do mundo, dois grupos internacionais de cientistas detectaram mais uma vez, 
no espaço, moléculas pré-bióticas – um dos ingredientes necessários para a existência de vida. Desta 
vez, os astrônomos observaram a presença do composto isocianato de metila em imensas nuvens de 
poeira. O isocianato de metila tem estrutura semelhante à unidade fundamental das proteínas. O 
isocianato de metila pode ser considerado derivado do ácido isociânico, de fórmula HNCO. 
(Disponível em: <http://ciencia.estadao.com.br>. Adaptado.) 
O ácido isociânico (HCNO) é um isômero do ácido ciânico (HOCN). Ambos são considerados ácidos 
fracos e possuem o mesmo valor de pKa = 3,5 e constante ácida Ka = 3,2 x 10-4 
Dados: √3,2 = 1,8 
a) Escreva a equação balanceada da reação de neutralização do ácido isociânico por hidróxido de 
potássio (KOH), incluindo os estados físicos das espécies. 
b) Escreva a equação balanceada de equilíbrio da reação de ionização do ácido isociânico em água, 
incluindo os estados físicos das espécies. 
c) Considere uma solução aquosa 1 mol . L-1 de ácido isociânico. Monte um esquema indicando as 
concentrações das espécies na situação imediata após dissolução do ácido e na situação de 
equilíbrio ácido-base conjugada. 
d) Calcule a concentração de íons H3O+ na condição de equilíbrio estabelecido do item anterior. 
Mostre os cálculos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
7. (UFJF, adaptada) O cianeto de hidrogênio é um composto extremamente volátil. Tem um forte cheiro 
de amêndoas amargas, e encontra-se em certas plantas, como a mandioca e no caroço de certas frutas 
(maçãs, pêssegos e cerejas). Em solução aquosa é conhecido como ácido cianídrico e dissocia-se 
parcialmente com uma constante de equilíbrio igual a 6,2 x 10-10 
a) Escreva a reação de ionização do ácido cianídrico. 
b) A adição de hidróxido de sódio no equilíbrio de ionização do ácido cianídrico do item a aumentará 
o pH da solução? Explique. 
c) Escreva a constante de equilíbrio da reação de ionização do ácido cianídrico. 
 
 
8. (UEM) A respeito de equilíbrio químico e equilíbrio iônico, assinale a(s) alternativa(s) correta(s). 
(01) Quanto maior for o valor da constante de equilíbrio de uma reação, maior será a velocidade dessa 
reação no sentido direto comparada à velocidade no sentido inverso. 
(02) O pOH de uma solução 0,001 mol/litro de um ácido que possui constante de ionização igual a 
10% é igual a 10. 
(04) O cianeto de potássio é um sal que, em meio aquoso, pode sofrer uma hidrólise básica e, 
portanto, originar uma solução aquosa básica. 
(08) Sob pressão constante, o rendimento da produção de HCl(g) em uma reação exotérmica partindo-
se de H2(g) e Cl2(g) pode ser aumentado a partir da elevação da temperatura do sistema. 
(16) Em uma reação em equilíbrio hipotética que contém A(aq) e D(aq) como reagentes e E(aq) como 
produto, um aumento da concentração de D(aq) mantendo-se a pressão e a temperatura 
constantes, provoca uma elevação no valor da constante de equilíbrio, pois há um aumento da 
concentração do produto E(aq). 
Soma: ( ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
Gabaritos 
 
