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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 1
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 20 - Equilíbrio Iônico 
vestibulares.estrategia.com 
EXTENSIVO 
2024 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 2
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 4 
EQUILÍBRIO IÔNICO - DEFINIÇÃO 7 
CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS - KA 8 
CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE BASES - KB 11 
REVISÃO SOBRE LOGARITMOS 17 
PROPRIEDADES DOS LOGARITMOS 18 
ESCALA LOGARÍTMICA - PKA E PKB 20 
GRAU DE IONIZAÇÃO (Α) 23 
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD 25 
EQUAÇÃO 25 
ANÁLISE QUALITATIVA DA LEI DE OSTWALD 26 
PH E POH 29 
AUTOIONIZAÇÃO DA ÁGUA 29 
ANÁLISE DO PH E POH 31 
DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO IÔNICO 38 
ADIÇÃO DE SUBSTÂNCIAS OU DE ÍONS QUE ESTÃO EM EQUILÍBRIO - EFEITO DO ÍON 
COMUM 38 
ADIÇÃO DE SUBSTÂNCIAS OU DE ÍONS QUE REAGEM CONSUMINDO AS ESPÉCIES 
QUÍMICAS QUE ESTÃO EM EQUILÍBRIO - EFEITO DO ÍON NÃO COMUM 39 
INDICADORES ÁCIDO-BASE 40 
UMA BREVE REVISÃO SOBRE FUNÇÕES INORGÂNICAS 50 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS 50 
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES 52 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 3
REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO 54 
CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS 55 
HIDRÓLISE SALINA 57 
CARÁTER ÁCIDO OU BÁSICO DE SOLUÇÕES SALINAS 58 
SAIS DERIVADOS DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE 59 
SAIS DERIVADOS DE BASE FORTE E ÁCIDO FRACO 59 
SAIS DERIVADOS DE BASE FRACA E ÁCIDO FORTE 60 
SAIS DERIVADOS DE BASE FRACA E ÁCIDO FRACO 60 
PRODUTO DE SOLUBILIDADE - KPS 68 
CÁLCULO DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE 69 
ANÁLISE COMPARATIVA DA SOLUBILIDADE DOS COMPOSTOS IÔNICOS 70 
SOLUÇÕES-TAMPÃO 78 
CURVAS DE TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 84 
EQUIPAMENTOS DE LABORATÓRIO 86 
CURVA DE PH 86 
QUESTÕES FUNDAMENTAIS 93 
GABARITO DAS QUESTÕES FUNDAMENTAIS 96 
CONSIDERAÇÕES FINAIS 99 
 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 4
INTRODUÇÃO 
 
 
Você sabia que o ferro é um dos metais mais abundantes na natureza? 
É por esse motivo que o ferro é tão barato. O curioso é que sua maior disponibilidade está na 
forma do íon ferro III, estando ele presente na sua forma hidratada, [𝑭𝒆(𝑯𝟐𝑶)]𝟑 . Esse íon ferro 
pode ser hidrolisado, transformando-se em [𝑭𝒆(𝑯𝟐𝑶)𝟓𝑶𝑯]𝟐 . Esses íons encontram-se em 
equilíbrio segundo esta reação: 
 
[𝐹𝑒(𝐻 𝑂)] + 𝐻 𝑂 ⇄ [𝐹𝑒(𝐻 𝑂) 𝑂𝐻] + 𝐻 
 
Observe que predominam no equilíbrio substâncias na forma de íons. Quando isso ocorre, diz-
se que o equilíbrio em questão é iônico, em que íons coexistem em estabilidade. 
 
 
 Foto: produção chapas grossas1 
 
 
 
1 https://www.usiminas.com/wp-content/uploads/2020/01/CAT.-CHAPAS-GROSSAS-PORT_v3-1.pdf 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 5
 
Você sabia que o esmalte do dente é a substância que mais existe no corpo humano? 
O esmalte é constituído de Hidroxiapatita, um composto iônico e pouco solúvel em água, cuja 
fórmula química é Ca5(PO4)3OH. 
Observe a representação para o equilíbrio químico de dissolução da hidroxiapatita sólida na saliva 
pelo processo de desmineralização: 
 
Ca5(PO4)3OH(s) ⇄ 5 Ca2+(aq) + 3 PO43-(aq) + OH-(aq) 
 
O processo de desmineralização do esmalte dos dentes é intensificado quando o pH da boca 
atinge um valor crítico, abaixo de 5,5. os ácidos produzidos pelo metabolismo das bactérias da boca 
(ao utilizarem como fonte de energia os restos de alimentos) levam ao aumento da acidez bucal, ou 
seja, ao aumento na concentração de íons H+(aq) na saliva. Os íons H+(aq) reagem com os íons OH-(aq) 
provenientes da reação de desmineralização, formando água. Essa reação diminui a disponibilidade 
de íons hidróxido e, consequentemente, a formação da hidroxiapatita do esmalte não é favorecida. 
 
Observe, portanto, que os íons H+(aq), provenientes da ionização dos ácidos gerados pelo 
metabolismo das bactérias, favorecem o processo de desmineralização. A higiene bucal correta, 
com a remoção de restos de alimentos e da placa bacteriana, por exemplo, contribui para que a 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 6
acidez na boca seja menor. Assim, à medida que a acidez do meio diminui, a remineralização é 
favorecida. 
E como combater a desmineralização? 
O processo de desmineralização pode ser combatido utilizando-se cremes dentais com 
compostos de flúor. O mais utilizado é o monofluorofosfato de sódio (Na2PO3F), denominado pela 
sigla MFP. 
Na presença de íons fluoreto, é estabelecido outro equilíbrio iônico, indicado pela equação: 
5 Ca2+(aq) + 3 PO43-(aq) + F-(aq) ⇄ Ca5(PO4)3F(s) 
O flúor substitui os íons hidroxilas que ficam em falta quando o meio está ácido e o novo esmalte 
formado, fluorapatita, é bem mais resistente a meios ácidos que a hidroxiapatita.2 
 
Legal, né? Muito! 
Mas, com certeza, você deve estar se fazendo algumas perguntas como: 
 O que determina se um meio está ácido ou não? 
 O que é pH? 
 Por que em meio ácido a concentração de hidroxilas diminui? 
O equilíbrio químico, envolvendo a participação de íons, bem como assuntos relacionados a esse 
tipo de situação, será o objeto de estudo desta aula e, todas essas perguntas serão respondidas. 
Espero que você consiga compreender tudo o que for falado aqui, pois estamos diante do 
conteúdo mais cobrado em todos os vestibulares. Portanto, não se prive de fazer muitas questões (e 
temos muitas) e de me procurar sempre que desejar, ok? 
Vamos juntos? 
Espero que você aproveite o conteúdo. 
 
 
Grande abraço! 
Professor Guilherme Alves 
 
 
2 LUSSI, A. (Ed.) Dental erosion: from diagnosis to therapy. Basel: Karger, 2006. p. 81. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 7
EQUILÍBRIO IÔNICO - DEFINIÇÃO 
Como mostrado nos exemplos da introdução, equilíbrio iônico é o caso particular dos equilíbrios 
químicos em que envolve a participação dos íons. Os íons estão presentes em todas as soluções aquosas. 
Por exemplo: 
 na água do mar, existem íons Ca2+, formadores dos corais e das carapaças de vários animais 
marinhos; 
 no soro fisiológico, há os íons Na+ e Cl-, numa concentração de 0,9% em massa; 
 quando uma gota de chuva dissolve o H2SO4 formado pela poluição na atmosfera, verifica-
se o seguinte equilíbrio (presente na chuva ácida): 
𝐻 𝑆𝑂 ( ) ⇄ 𝐻 ( ) + 𝐻𝑆𝑂 ( ) 
Dos equilíbrios iônicos em solução aquosa, um dos mais importantes é o que ocorre na ionização 
de ácidos e dissociação de bases, como por exemplo: 
 ácido cianídrico: 𝐻𝐶𝑁( ) ⇄ 𝐻 ( ) + 𝐶𝑁 ( ) 
 hidróxido de amônio: 𝑁𝐻 𝑂𝐻 ( ) ⇄ 𝑁𝐻 ( ) + 𝑂𝐻 ( ) 
A quantidade de íons presentes em uma solução pode ser verificada pela condutividade elétrica 
dessa solução, o que pode ser feito por meio de uma montagem como a da figura ao lado. 
 
Teste de condutibilidade3 
Se a quantidade de íons for alta, haverá muitos íons em solução e, então, a luz da lâmpada será 
intensa; caso contrário, se a quantidade de íons for baixa, haverá poucos íons em solução e a luz da 
lâmpada será fraca. 
 
3 modificado de Basic concepts of chemistry – 8th ed 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 8
Como acontece em qualquer equilíbrio, aqui também serão definidos alguns parâmetros 
importantes. Vamos a eles. 
 
CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE ÁCIDOS - KA 
Considerando um ácido genérico HA, podemos escrever o seguinte equilíbrio 
𝐻𝐴( ) + 𝐻 𝑂( ) ⇄ 𝐻 𝑂( ) + 𝐴( ) 
𝐾 =
[𝐻 𝑂 ] · [𝐴 ]
[𝐻𝐴] · [𝐻 𝑂]
 
Como a água é o solvente da reação, a sua concentração praticamente não se altera durante a 
ionização do ácido. Portanto, podemos incluiressa constante na expressão de equilíbrio, semelhante ao 
caso de sólidos e líquidos puros já discutidos na aula sobre Fundamentos De Equilíbrio Químico (Aula 
17). Assim, a expressão de ionização de um ácido fica: 
𝐾 · [𝐻 𝑂] =
[𝐻 𝑂 ] · [𝐴 ]
[𝐻𝐴]
 
Como nas soluções aquosas, a concentração da água é praticamente constante e, em geral, igual 
a 55 mol·L-1, chamaremos 𝐾 · [𝐻 𝑂] de 𝐾 . Veja: 
𝐾 · [𝐻 𝑂] = 𝐾 
logo, 
𝐾 =
[𝐻 𝑂 ] · [𝐴 ]
[𝐻𝐴]
 
O índice “a” da constante de equilíbrio indica que o equilíbrio estudado envolve um ácido. Esse 
índice pode ser substituído pela letra “i” de ionização. Observe os exemplos a seguir: 
HCl (aq) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + Cl- (aq) 
𝐾 = 
[𝐻 𝑂 ] ∙ [𝐶𝑙 ]
[𝐻𝐶𝑙]
 
Ou 
HCl (aq) ⇌ H+(aq) + Cl-(aq) 
𝐾 = 
[𝐻 𝑂 ] ∙ [𝐶𝑙 ]
[𝐻𝐶𝑙]
 
Alguns ácidos contêm mais de um hidrogênio ionizável, logo cada etapa da ionização dessas 
substâncias apresenta uma constante ácida diferente. A primeira ionização corresponde ao Ka1, a segunda 
ionização ao Ka2 e assim por diante. Por exemplo, para o ácido sulfúrico: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 9
1ª ionização H2SO4 ⇌ H+ + HSO4- 𝐾 = 
[𝐻 ] ∙ [𝐻𝑆𝑂 ]
[𝐻 𝑆𝑂 ]
 
2ª ionização HSO4- ⇌ H+ + SO42- 𝐾 = 
[𝐻 ] ∙ [𝑆𝑂 ]
[𝐻𝑆𝑂 ]
 
Etapa geral: H2SO4 ⇌ 2 H+ + SO42 𝐾 = 𝐾 · 𝐾 
[𝐻 ] ∙ [𝑆𝑂 ]
[𝐻 𝑆𝑂 ]
 
 
Para o ácido fosfórico, tem-se: 
1ª ionização H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4- 𝐾 = 
[𝐻 ] ∙ [𝐻 PO ]
[𝐻 𝑃𝑂 ]
 
2ª ionização H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- 𝐾 = 
[𝐻 ] ∙ [𝐻𝑃𝑂 ]
[𝐻 PO ]
 
3ª ionização HPO42- ⇌ H+ + PO43- 𝐾 = 
[𝐻 ] ∙ [𝑃𝑂 ]
[𝐻𝑃𝑂 ]
 
Etapa geral: H3PO4 ⇌ 3 H+ + PO43- 𝐾 = 𝐾 · 𝐾 · 𝐾 = 
[𝐻 ] ∙ [𝑃𝑂 ]
[𝐻 𝑃𝑂 ]
 
 
De maneira geral, a ionização completa de ácidos é descrita como: 
𝐻 𝑋 ⇌ 𝑛 𝐻 + 𝑋 
 
𝑲𝒂 = 
[𝑯 ]𝒏 ∙ [𝑿𝐧 ]
[𝑯𝒏𝑿]
 
 
 
O valor do Ka fornece uma noção da extensão da reação de ionização, o que permite determinar 
quais espécies químicas, moléculas ou íons predominam na solução. Por isso, podemos fazer a seguinte 
generalização: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 10
 
Um valor alto de Ka indica que, nas soluções aquosas do eletrólito, a reação direta predomina em 
relação à reação inversa, existindo no meio uma maior quantidade de íons. Se, ao contrário, o Ka possui 
um valor pequeno, existirá no meio uma quantidade maior de moléculas. A tabela a seguir mostra os 
valores de Ka de alguns ácidos comuns. 
 
Nos ácidos polipróticos, que possuem mais de um hidrogênio ionizável, a ionização ocorre em mais 
de uma etapa. Observe o exemplo do ácido fosfórico mais uma vez: 
1ª ionização H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4- 𝐾 = 𝟕, 𝟔 · 𝟏𝟎 𝟑 
2ª ionização H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- 𝐾 = 𝟔, 𝟐 · 𝟏𝟎 𝟖 
3ª ionização HPO42- ⇌ H+ + PO43- 𝐾 = 𝟐, 𝟏 · 𝟏𝟎 𝟏𝟑 
Etapa geral: H3PO4 ⇌ 3 H+ + PO43- 𝐾 = 𝐾 · 𝐾 · 𝐾 = 𝟗, 𝟗 · 𝟏𝟎 𝟐𝟑 
Cada etapa de ionização possui um valor de Ka referente ao próton (H+) que se ioniza. Observe 
que os valores ficam sucessivamente menores a cada etapa. Normalmente, a diferença entre os valores 
de Ka das etapas é superior a 103. Por isso, praticamente todos os íons nas soluções de ácidos polipróticos 
provêm da primeira ionização. 
 
Quanto maior o Ka, 
maior é a extensão da 
ionização e maior é a 
força ácida.
Quanto menor o Ka, 
menor é a extensão da 
ionização e menor é a 
força ácida.
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 11
 
A saída do H+ é dificultada pela atração eletrostática que existe entre o H+ e a molécula negativa 
do ácido. A primeira ionização é mais fácil, porque o H+ é retirado de uma molécula neutra, portanto, 
sempre é mais fácil retirar o primeiro próton de um ácido poliprótico do que o segundo, o terceiro 
etc. 
Portanto, para ácidos polipótricos: 
Ka1 >> Ka2 >> Ka3 >> ... 
Veja na tabela4 a seguir: 
 
 
 
CONSTANTES DE IONIZAÇÃO DE BASES - KB 
Considerando uma base genérica B, podemos escrever o seguinte equilíbrio. 
𝐵( ) + 𝐻 𝑂( ) ⇄ 𝐵𝐻( ) + 𝑂𝐻( ) 
 
 
4 L. Jones e P. Atkins. Chemistry. Molecules, matter and change. 4. ed. New York, Freeman, 2000. p. 678, 688; I. Levine. Physical Chemistry. 4. ed. New York, 
McGrawHill, 1995. p.294. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 12
𝐾 =
[𝐵𝐻 ] · [𝑂𝐻 ]
[𝐵] · [𝐻 𝑂]
 
𝐾 · [𝐻 𝑂] =
[𝐵𝐻 ] · [𝑂𝐻 ]
[𝐵]
 
Como nas soluções aquosas, a concentração da água é praticamente constante e, em geral, igual 
a 55 mol·L-1, chamaremos 𝐾 · [𝐻 𝑂] de 𝐾 . Veja: 
𝐾 · [𝐻 𝑂] = 𝐾 
Logo, 
𝐾 =
[𝐵𝐻 ] · [𝑂𝐻 ]
[𝐵]
 
O índice “b” da constante de equilíbrio indica que o equilíbrio estudado envolve uma substância 
que, dissolvida em água, comporta-se como uma base. O exemplo mais comum abordado no ensino 
médio é o da amônia. Veja: 
𝑁𝐻 ( ) + 𝐻 𝑂( ) ⇄ 𝑁𝐻 ( ) + 𝑂𝐻( ) 
 
𝐾 =
[𝑁𝐻 ] · [𝑂𝐻 ]
[𝑁𝐻 ]
 
 
Frequentemente, a solução aquosa de amônia é representada por NH4OH(aq), sendo, nessa 
representação, denominada hidróxido de amônio. 
𝑁𝐻 𝑂𝐻( ) ⇄ 𝑁𝐻 ( ) + 𝑂𝐻( ) 
𝐾 =
[𝑁𝐻 ] · [𝑂𝐻 ]
[𝑁𝐻 𝑂𝐻]
 
 
Outro exemplo de substâncias de caráter básico em meio aquoso são as aminas. De modo geral, 
elas se comportam da seguinte forma em meio aquoso: 
𝐶 𝐻 − 𝑁𝐻 (𝑎𝑛𝑖𝑙𝑖𝑛𝑎) + 𝐻 𝑂( ) ⇄ 𝐶 𝐻 − 𝑁𝐻 + 𝑂𝐻 
O valor do Kb fornece uma noção da extensão da dissociação, o que permite determinar quais 
espécies químicas, moléculas ou íons predominam na solução. Por isso, podemos fazer a seguinte 
generalização: 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 13
 
A tabela a seguir mostra os valores de Kb de algumas substâncias de caráter básico comuns. Veja: 
 
 
 
(UFPR/2019) 
Erupções vulcânicas e queima de combustíveis fósseis são fontes de emissão de dióxido de 
enxofre para a atmosfera, sendo este gás responsável pela chuva ácida. Em laboratório, pode-se 
produzir o SO2 (g) em pequena escala a partir da reação entre cobre metálico e ácido sulfúrico 
concentrado. Para evitar o escape desse gás para a atmosfera e que seja inalado, é possível montar 
uma aparelhagem em que o SO2 (g) seja canalizado e borbulhado numa solução salina neutralizante. 
 