1. E 
𝑁𝐻3(𝑔) +𝐻2𝑂(𝑙) ⇄ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− 𝐾𝑏
= 1,8 × 10−50,02
𝑚𝑜𝑙
𝐿
0
𝑚𝑜𝑙
𝐿
0
𝑚𝑜𝑙
𝐿
(𝑖𝑛í𝑐𝑖𝑜) − 𝑀
𝑚𝑜𝑙
𝐿
−𝑀
𝑚𝑜𝑙
𝐿
− 𝑀
𝑚𝑜𝑙
𝐿
(𝑑𝑢𝑟𝑎𝑛𝑡𝑒)(0,02 −𝑀)⏟
≈0,02
𝑚𝑜𝑙
𝐿
𝑚𝑜𝑙
𝐿
− 𝑀
𝑚𝑜𝑙
𝐿
− 𝑀
𝑚𝑜𝑙
𝐿
(𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜)𝐾𝑏 =
[𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ ] × [𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− ]
[𝑁𝐻3(𝑔)]
1,8 × 10−5
=
𝑀 ×𝑀
0,02
𝑀2 = 0,02 × 1,8 × 10−5 = 36 × 10−8𝑀 = √36 × 10−8𝑀
= [𝑂𝐻−] = 6 × 10−4 
 
2. Cálculo do pH da solução preparada: 
[𝑂𝐻−] = 10−2  
𝑚𝑜𝑙
𝐿
[𝐻+] × [𝑂𝐻−] = 10−14[𝐻+] × 10−2 = 10−14[𝐻+] = 10−12  
𝑚𝑜𝑙
𝐿
𝑝𝐻
= − 𝑙𝑜𝑔 𝑙𝑜𝑔 [𝐻+]    𝑜𝑢   [𝐻+] = 10−𝑝𝐻  
𝑚𝑜𝑙
𝐿
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔 𝑙𝑜𝑔 1 0−12𝑝𝐻 = 12 
A água é um ácido de Bronsted-Lowry (espécie doadora de próton ou 𝐻+) 
 
𝑁𝐻3(𝑔) +𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ +𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− 
Ácido + base ⇌ ácido + base 
 
A concentração de amônia (𝑁𝐻3(𝑔)) irá diminuir, pois os íons 𝑂𝐻
− serão consumidos com a adição de 
HCl (fornecedorde cátions 𝐻+) e o equilíbrio será deslocado para a direita. 
𝑁𝐻3(𝑔)⏟ 
𝐴𝑚ô𝑛𝑖𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑖𝑑𝑎
+ 𝐻2𝑂(𝑙) 𝐷𝑒𝑠𝑙𝑜𝑐𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑎 𝑑𝑖𝑟𝑒𝑖𝑡𝑎 ⇄ 𝑁𝐻
+
4(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻
−
(𝑎𝑞)⏟ 
𝐴 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 𝑑𝑖𝑚𝑖𝑛𝑢𝑖
(𝐻++𝑂𝐻−→𝐻2𝑂) 
 
 
3. a) [HA] = 
𝑛𝐻𝐴
𝑉
 
[HA] = 
0,050 𝑚𝑜𝑙
1,00𝐿
 = 0,05 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
pH= 2 → [H+]= 10-2 mol/L = 0,01 mol/L 
 
1HA ⇌ 1H+ + 1A- 
0,050 0 0 (início da reação) 
-0,01 +0,01 +0,01 (durante a reação) 
0,040 0,01 0,01 (equilíbrio) 
 
n total de íons = 0,01 mol + 0,01= 0,02mol 
V=1,00L 
concentração = 0,02 mol/L 
 
b) 1HA ⇌ 1H+ + 1A- 
0,050 0 0 (início da reação) 
-0,01 +0,01 +0,01 (durante a reação) 
0,040 0,01 0,01 (equilíbrio) 
 
Ka = 
[0,01] 𝑥[0,01]
[0,040]
=0,0025 
Ka = 2,5 x 10-3 
 
 
 
 
 
 
Química 
4. a) 𝛼 = 1,0% = 10−2 
Ka = 1,8 x 10-5 
Ka = 𝛼 ² x M 
Ka = 𝛼 ² [HAc] 
1,8 x 10-5 = (10-2)² x [HAc] 
[HAc] = 
1,8 𝑥 10−5
(10−2)2
 
[HAc] = 1,8 x 10-1 mol/L 
 
b) [H+] = 𝛼 x [HAc] 
[H+] = 10-2 x 1,8 x 10-4 
[H+] = 18 x 10-4 
pH= - log(18 x 10-4) 
pH= 2,74 
 
5. Ka = 
[𝐿𝑎𝑐𝑡𝑎𝑡𝑜][𝐻3𝑂
+]
[á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑙á𝑡𝑖𝑐𝑜]
 
pH = 7 → [H3O+] = 10-7 mol/L 
então, 
1,0 x 10-4 = 
[𝐿𝑎𝑐𝑡𝑎𝑡𝑜]𝑥 10−7
[á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑙á𝑡𝑖𝑐𝑜]
 
[𝐿𝑎𝑐𝑡𝑎𝑡𝑜]
[á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑙á𝑡𝑖𝑐𝑜]
 =
10−4
10−7
= 103 
[𝐿𝑎𝑐𝑡𝑎𝑡𝑜]
[á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑙á𝑡𝑖𝑐𝑜]
 = 103 = 1000 
 
6. 
a) Equação balanceada da reação de neutralização do ácido isociânico por hidróxido de potássio 
(𝐾𝑂𝐻): 1 𝐻𝑁𝐶𝑂(𝑎𝑞) + 1 𝐾𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝐾𝑁𝐶𝑂(𝑎𝑞) 
 
b) Equação balanceada de equilíbrio da reação de ionização do ácido isociânico em água: 
1 𝐻𝑁𝐶𝑂(𝑎𝑞) + 1 𝐻𝑂𝐻(𝑙) ⇄ 𝐻3𝑂
+
(𝑎𝑞) + 𝑁𝐶𝑂
−
(𝑎𝑞) 
 
c) Montagem do esquema: 
1 𝐻𝑁𝐶𝑂(𝑎𝑞) + 1 𝐻𝑂𝐻(𝑙) 
⇄ 𝐻3𝑂
+
(𝑎𝑞) +𝑁𝐶𝑂
−
(𝑎𝑞)1
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 00 (𝑖𝑛í𝑐𝑖𝑜) − 𝑀 +𝑀 +𝑀(𝑑𝑢𝑟𝑎𝑛𝑡𝑒)(1 − 𝑀)
𝑚𝑜𝑙
𝐿
+ 𝑀
+𝑀(𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜) 
 
d) Cálculo da concentração de íons H3O+ na condição de equilíbrio: 
1 𝐻𝑁𝐶𝑂(𝑎𝑞) + 1 𝐻𝑂𝐻(𝑙) 
⇄ 𝐻3𝑂
+
(𝑎𝑞) + 𝑁𝐶𝑂
−
(𝑎𝑞)1
𝑚𝑜𝑙
𝐿
00(𝑖𝑛í𝑐𝑖𝑜) − 𝑀 +𝑀
+𝑀(𝑑𝑢𝑟𝑎𝑛𝑡𝑒)(1 −𝑀)
𝑚𝑜𝑙
𝐿
⏟≈1𝑚𝑜𝑙/𝐿+𝑀⏟[𝐻3𝑂+] +𝑀(𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜)𝐾𝑎
=
[𝐻3𝑂
+
(𝑎𝑞)] × [𝑁𝐶𝑂
−
(𝑎𝑞)]
[𝐻𝑁𝐶𝑂(𝑎𝑞)]
𝐾𝑎 = 3,2 × 10−43,2 × 10−4 =
𝑀 ×𝑀
1
𝑀2 = 3,2 × 10−4𝑀
= √3,2 × 10−4 = √3,2 × √10−4√3,2 = 1,8𝑀 = 1,8 × 10−2
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
𝐻3𝑂
+
(𝑎𝑞) = 1,8 × 10
−2 𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
7. 
a) Reação de ionização do ácido cianídrico (HCN) : 
𝐻𝐶𝑁 ⇌ 𝐻+ + 𝐶𝑁− ou HCN + H_2O ⇌ 𝐻3𝑂+𝐶𝑁− 
 
b) A adição de hidróxido de sódio (base) no equilíbrio de ionização do ácido cianídrico provocará o 
consumo de íons 𝐻+ e, consequentemente, sua concentração diminuirá e o valor do pH aumentará. 
 