Quanto maior o Kb, 
maior é a extensão da 
dissociação e maior é 
a força básica.
Quanto menor o Kb, 
menor é a extensão da 
dissociação e menor é 
a força básica.
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 14
Com base nas informações fornecidas, qual dos sais indicados a seguir é o mais eficiente como 
solução neutralizante? 
 
a) Sulfato de sódio. 
b) Carbonato de sódio. 
c) Fosfato de sódio. 
d) Hidrogenocarbonato de sódio. 
e) Monohidrogenofosfato de sódio. 
 
Comentários: 
O material mais indicado para neutralizar um ácido é aquele que apresenta maior propriedade 
básica. Sabe-se que: 
↑ Kb ↑ basicidade 
↑ Kb ↓ Ka ↑ basicidade 
Logo, o composto com menor Ka (mais básico) indicado na tabela é o HPO42-, porém a espécie 
que captura o íon H+ e forma o HPO42- é o íon fosfato (PO43-). 
A alternativa que apresenta o ânion fosfato é a alternativa C. 
Gabarito: C 
 
(UFRGS RS/2018) 
Considere as seguintes afirmações sobre o comportamento de ácidos em solução aquosa. 
I. O grau de ionização de um ácido fraco, como o ácido acético, aumenta com o aumento da 
diluição. 
II. A maior concentração de um ácido forte acarreta maior grau de ionização e maior constante 
de ionização. 
III. A segunda constante de ionização de um ácido poliprótico é sempre menor que a primeira 
constante. 
 
Quais estão corretas? 
 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas III. 
d) Apenas I e III. 
e) I, II e III. 
 
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AULA 20 –EQUILÍBRIO IÔNICO 15
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
I. Certo. Sabendo que a constante de ionização de um ácido só é alterada pela temperatura, o 
grau de ionização e a concentração de um ácido são inversamente proporcionais. 
𝐾 =↓ 𝑀 · 𝛼 , logo 
𝐾 =↓ 𝑀 ·↑ 𝛼 
II. Errado. A constante de ionização não é alterada pela concentração deum ácido, apenas sofre 
alteração pela temperatura. O aumento de concentração de um ácido, diminui o grau de ionização 
de um ácido. 
𝐾 =↑ 𝑀 · 𝛼 , logo 
𝐾 =↑ 𝑀 ·↓ 𝛼 
III. Certo. A primeira ionização de um ácido é sempre maior, porque a carga negativa do ânion, 
formado pela primeira ionização, dificulta a atração eletrostática dos polos negativos da água para 
a próxima ionização. 
 
Gabarito: D 
 
(ACAFE SC/2017) 
O ácido lático está presente no leite e em seus derivados. Sob temperatura de 25 °C uma solução 
aquosa foi preparada dissolvendo 0,1 mol de ácido lático em água até formar 1L de solução. 
Dados: Ka (ácido lático) = 1,4·10–4; log 3,7 = 0,57; √𝟏𝟒 = 𝟑, 𝟕. 
Fórmula estrutural do ácido lático 
 
O valor do pH dessa solução é: 
 
a) 1,0 
b) 2,43 
c) 3,85 
d) 5,7 
 
Comentários: 
O ácido lático é fraco, pois todos os ácidos orgânicos são fracos. Portanto, afirma-se: 
𝐾 = 𝑀 · 𝛼 e [H+] = M · α · x e pH = - log [H+] 
H3C
OH
O
OH
 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 16
Sendo: M = concentração, em mol/L, inicial do ácido, α = grau de ionização e x = quantidade de 
hidrogênios ionizáveis por fórmula. 
𝐾 = 𝑀 · 𝛼 
1,4 · 10– = 0,1 · 𝛼 
α = 1,4 · 10 = 14 · 10 
√α = √14 · 10 
√α = √14 · √10 
𝛼 = 3,7 · 10 = 0,037 
 
Calcula-se a concentração de H+ e pH: 
[H+] = M · α · x = 0,1 mol/L · 0,037 · 1 = 0,0037 = 3,7·10-3 
pH = - log [H+] = - log (3,7·10-3) = - (log 3,7 + log 10-3) = - (0,57 - 3)= 2,43 
 
Gabarito: B 
 
(UERJ/2016) 
A ionização do ácido cianídrico é representada pela equação química abaixo: 
HCN (aq) ⇌ H+ (aq) + CN– (aq) 
Um experimento sobre esse equilíbrio químico, realizado a temperatura constante, analisou 
quatro parâmetros, apresentados na tabela: 
 
Ao ser estabelecido o equilíbrio químico da ionização, foi adicionada certa quantidade de NaCN 
(s). 
Após a dissolução e dissociação completa desse composto, houve deslocamento do equilíbrio de 
ionização. 
O parâmetro que sofreu redução, após a adição do composto, é representado pelo seguinte 
símbolo: 
 
a)  
b) Ka 
c) pH 
d) [HCN] 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 17
 
Comentários: 
Primeiramente, no texto desta questão existe um erro científico. O termo elemento químico se 
refere a um tipo de átomo e não a uma substância. “Um experimento sobre esse equilíbrio químico, 
realizado a temperatura constante, analisou quatro parâmetros, apresentados na tabela”. A 
correção é: um experimento sobre essa substância... 
Enfim, entendendo a questão: 
Antes de adicionar o NaCN, encontra-se uma solução em equilíbrio químico: 
HCN (aq) ⇌ H+ (aq) + CN– (aq) 
Ao adicionar o NaCN, eleva-se a concentração de íons CN-, que desloca o equilíbrio químico para 
a esquerda (formação de HCN). 
Analisa-se as alterações ou não nos parâmetros: 
 
Gabarito: A 
 
 
 
REVISÃO SOBRE LOGARITMOS 
O logaritmo é a operação inversa da potência. Sua representação sintética é a seguinte. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 18
 
O logaritmo de b na base a é o número ao qual se deve elevar a, de modo a obter b. Vejamos 
alguns exemplos: 
𝑙𝑜𝑔 4 = 2 , 𝑝𝑜𝑟𝑞𝑢𝑒 2 = 4 
𝑙𝑜𝑔 81 = 4 , 𝑝𝑜𝑟𝑞𝑢𝑒 3 = 81 
𝑙𝑜𝑔 (0,04) = −2 , 𝑝𝑜𝑟𝑞𝑢𝑒 5 = 0,04 
 
Essa operação só existe mediante duas condições: 
Base Positiva e diferente de 1: 0 < 𝑎 ≠ 1. O logaritmo só pode ser calculado nas bases em que 
se fala da operação de potenciação. 
Logaritmando Positivo: 𝑏 > 0. O resultado da exponencial é sempre positivo, portanto, não se 
pode tirar logaritmo de número que não seja positivo. 
 
As duas bases mais importantes no logaritmo são: 
Base 10: quando a base é omitida, supõe-se que o logaritmo é de base 10. Sendo assim: 
log 100 = 2, 𝑝𝑜𝑟𝑞𝑢𝑒 10 = 100 
Número de Euler: também representado pela expressão 𝑙𝑛 (que não usaremos aqui, então eu vou 
ignorar sumariamente). 
 
PROPRIEDADES DOS LOGARITMOS 
Algumas propriedades interessantes do logaritmo que podemos ter em mente. 
Logaritmo do Produto: é igual à soma de logaritmos 
log (𝑏𝑐) = log 𝑏 + log 𝑐 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 19
Vejamos um exemplo. 
log (32) = log (4.8) 
Podemos calcular todos os logaritmos envolvidos. 
log (32) = 5, 𝑝𝑜𝑟𝑞𝑢𝑒 2 = 32 
log (4) = 2, 𝑝𝑜𝑟𝑞𝑢𝑒 2 = 4 
log (8) = 3, 𝑝𝑜𝑟𝑞𝑢𝑒 2 = 8 
Agora, podemos testar a propriedade. 
5 = log 4 + log 8 = 2 + 3 (𝑜𝑘‼) 
 
Logaritmo do quociente: é igual à subtração de logaritmos 
log
𝑏
𝑐
= log 𝑏 − log 𝑐 
Vejamos um exemplo. 
log (
8
4
) = log 8 − log 4 
log (
8
4
) = 3 − 2 = 1 
 
Logaritmo da Potência: é igual ao logaritmo multiplicado pelo expoente 
log (𝑏 ) = 𝑛. log (𝑏) 
Vejamos mais um exemplo. 
log (4 ) = 3. log (4) = 3.2 = 6 
Também poderíamos ter calculado diretamente. 
log (4 ) = log (64) = 6, 𝑝𝑜𝑟𝑞𝑢𝑒 2 = 64 
 
Mudança de Base: é igual à razão de logaritmos em uma base arbitrária 
log (𝑎) =
log (𝑎)
log (𝑏)
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 20
Essa propriedade é muito interessante, porque os logaritmos na base 10 são tabelados. Com base 
neles, podemos obter qualquer logaritmo em qualquer base. 
Por exemplo, sabemos que 𝐥𝐨𝐠 𝟐 = 𝟎, 𝟑 e que 𝐥𝐨𝐠 𝟑 = 𝟎, 𝟒𝟖. Com base nisso, podemos obter 
log 3? 
A resposta é que sim. Basta aplicar a propriedade de mudança de base para a base 10. 
log 3 =
log 3
log 2
=
0,48
0,3
=
4,8
3
= 1,6 
 
Qualquer outra dúvida, vá até a aula de Logaritmos do seu professor de matemática e aprofunde 
no tema. 
Bora continuar a química... 
 
ESCALA LOGARÍTMICA - PKA E PKB 
Normalmente, os valores de Ka e Kb possuem notações exponenciais, especialmente no caso de 
ácidos e bases fracas. Para se evitar essas notações e facilitar a comparação de valores, as constantes de 
ionização podem ser representadas em uma escala logarítmica, seguindo o seguinte raciocínio: 
𝑝𝐾 = − log(𝐾 ) 
Portanto, temos: 
𝑝𝐾 = −𝑙𝑜𝑔𝐾 𝑝𝐾 = −𝑙𝑜𝑔𝐾 
 
Exemplo para um ácido: 
𝐾 = 10 
𝑝𝐾 = −𝑙𝑜𝑔𝐾 
𝑝𝐾 = −𝑙𝑜𝑔10 
𝑝𝐾 = 4 
Na escala logarítmica, a relação da força ácida ou básica com os valores de pKa e pKb é 
inversamente proporcional. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 21
 
 
Exemplos: 
Ácidos pK1 pK2 pK3 
 
Menor 
acidez 
Acético 4,73 
Málico 3,40 
Cítrico 3,08 4,39 5,49 
Tartárico 3,02 4,54 
Fosfórico 2,12 7,21 12,30 Maior acidez 
Aqui, eu mostrei apenas exemplos para ácidos, mas toda lógica se aplica às bases. 
 
 
(FPS PE/2014) 
Alguns analgésicos apresentam em sua composição aspirina (ácido acetilsalicílico) e 
acetaminofeno (paracetamol), cujas estruturas e pKa estão apresentadas a seguir. 
OH
O
O
O
Aspirina
pKa = 3,5
 
 
HO
N
O
H
Acetaminofeno
pKa = 9,9
 
 
 
A partir da estrutura desses compostos e das informações de pKa assinale a alternativa correta. 
 
Quanto 
maior o Ka
menor o pKa
maior a força 
do ácido
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 22
a) O acetaminofeno é um ácido mais forte que a aspirina, por apresentar valor de pKa maior. 
b) A aspirina e o acetaminofeno podem ser separados utilizando soluções aquosas básicas com 
diferentes valores de pH. 
c) O acetaminofeno é uma basedevido à presença do grupo amida e, portanto, deve gerar uma 
solução básica em solução aquosa. 
d) A aspirina pode ser sintetizada através da reação do ácido 4-hidroxibenzóico e anidrido acético. 
e) A solubilidade da aspirina irá diminuir se for tratada com uma solução diluída de base. 
 
Comentários: 
a) Errado – A aspirina apresenta um pKa menor e, por isso, é um ácido mais forte. 
b) Certo – os dois apresentam diferentes faixas de acidez, logo o ácido mais forte reagirá com 
bases mais fracas. Os compostos orgânicos quando em formas iônicas aumentam a solubilidade em 
água, logo a formação do composto iônico derivado da aspirina será mais solúvel em fase aquosa, 
podendo ser separado do acetoaminofeno. 
c) Errado – o acetoaminofeno possui as funções fenol e amida. O fenol apresenta propriedades 
ácidas quando colocado em solução aquosa. 
d) Errado – As substituições localizadas no anel aromático da aspirina situam-se nas posições 1 e 
2, portanto o ácido necessário para a reação é o ácido 2-hidroxibenzóico. 
e) Errado – A aspirina apresenta propriedades ácidas se dissolvida em solução básica formará o 
sal de ácido carboxílico. Os compostos iônicos orgânicos apresentam maior solubilidade em fase 
aquosa do que os não-iônicos equivalentes. 
Gabarito: “B” 
 
(ACAFE SC/2018) 
Considere as seguintes soluções aquosas ácidas, todas na concentração de 0,1 mol/L e 
temperatura de 25 °C: 
ácido nitroso → pKa = 3,34 
ácido hipocloroso → pKa = 7,49 
ácido fluorídrico → pKa = 3,15 
ácido cianídrico → pKa = 9,39 
Baseado nas informações fornecidas e nos conceitos químicos, a ordem crescente de força ácida 
é: 
 
a) HCN < HClO2 < HNO2 < HF 
b) HCN > HClO > HNO2 > HF 
c) HF < HNO2 < HClO < HCN 
d) HCN < HClO < HNO2 < HF 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 23
 
Comentários: 
 
Quanto mais forte é um ácido, maior a quantidade de íons H+ ionizados e, assim, maior o seu Ka. 
Sabe-se que pKa = - log Ka, assim: 
↑ Ka ↓ pKa ↑ acidez 
A ordem decrescente de pKa: 
Ácido cianídrico (HCN) > Ácido hipocloroso (HClO) > Ácido nitroso (HNO2) > Ácido fluorídrico (HF) 
A ordem decrescente de pKa equivale a ordem crescente de acidez: 
Ácido cianídrico (HCN) < Ácido hipocloroso (HClO) < Ácido nitroso (HNO2) < Ácido fluorídrico (HF) 
 
Gabarito: D 
 
 
GRAU DE IONIZAÇÃO (α) 
É a razão entre o número de moléculas ou mols ionizados e o número total de moléculas ou mols 
dissolvidos. O grau de ionização indica a porcentagem de moléculas que sofrem ionização durante a 
dissolução. A expressão é a seguinte: 
𝜶 =
𝒏º 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒊𝒐𝒏𝒊𝒛𝒂𝒅𝒐𝒔
𝒏º 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒊𝒔
 
Exemplo 1: 
De cada 100 moléculas de ácido acético dissolvidas em água a 25 oC, apenas 5 sofrem ionização. 
Portanto: 
𝛼 =
5
100
= 0,05 
O valor do grau de equilíbrio pode ser expresso em porcentagem: 
𝛼% = 𝛼 · 100 = 0,05 · 100 = 5% 
 
Exemplo 2: 
De cada 100 fórmulas de hidróxido de magnésio dissolvidas em água a 25 oC, apenas 20 sofrem 
dissociação. Portanto: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 24
𝛼 =
20
100
= 0,2 
𝛼% = 𝛼 · 100 = 0,2 · 100 = 20% 
 
Quanto maior o valor α, maior é a força do eletrólito e vice-versa. 
 
De modo geral, podemos relacionar a força do eletrólito com o grau de ionização de acordo com 
o esquema a seguir: 
 
 
 
(MAUÁ-SP - adaptado) 
Ao ser dissolvido 0,1 mol de ácido acético em água suficiente para um litro, constam-se que 0,06 
g do ácido acético se ioniza. Qual o grau de ionização do ácido acético nessa solução e classifique-o 
em fraco, moderado ou forte? 
Dado: Massas molar: H = 1; C = 12; O = 16 
 
Comentários: 
O ácido acético ou ácido etanoico apresenta fórmula molecular C2H4O2 e massa molar de 60 
g/mol. Para calcular o grau de ionização basta substituir os valores na seguinte equação: 
 
Quanto maior o valor de α maior a força do eletrólito
G
ra
u 
de
 io
ni
za
çã
o Eletrólito forte: α ≥ 50%
Eletrólito moderado: 5% < α < 50%
Eletrólito fraco: α ≤ 5%
𝛼 =
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜𝑠
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑖𝑠
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 25
O número de mols ionizados corresponde a 0,06 gramas. Para uma massa molar de 60g/mol, isso 
equivale a 0,001 mol de ácido acético. 
 
Como o grau de ionização é menor que 5%, esse ácido é classificado como fraco. 
 
Gabarito: “1% e fraco” 
 
 
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD 
O químico russo-germânico Friedrich Wilhelm Ostwald (1853 - 1932), no final do século XIX, 
deduziu uma equação matemática que relacionava a constante de ionização, o nível de concentração em 
mol·L-1 e o grau de ionização para ácidos e bases. 
 
EQUAÇÃO 
A fim de entendermos a expressão proposta por Ostwald, partiremos de um ácido HX, 
monoprótico, contendo uma quantidade de mol igual a n dissolvida em água. 
Início: n mols de HX dissolvidos em água. 
 
Sabemos que a quantidade de íons formada depende da constante de ionização descrita pela 
equação: 
𝐾 = 
[𝐻 ] ∙ [𝑋 ]
[𝐻𝑋]
 
𝛼 =
0,001 𝑚𝑜𝑙
0,1 𝑚𝑜𝑙
= 0,01 = 1% 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 26
A quantidade de n mols de HX foi colocada em um recipiente com água de volume v, portanto: 
𝑀 =
𝑛
𝑣
 
Sendo, n o número de mols e v o volume da solução. 
Identificando o grau de ionização por α, sabemos que a quantidade de X- formado será igual a αM. 
Logo, a quantidade final de HX será descrita por M – αM. Dessa forma, podemos montar uma tabela que 
relaciona as quantidades iniciais (antes do equilíbrio iônico) e as quantidades finais (quantidades 
encontradas no equilíbrio iônico) em mol/L. 
 HX ⇌ H+ X- 
Quantidade inicial: M -- -- 
Taxa de consumo (somente reagentes) α·M -- -- 
Taxa de formação (somente produtos) -- α·M α·M 
Quantidade no equilíbrio químico: M- α·M α·M α·M 
 
Substituindo os valores da tabela acima na equação de ionização de HX temos: 
𝐾 = 
[𝐻 ] ∙ [𝑋 ]
[𝐻𝑋]
 
 
𝐾 = 
(α · M) ∙ (α · M)
(M − α · M)
 
Sendo M a molaridade inicial do ácido HX e α o seu grau de 
ionização. 
𝐾 = 
(α · M)
𝑀(1 − α)
 
 
𝑲𝒂 = 
𝑴𝛂𝟐
(𝟏 − 𝛂)
 
 
Na equação da constante de 
ionização somente utilize valores de 
concentração em mol/L para as 
espécies químicas. 
 