c) Constante de equilíbrio da reação de ionização do ácido cianídrico: 
𝐻𝐶𝑁 ⇌ 𝐻+ + 𝐶𝑁− 
𝐾𝐴 =
[𝐻+]. [𝐶𝑁−]
[𝐻𝐶𝑁]
= 6,2. 10−10 
𝑂𝑢 
𝐻𝐶𝑁 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻3𝑂
+𝐶𝑁− 
𝐾𝐴 =
[𝐻3𝑂
+]. [𝐶𝑁−]
[𝐻𝐶𝑁]
= 6,2. 10−10 
 
 
8. 04 
Quanto maior for o valor da constante de equilíbrio de uma reação, maior será a velocidade dessa reação 
no sentido inverso comparada à velocidade no sentido direto. O pOH de uma solução 0001 𝑚𝑜𝑙/𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜 de 
um ácido que possui constante de ionização igual a 10% é igual a 10. 
 
Supondo que trata-se de um ácido monoprótico (a questão não especifica isso): 
[HE] = 10-3 mol/L 
𝛼 = 10% = 0,1 = 10−1 
Ki = (10-1)² x 10-3 = 10-5 
 
ou 
 
 HE ⇌ H+ + E- 
10-3 mol/L 0 0 
-0,1 x 10-3 mol/L +0,1x10-3 mol/L +0,1x 10-3 mol/L 
(10-3 - 10-4) mol/L +0,1x10-3 mol/L +0,1x10-3 mol/L 
( 10-4) (10-3 ) 
 
ki = 
[𝐻+][𝐸−]
[𝐻𝐸]
 = 
(0,1 𝑥 10−3)
10−3
 = 10−5 
[𝐻+] = 0,1 𝑥 10−3 = 10−4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
[𝑂𝐻] = 10−10𝑚𝑜𝑙/𝐿 → 𝑝𝑂𝐻 = 10 
 
O cianeto de potássio é um sal que, em meio aquoso, pode sofrer uma hidrólise básica e, portanto, 
originar uma solução aquosa básica. 
𝐾𝐶𝑁(𝑐𝑖𝑎𝑛𝑒𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑡á𝑠𝑠𝑖𝑜): 𝐾+ + 𝐶𝑁− + 𝐻𝑂𝐻 ⇄ 𝐾+ + 𝑂𝐻− + 𝐻𝐶𝑁 
𝐶𝑁− + 𝐻𝑂𝐻 ⇄ 𝑂𝐻−⏟
𝑚𝑒𝑖𝑜 𝑏á𝑠𝑖𝑐𝑜 
+ 𝐻𝐶𝑁 
 
Sob pressão constante, o rendimento da produção de 𝐻𝐶𝑙(𝑔) em uma reação exotérmica partindo-se de 
𝐻2(𝑔) e 𝐶𝑙2(𝑔) pode ser aumentado a partir da diminuição da temperatura do sistema. 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
Em uma reação em equilíbrio hipotética que contém 𝐴(𝑎𝑞) e 𝐷(𝑎𝑞) como reagentes e 𝐸(𝑎𝑞) como produto, 
um aumento da concentração de D(aq) mantendo-se a pressão e a temperatura constantes, provoca o 
deslocamento do equilíbrio para a direita, porém o valor da constante de equilíbrio não sofre alteração. 
𝐴(𝑎𝑞) + 𝐷(𝑎𝑞)⏟ 
𝑎𝑢𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑑𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 
 𝑑𝑖𝑟𝑒𝑖𝑡𝑎 ⇄ 𝐸(𝑎𝑞)