ANÁLISE QUALITATIVA DA LEI DE OSTWALD 
Examinando numericamente a lei de Ostwald: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 27
𝐾 = 
𝑀α
(1 − α)
 
 
 
Quanto menor a ionização de um ácido, mais próximo de 1 será a subtração 1-α. Então, para 
ácidos fracos, podemos considerar que 1 – α ≈ 1. Logo, em se tratando de ácidos fracos, a equação 
pode ser reescrita como: 
𝑲𝒂 = 𝑴𝛂
𝟐 (ácidos fracos: α ≤ 5%) 
 
O único fator capaz de alterar a constante ácida é a temperatura. 
 
Tendo isto em vista, ao provocar uma diluição, o valor de M iria diminuir, por sua vez o grau de 
ionização iria aumentar. Muitos químicos diriam que a maior conclusão da lei de Ostwald é: quanto 
maior a diluição de um ácido, maior o seu grau de ionização. 
 
[H+] = M· α · x, sendo x o número de hidrogênios ionizáveis por fórmula do ácido. 
 
A lei de Ostwald pode ser aplicada tanto para ácidos quanto para bases, basta trocar Ka por Kb e 
entender que [OH-] = M· α · x 
 
 
Ácido forte Ácido fraco [H+] 
𝑲𝒂 = 
𝑴 · 𝛂𝟐
(𝟏 − 𝛂)
 𝐾 = 𝑀 · α [H+] = M · α · x 
 
Base forte Base fraca [OH-] 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 28
𝑲𝒃 = 
𝑴 · 𝛂𝟐
(𝟏 − 𝛂)
 𝐾 = 𝑀 · α [OH-] = M · α · x 
Sendo x o número de H+/OH- por fórmula. 
 
 
(FATEC SP/2019) 
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 25º C. 
Nessas condições, o valor da concentração de íons OH–, em mol/L, é 
Dado: 
Constante de basicidade da amônia a 25 ºC: 
Kb = 1,8  10–5 
 
a) 2  10–4 
b) 3  10–4 
c) 4  10–4 
d) 5  10–4 
e) 6  10–4 
 
Comentários: 
Sabendo que a amônia e uma base fraca, utiliza-se as equações abaixo para determinar o valor 
da concentração de OH- na solução. 
Kb = 1,8 · 10–5 e ℳ = 0,02 mol/L, tem-se: 
𝐾𝑏 = ℳ · 𝛼
2 
[𝑂𝐻−] = ℳ · 𝛼 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 29
 
Assim, 
 
 
Gabarito: E 
 
 
pH E pOH 
Em nosso cotidiano, é muito comum a utilização das palavras “ácido” ou “base” como adjetivos 
para determinados materiais ou substâncias. Os ácidos e as bases são as substâncias mais comuns no 
laboratório e são de extrema importância em diversos processos químicos, domésticos, industriais e 
biológicos. Resumindo, ácidos e bases são encontrados em quase tudo ao nosso redor. Mas o que, na 
verdade, determina o caráter ácido ou básico? Por que um suco de limão possui caráter ácido e o leite de 
magnésia possui caráter básico? Por que o limão é mais ácido que a laranja? Nesse capítulo veremos por 
que algumas substâncias são ácidas e outras são básicas e como podemos avaliar o grau de acidez de um 
material. 
 
AUTOIONIZAÇÃO DA ÁGUA 
Arrhenius não conseguiu perceber que a água conduzia eletricidade, porém, atualmente, com 
equipamentos mais sensíveis, percebemos que a água ‘pura’ conduz eletricidade. A água não gera 
corrente elétrica suficiente para acender uma lâmpada, por isso Arrhenius não conseguira detectar. 
O fato que explica a substância água no estado físico líquido conseguir conduzir corrente elétrica 
é a sua autoionização. Em uma taxa de reação bem pequena, as próprias moléculas de água geram íons 
de acordo com a reação abaixo. 
H2O (l) + H2O (l) ⇌ H3O+ (aq) + OH- (aq) 
 
𝐾𝑏 = ℳ · 𝛼
2 
1,8 · 10−5 = 0,02 · 𝛼2 
𝛼 = 0,03 
[𝑂𝐻−] = ℳ · 𝛼 
[𝑂𝐻−] = 0,02 · 0,03 = 0,0006 = 6 · 10−4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 30
 
Na temperatura ambiente, cerca de uma entre 560 milhões de moléculas de água se ioniza. 
Portanto, a concentração em quantidade de matéria da água é, em geral, muito grande e constante, 
cerca de 55 mol · L–1. 
 
Na água pura, a quantidade de íons hidrônio (H+) será sempre igual à quantidade de íons hidroxila 
(OH-). De forma análoga aos ácidos e bases, podemos representar a equação de equilíbrio químico para a 
equação de autoionização da água por: 
𝐾 = 
[𝐻 𝑂 ] ∙ [𝑂𝐻 ]
[𝐻 𝑂] ∙ [𝐻 𝑂]
 
Como a concentração da água é praticamente constante por ser reagente e solvente do processo, 
podemos adotar que Kc · [H2O] · [H2O] = Kw, sendo Kw é denominado constante de ionização da água (w 
de water, sacou?). 
𝑲𝒘 = [𝑯𝟑𝑶 ] ∙ [𝑶𝑯 ] 
A autoionização da água no sentido direto é uma reação endotérmica, logo o valor número do Kw 
aumenta de acordo com a temperatura da água líquida. 
T (°C) Kw 
10 0,3·10-14 
20 0,7·10-14 
25 1,0·10-14 
30 1,5·10-14 
40 2,9·10-14 
 
Geralmente nos vestibulares, analisamos os equilíbrios aquosos a 25 °C, assim entendemos que a 
constante de ionização da água a 25 °C é representada por: 
[𝑯𝟑𝑶 ] ∙ [𝑶𝑯 ] = 𝟏𝟎
𝟏𝟒 
[𝐻 𝑂 ] = [𝑂𝐻 ] = 10 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 31
Sabendo que a concentração de íons H+ e de OH- é igual a 10-7 mol/L, consequentemente o pH e o 
pOH são iguais a 7. 
Que?! Como assim?? 
Vamos aprofundar no tema. 
 
ANÁLISE DO PH E POH 
 
 
A partir da equação de ionização da água podemos deduzir: 
 [𝐻 ] ∙ [𝑂𝐻 ] = 10 
 −log [𝐻 ] ∙ [𝑂𝐻 ] = − log 10 
−log[𝐻 ] − log[𝑂𝐻 ] = 14 
𝒑𝑯 + 𝐩𝐎𝐇 = 𝟏𝟒 
 
A relação numérica entre pH, [H+] e [OH-] a 25 °C: 
pH [H+] pH + pOH = 14 pOH [OH-] 
3 10-3 mol/L 
 
11 10-11 mol/L 
5 10-5 mol/L 9 10-9 mol/L 
7 10-7 mol/L 7 10-7 mol/L 
9 10-9 mol/L 5 10-5 mol/L 
11 10-11 mol/L 3 10-3 mol/L 
 
Observações sobre o pH: 
1. O pH é definido somente para concentrações em mol·L–1. 
Solução ácida
[H+] > [OH-]
pH < 7
pOH > 7
Solução neutra
[H+] = [OH-]
pH = 7
pOH = 7
Solução básica
[H+] < [OH-]
pH > 7
pOH < 7
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 32
2. O pH é uma grandeza adimensional. 
3. Para as soluções, a concentração dos íons H+ e OH– é calculada pelas expressões 
Sendo assim, a escala de pH, a 25 ºC, é dada por: 
 
 
 
Resumindo: 
 
 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 33
 
(USF SP/2018) 
A avaliação dos valores de pH propicia o entendimento da acidez e da basicidade das soluções 
aquosas. O valor de pH normal do sangue é na faixa de 7,35 e mudanças nessas condições podem 
ser tão significativas que estados de acidose e alcalose podem ocorrer, levando o organismo a 
perturbações que podem ser, inclusive, fatais. A respeito dos possíveis valores de pH em um 
organismo humano, percebe-se que 
 
a) na faixa normal de pH, que é a com valor de 7,35, há mais cátions do hidrogênio do que ânions 
hidroxila. 
b) em uma situação de alcalose, a concentração dos cátions do hidrogênio será menor que 10–7,35 
mol/L. 
c) em uma situação de acidose, a concentração dos cátions hidrogênio tende a diminuir, pois o 
pH também irá diminuir. 
d) a concentração dos íons hidroxila na faixa de pH normal, que é de 7,35, é de 10–7,35 mol/L. 
e) para atingir o pH igual a 7,0, é necessária a ingestão de substâncias com caráter químico ácido 
como o bicarbonato de sódio (NaHCO3). 
 
Comentários: 
a) Errado. Para pH maior que 7, existe mais OH- do que H+. 
b) Certo. A alcalose é provocada pela basicidade do sangue, logo a concentração de íons H+ tem 
que ser menor que 10–7,35 mol/L. 
c) Errado. Em uma situação de acidose, a concentração dos cátions hidrogênio tende a aumentar, 
pois o pH também irá diminuir. 
d) Errado. A [H+] é igual a 10–7,35 mol/L enquanto a concentração os íons hidroxila é de 10-6,65. 
e) Errado. P bicarbonato de sódio possui caráter básico, sabendo que o objetivo é obter pH igual 
a 7 e partindo de um pH 7,35, deve-se, portanto, tomar algo ligeiramente ácido. 
 
Gabarito: B 
 
(UEG GO/2017) 
Uma solução de hidróxido de potássio foi preparada pela dissolução de 0,056 g de KOH em água 
destilada, obtendo-se 100 mL dessa mistura homogênea. 
Dado: MM (KOH) = 56 g·mol–1 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 34
De acordo com as informações apresentadas, verifica-se que essa solução apresenta 
 
a) pH = 2 
b) pH < 7 
c) pH = 10 
d) pH = 12 
e) pH > 13 
 
Comentários: 
O hidróxido de potássio é uma base forte e será encontrado totalmente dissociado. 
KOH (s) → K+ (aq) + OH- (aq) 
O número de mols de KOH será o mesmo número de mols de OH-, pois a proporção 
estequiométrica entre eles é de 1:1. 
O número de mols de KOH é determinado por: 
 
Assim, se a [OH-] = 10-2, o pOH é igual a 2. 
pH + pOH = 14 
pH = 14 – 2 
pH = 12 
 
Gabarito: D 
 
(UNIFOR CE/2019) 
Em meio a uma experiência no laboratório de química, um aluno se deparou com um frasco de 
100 mL, rotulado como “Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,05 M”, que precisava ser neutralizado, para 
pH igual a 7,0, e descartado posteriormente. Para atingir seu objetivo, o aluno deveria utilizar: 
 
a) 100 mL de CH3COOH 0,05 M. 
b) 50 mL de H3PO4 0,05 M. 
c) 100 mL de H2SO4 0,025 M. 
d) 50 mL de NH3 0,1 M. 
e) 100 mL H2CO3 0,05 M. 
𝑛 = 
0,056 𝑔
56 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 0,001 = 10−3 𝑚𝑜𝑙 
𝑀𝑂𝐻 =
10−3𝑚𝑜𝑙
0,1 𝐿
= 10−2 𝑚𝑜𝑙 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 35
 
Comentários: 
A neutralização ocorre quando o número de mols de OH- da base é igual ao número de mols de 
H+ do ácido. Cálculo do número de H+ ou OH- em solução: 
Concentração (em mol/L) · volume (em litros da solução) · nº de H+/OH- por fórmula 
A solução de NaOH contém a concentração de OH- igual a: 
0,05 mol/L · 0,1 L · 1 = 0,005 mol de OH- 
Porém, ao realizar a reação de uma base forte com um ácido fraco, é importante lembrar da 
influência da hidrólise salina sofrida pelo sal formado. 
A partir das informações acima, julgam-se os itens: 
a) Errado. Adiciona-se o mesmo número de mols de OH- da base e de H+ do ácido: 
0,05 mol/L · 0,1 L · 1 = 0,005 mol de H+ proveniente do ácido 
Porém, o sal formado é o acetato de sódio. O acetato de sódio sofre hidrólise consumindo íons 
H+ e aumentando o pH, assim, o pH resultante não será igual a 7. 
b) Errado. O número de mols de H+ é maior que o número de mols de OH-. O número de mols de 
H+ é: 
0,05 mol/L · 0,05 L · 3 = 0,0075 mol de H+ 
c) Certo. O número de mols de H+ do ácido é igual ao número de mols de OH- e não ocorre 
hidrólise do sal formado: sulfato de sódio. 
0,025 mol/L · 0,1 L · 2 = 0,005 mol de H+ 
d) Errado. A amônia é uma base, logo, não consegue neutralizar o pH de uma base. 
e) Errado. O número de mols de H+ é maior que o número de mols de OH-. O número de mols de 
H+ é: 
0,05 mol/L · 0,1 L · 2 = 0,01 mol de H+ proveniente do ácido 
Gabarito: C 
 
(UCB DF/2018) 
Em determinado laboratório, uma amostra de sangue foi coletada e constatou-se que o plasma 
tinha uma concentração de bicarbonato HCO3- igual a 2,8·10–3 mol/L e a concentração de 1,4·10–4 
mol/L para o ácido carbônico. Considerando a reação que envolve tais substâncias como sendo 
H2CO3 + H2O ⇌ H3O+ + HCO3- pKa = 6,1 
e que log 2 = 0,3, assinale a alternativa que indica o pH desse material sanguíneo. 
 
a) 7,1 
b) 7,2 
c) 7,3 
d) 7,4 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 36
e) 7,5 
 
Comentários: 
pKa = - log Ka → Ka = 10-6,1 
𝐾 =
[ ]·[ ]
[ ]
 
 
𝐾 =
[ ]·[ ]
[ ]
 
 
10 , =
[ ]·[ , · ]
[ , · ]
 
 
[𝐻 𝑂 ] = · 10 , 
 
𝑝𝐻 = − log( · 10 , ) = −(log + log 10 , ) = 
 
−(log 1 − log 2 + log 10 , ) = −(0 − 0,3 − 7,1) = 7,4 
 
Gabarito: D 
 
(EsPCEX/2018) 
A uma solução aquosa de 100 mL de ácido clorídrico (HCl) de concentração 1 mol L–1 foram 
adicionados 400 mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) de concentração 0,75 
mol·L–1. 
Considerando que: 
- a solução básica foi parcialmente neutralizada pela solução do ácido; 
- o ácido clorídrico é um ácido forte (α=100%); 
- o hidróxido de sódio é uma base forte (α=100%). 
O pH da mistura resultante dessa reação de neutralização é 
Dado: log 4 = 0,60 
 
a) 13,6. 
b) 11,4. 
c) 9,8. 
d) 7,5. 

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e) 4,3. 
 
Comentários: 
Nº de mols de H+ = Concentração (em mol/L) · volume · grau de ionização · nº de H+ por fórmula 
Nº de mols de H+ = 1 mol/L · 0,1 L · 100 % · 1 = 0,1 mol de H+ 
 
Nº de mols de OH- = Concentração (em mol/L) · volume · grau de dissociação · nº de OH- por 
fórmula 
Nº de mols de OH- = 0,75 mol/L · 0,4 L · 100 % · 1 = 0,3 mol de OH- 
Excesso de OH-: 0,3 mol – 0,1 mol = 0,2 mol OH- em um volume final de 0,5 L. 
[𝑂𝐻 ] =
, 
, 
= 0,4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
pOH = - log [OH-] 
 
𝑝𝑂𝐻 = − log 0,4 = − log 4 · 10 = −(log 4 + log 10 ) = −(0,60 − 1) = 0,4 
 
pH + pOH = 14 
 
pH = 14 – 0,4 = 13,6 
Gabarito: A 
 
(PUC RS/2019) 
Macromoléculas biológicas que participam do metabolismo animal, tais como as enzimas, têm 
suas atividades afetadas quando o pH é alterado. Os gráficos abaixo apresentam a variação na 
atividade enzimática em função do pH das enzimas pepsina e tripsina, encontradas, 
respectivamente, no estômago e no intestino. 
 
Adaptado de Campbell, M.K; Farrel, S.O. Bioquímica. 
Thomson Learning Ed. Ltda. 2006 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 38
 
Com base na análise dos gráficos, podemos concluir que as atividades das enzimas pepsina e 
tripsina serão máximas quando as concentrações de íons hidrônio (H+) no meio, em mol L–1, forem, 
aproximadamente e respectivamente, 
 
a) 10–2 e 10–6 
b) 10–3 e 10–7 
c) 10–6 e 10–9 
d) 10–7 e 10–10 
 
Comentários: 
A atividade enzimática da pepsina é maior quando o pH é igual a 2 e a atividade da tripsina é 
maior em pH 6. 
pH = -log [H+] 
 
Gabarito: A 
 
 
DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO IÔNICO 
Como os equilíbrios iônicos geralmente ocorrem em solução (na maior parte das vezes em meio 
aquoso), eles praticamente não sofrem deslocamento com a variação de pressão. Assim, se 
considerarmos a temperatura constante, o fator que pode deslocar um equilíbrio iônico é a variação nas 
concentrações dos reagentes e dos produtos. 
ADIÇÃO DE SUBSTÂNCIAS OU DE ÍONS QUE ESTÃO EM EQUILÍBRIO - EFEITO 
DO ÍON COMUM 
É o deslocamento de um equilíbrio iônico devido à adição de um íon envolvido nesse equilíbrio. 
Seu comportamento será como na adição de qualquer substância que já existe na reação. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 39
 
Ao adicionar HCl (aq), ele se ioniza, formando o cátion H+(aq). Provoca, portanto, o aumento da 
concentração desse íon no sistema. A cor mudará para laranja, pois o equilíbrio será deslocado para a 
direita, até consumir o excesso adicionado. O íon H+ (aq) é o íon comum ao sistema. 
 
ADIÇÃO DE SUBSTÂNCIAS OU DE ÍONS QUE REAGEM CONSUMINDO AS 
ESPÉCIES QUÍMICAS QUE ESTÃO EM EQUILÍBRIO - EFEITO DO ÍON NÃO 
COMUM 
Um íon não participante de um equilíbrio pode deslocá-lo se houver reação com um dos 
participantes do equilíbrio. 
 
A adição de uma base (NaOH, por exemplo) se dissocia, formando o ânion OH– (aq), que consome 
íons H+. A cor mudará para amarelo, pois o equilíbrio será deslocado para a esquerda para repor a 
quantidade removida desse íon. O íon OH-(aq) é o íon não comum ao equilíbrio. 
 
 
O que reconhecemos como “cheiro de peixe” são odores relacionados aos produtos ou 
compostos resultantes da decomposição. O peixe recém-pescado possui odor suave e agradável, 
que lembra algas marinhas. À medida que a deterioração aumenta, o cheiro se torna bem 
característico e insuportável, pois há produção de uma série de substâncias que cheiram mal. 
É muito comum que as pessoas, após a limpeza do peixe, usem limão para remover o cheiro 
deixado nas mãos, mesmo que desconheçam as razões, em termos científicos, para fazê-lo. 
Sabe-se que um dos principais compostos responsáveis pelo cheiro é a metilamina, de fórmula 
CH3 – NH2, cuja equação de equilíbrio é representada a seguir: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 40
 
𝐻 𝐶𝑁𝐻 ( ) + 𝐻 𝑂 (ℓ) ⇄ 𝐻 𝐶𝑁𝐻 ( ) + 𝑂𝐻 ( )
– 
 
A utilização do limão na lavagem das mãos possibilita a reação dos íons H+, presentes no limão, 
com os íons OH–. Com a diminuição dos íons OH–, o equilíbrio é deslocado para a direita, reduzindo 
a quantidade do gás metilamina (H3C-NH2(g)), responsável pelo cheiro desagradável. 
 
 
INDICADORES ÁCIDO-BASE 
Os peagâmetros fornecem valores muito precisos de pH, no entanto, essa grande precisão nem 
sempre é necessária. Uma maneira menos precisa, porém mais simples, de se estimar o pH de uma 
solução é pelo uso de indicadores. Um indicador é uma substância que muda de cor quando passa da 
forma ácida (protonada) para a básica (desprotonada). A mudança de cor do indicador é ocasionada, 
normalmente, pela interação com os íons H+ ou OH– da solução. Assim, essas substâncias podem ser 
utilizadas quando se pretende estimar, de forma qualitativa, o pH de uma solução.Existem vários indicadores naturais. Dois exemplos comuns são a flor hortência e o repolho roxo. 
Quando a hortência cresce em solo básico, se torna azul; se cresce em solo ácido, se torna rósea. Já o 
repolho roxo, quando picado e fervido em água, produz um extrato vermelho se misturado com um ácido, 
e verde quando misturado com uma base. 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 41
 
 
As antocianinas são um grupo de moléculas que apresentam como grupo cromóforo a estrutura 
de dois anéis aromáticos condensados (um deles com o oxigênio) e outro anel mais afastado, e são 
responsáveis pela coloração vermelha, roxa, ou azulada de vários vegetais como a uva, o repolho 
roxo, as amoras etc. 
 
Indicadores naturais5 
 
Variação de cores das antocianinas 
 
 
5 https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/indicadores-acido-base-naturais.htm. Acesso em 06 de maio de 2022. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 42
 
Mas como ocorrem essas mudanças de cor? Normalmente, os indicadores são ácidos orgânicos 
fracos cujas moléculas não ionizadas possuem coloração diferente das ionizadas. Vamos representar a 
molécula não ionizada do indicador por HIn e a ionizada por In–. Portanto, podemos representar o 
equilíbrio químico de um indicador em uma solução aquosa da seguinte forma: 
HIn ⇌ H+ + In- 
vermelho amarelo 
 
Vamos adotar que a molécula não ionizada possui coloração vermelha em solução e, a ionizada, 
amarelo. Assim, de acordo com o princípio de Le Chatelier, o aumento da concentração de H+ (adição de 
ácido) desloca o equilíbrio para a esquerda, intensificando a cor vermelha. Já a adição de OH– (adição de 
uma base) consome o H+, deslocando o equilíbrio para a direita e intensificando a cor amarela. O intervalo 
de pH no qual ocorre a mudança de cor é denominado faixa de viragem, que é particular de cada 
indicador. Normalmente, as faixas de viragem compreendem duas unidades de pH. A tabela a seguir 
mostra alguns indicadores com os valores numéricos das suas faixas de viragem: 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 43
Os indicadores são comumente utilizados nos laboratórios durante as titulações para indicarem o 
ponto final ou de equivalência da titulação. O mais comum nas titulações é a fenolftaleína, que foi utilizada 
até alguns anos atrás como princípio ativo de um laxante ( ) muito popular. 
 
 
(FMABC SP/2017) 
Os indicadores ácido base são substâncias cuja cor se altera em uma faixa específica de pH. Cada 
indicador atua como um ácido fraco, havendo um equilíbrio entre a forma protonada (HInd) e a sua 
base conjugada (Ind–). Cada uma dessas espécies apresenta cores diferentes, dessa forma a 
tonalidade da solução depende da concentração das duas espécies. A equação a seguir resume as 
características do equilíbrio químico em solução aquosa desses corantes. 
HInd(aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + Ind– (aq) 
Cor A Cor B 
A tabela a seguir apresenta a faixa de viragem (mudança de cor) de alguns indicadores ácido base. 
 
 
A respeito desses indicadores foram feitas algumas observações: 
 
I. A forma protonada (HInd) da fenolftaleína é incolor. 
II. A constante de ionização (Ka) do violeta de metila é menor do que a constante de ionização do 
azul de bromotimol. 
III. Para confirmar que um suco de limão apresenta pH entre 2 e 3, bastaria testá-lo com violeta 
de metila. 
IV. O alaranjado de metila é um ácido mais forte do que a fenolftaleína. 
 
Estão corretas apenas as afirmações: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 44
 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) II e IV. 
d) I e IV. 
 
Comentários: 
A respeito das informações fornecidas, julgam-se os itens. 
I. Certo. A forma protonada (HInd) da fenolftaleína é encontrada em meios ácidos, pois quanto 
mais ácido for a solução aquosa, mais deslocado no sentido de formação dos reagentes. O aumento 
da concentração de H3O+ desloca a reação para o sentido dos reagentes. Segundo a tabela, a 
coloração da fenolftaleína para pH menor que 8,2 é incolor. 
II. Errado. Sabendo que o valor do pKa de um indicador é igual ao valor do pH de sua solução 
aquosa, o valor do pH de viragem do violeta de metila é menor do que o pH de viragem do azul de 
bromotimol. ↓ pKa : ↑ Ka : ↑ [H+] : ↓ pH. Logo, o valor do Ka do violeta de me la é maior do que 
o Ka do azul de bromotimol. 
III. Errado. Para confirmar que um suco de limão apresenta pH entre 2 e 3, é necessário que o 
indicador apresente colorações diferentes para os pH’s. Portanto, o intervalo do pH de viragem do 
indicador deve ser entre os valores 2 e 3. O intervalo de viragem do violeta de metila é inferior a 2 
e, por isso, não poderia diferenciar suco de limão 2 e 3. 
IV. Certo. O valor do pKa de um indicador é igual ao valor do pH de sua solução aquosa. 
 
Quando as concentrações de [In-] e [HIn] forem iguais, o pH da solução aquosa do indicador será 
igual ao valor do pKa. 
O pH de viragem do alaranjado de metila é menor que o pH de viragem da fenolftaleína, logo o 
alaranjado de metila é um ácido mais forte. 
↓ pKa : ↑ Ka : ↑ [H+] : ↓ pH : ↑ acidez 
 
Gabarito: D 
 
(PUC SP/2017) 
Dados: 
Constante de ionização (Ka) do H2CO3 = 4·10–7 
Constante de ionização (Kb) do NH3 = 2·10–5 
Constante de ionização (Kw) do H2O = 1·10–14 
 
𝑝𝐾𝑎 = 𝑝𝐻 − log(
[𝐼𝑛−]
[𝐻𝐼𝑛]
) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 45
Os indicadores ácido base são substâncias cuja cor se altera em uma faixa específica de pH. A 
tabela a seguir apresenta a faixa de viragem (mudança de cor) de alguns indicadores ácido base. 
 
A partir da análise dessa tabela, um técnico executou um procedimento para distinguir algumas 
soluções. 
Para diferenciar uma solução de HCl de concentração 1,0 mol·L–1 de uma solução de HCl de 
concentração 0,01 mol·L–1 ele utilizou o indicador X. Para diferenciar uma solução de bicarbonato 
de sódio (NaHCO3) de concentração 0,01 mol·L–1 de uma solução de cloreto de amônio (NH4Cl) de 
concentração 0,01 mol·L–1 ele utilizou o indicador Y. Para diferenciar uma solução de amoníaco 
(NH3) de concentração 1,0·10–3 mol·L–1 de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) de 
concentração 0,1 mol·L–1 ele utilizou o indicador Z. 
A alternativa que apresenta os indicadores X, Y e Z adequados para cada um dos procedimentos 
propostos pelo técnico é 
 
 
 
Comentários: 
 
Indicadores são substâncias ou misturas que apresentam cores diferentes para pH’s distintos. 
- Diferenciar uma solução de HCl 1,0 mol·L–1 de uma solução HCl 0,01 mol·L–1: 
O ácido clorídrico é um ácido forte e sofre 100% de ionização em água, assim, o pH das soluções 
é de 0 e 2. O indicador que apresentaria colorações distintas para pH 0 e 2 é o violeta de metila (X). 
- Diferenciar uma solução de bicarbonato de sódio e de cloreto de amônio: 
O bicarbonato de sódio é um sal que sofre hidrólise em água e forma uma solução levemente 
básica, porque o bicarbonato consome alguns íons H+ da água. O cloreto de amônio é um sal que 
sofre hidrólise em água e forma uma solução levemente ácida, porque o íon amônio consome alguns 
íons OH- da água. Portanto, o indicador deve apresentar uma coloração diferente para ligeiramente 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 46
básico e ligeiramente ácido, o pH de viragem desse indicador deve ser em torno de 7. O indicador 
que cumpre com as exigências é o azul de bromotimol (Y). 
- Diferenciar uma solução de amoníaco e de hidróxido de sódio: 
A solução de amoníaco é formada por uma base fraca, enquanto o hidróxido de sódio é uma base 
forte. O indicador recomendado para diferenciaressas soluções deve apresentar o pH de viragem 
entre o pH de base forte e pH para base fraca. As bases fortes se aproximam do pH 14, enquanto as 
bases fracas se aproximam do pH 7. O indicador que cumpre com essas exigências é o amarelo de 
alizarina R (Z). 
 
Gabarito: A 
 
(FATEC SP/2016) 
Experiência – Escrever uma mensagem secreta no laboratório 
Materiais e Reagentes Necessários 
 Folha de papel 
 Pincel fino 
 Difusor 
 Solução de fenolftaleína 
 Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L ou solução saturada de hidróxido de cálcio 
 
Procedimento Experimental 
Utilizando uma solução incolor de fenolftaleína, escreva com um pincel fino uma mensagem 
numa folha de papel. 
A mensagem permanecerá invisível. 
Para revelar essa mensagem, borrife a folha de papel com uma solução de hidróxido de sódio ou 
de cálcio, com o auxílio de um difusor. 
A mensagem aparecerá magicamente com a cor vermelha. 
 
Explicação 
A fenolftaleína é um indicador que fica vermelho na presença de soluções básicas, nesse caso, 
uma solução de hidróxido de sódio ou de cálcio. 
<http://tinyurl.com/o2vav8v> Acesso em: 31.08.15. Adaptado. 
A fenolftaleína atua como um indicador ácido-base por ser um ácido fraco, que em solução 
alcóolica, apresenta a cor das moléculas não-dissociadas, HInd, diferente da cor dos respectivos 
íons, Ind–. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 47
 
A leitura da mensagem no experimento descrito é possível porque a presença de íons OH– na 
solução de fenolftaleína promove deslocamento do equilíbrio para a 
 
a) direita, devido à diminuição do grau de ionização da fenolftaleína. 
b) direita, devido ao aumento da concentração de íons H+. 
c) direita, devido ao consumo de íons H+ pelos íons OH–. 
d) esquerda, devido ao consumo de íons H+ pelos íons OH–. 
e) esquerda, devido à diminuição do grau de ionização da fenolftaleína. 
 
Comentários: 
 
Observe a reação abaixo: 
 
Ao borrifar uma base, a concentração de íons OH- da base consome os íons H+ do equilíbrio iônico. 
O consumo de íons H+ do equilíbrio iônico desloca o novo equilíbrio no sentido direto da reação, ou 
seja, no sentido de formação dos íons H+ e Ind-. 
 
Gabarito: C 
 
(IFPE/2016) 
Indicadores são ácidos orgânicos fracos ou bases orgânicas fracas que apresentam colorações 
diferenciadas, dependendo de suas formas ionizadas ou não ionizadas, influenciadas pela variação 
de pH do meio. Considere as colorações e faixas de viragem de pH dos indicadores ácido-base 
abaixo: 
 
 
Assinale a alternativa que contenha a coloração de uma solução de KOH 0,01 mol/L na presença, 
respectivamente, dos indicadores: alaranjado de metila, azul de bromotimol e fenolftaleína. 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 48
a) Vermelho, azul e rosa. 
b) Amarelo, azul e rosa. 
c) Amarelo, amarelo e rosa. 
d) Vermelho, azul e incolor. 
e) Amarelo, azul e incolor. 
 
Comentários: 
A solução de KOH é uma solução de base forte que apresenta pH: 
[OH-] = 10-2 mol/L, logo, o pOH = 2. 
pH + pOH = 14 
pOH = 14 -2 = 12 
Coloração do KOH na presença dos indicadores: 
 
Gabarito: B 
 
(PUC RS/2016) 
Os indicadores ácido-base são úteis para se obter informações sobre o pH de soluções. Alguns, 
como o extrato de repolho roxo, podem ser preparados facilmente por qualquer pessoa na cozinha. 
Outros, como o tornassol, a fenolftaleína e o alaranjado de metila, são mais usados em laboratórios. 
Eles apresentam uma cor em pH ácido, outra cor em pH básico, e tonalidades intermediárias em 
uma faixa limitada de pH (faixa de mudança de cor), conforme pode ser observado na tabela. 
 
 
De acordo com as informações acima, é correto afirmar: 
 
a) Uma solução que fica incolor com fenolftaleína poderia ter pOH 3. 
b) Água com sal de cozinha fica rosa com fenolftaleína, mas amarela com alaranjado de metila. 
c) Uma solução que é tingida de azul pelo tornassol seria tingida de amarelo pelo alaranjado de 
metila. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 49
d) Colocando gotas de amoníaco em água com fenolftaleína, é possível que a cor mude de rosa 
para incolor. 
e) Um suco de fruta com concentração de H+ igual a 0,0005 mol/L fica incolor com fenolftaleína, 
mas amarelo com o alaranjado de metila. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. pOH igual a 3, significa pH igual a 11. A fenolftaleína apresenta cor rosa para pH maior 
que 10. 
b) Errado. Água com sal de cozinha fica incolor com fenolftaleína, mas amarela com alaranjado 
de metila. O sal de cozinha, cujo componente principal é o cloreto de sódio, não interfere no pH da 
água, logo, o pH encontrado é igual a 7. 
c) Certo. Uma solução azul com tornassol apresenta pH maior que 8. O alaranjado de metila 
apresenta coloração amarela para pH maior que 4,5. 
d) Errado. O amoníaco é uma solução que apresenta uma base fraca chamado hidróxido de 
amônio. A fenolftaleína apresenta coloração rosa para soluções básicas. 
e) Errado. Um suco de fruta com concentração de H+ igual a 0,0005 mol/L apresenta pH entre 3 e 
4. pH 3 e 4 apresenta coloração incolor para a fenolftaleína e uma mistura de coloração de vermelho 
e amarelo para o alaranjado de metila. 
Gabarito: C 
 
(UEA AM/2016) 
Vermelho de fenol é um indicador ácido-base que se apresenta amarelo em meio ácido e 
vermelho em meio básico. Assim, ele ficará amarelo quando acrescentado a uma mistura de água 
destilada com __________ e vermelho quando acrescentado a uma mistura de água destilada com 
__________. 
As lacunas do texto são preenchidas, correta e respectivamente, por 
 
a) SO2 – CaO. 
b) K2O – CO2. 
c) SO2 – CO2. 
d) CaO – CO2. 
e) K2O – CaO. 
 
Comentários: 
O vermelho de fenol se apresenta amarelo em meio ácido e vermelho em meio básico. 
Analisa-se a influência do pH de cada composto indicado nas alternativas: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 50
 
Gabarito: A 
 
 
UMA BREVE REVISÃO SOBRE FUNÇÕES INORGÂNICAS 
Antes de começarmos o tópico sobre Hidrólise Salina, é de suma importância que você revise 
alguns pré-requisitos importantes como, por exemplo: 
 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS 
Os ácidos são classificados em relação ao primeiro grau de ionização e se dividem em: 
 
 
 
Além dos valores do grau de ionização, existe uma relação quantitativa chamada constante de 
ionização de um ácido (Ki) ou constante ácida (Ka), que será melhor desenvolvido na aula sobre equilíbrio 
iônico – por enquanto, a simples noção de que essas constantes estão associadas à acidez é suficiente. 
↑Ka ↑ionização ↑α ↑ força do ácido ↑Acidez 
Classificação de 
ácidos e bases
Reações de 
Neutralização
Classificação dos 
Sais
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 51
Os valores de α e Ka são experimentais e possuem tabelas específicas em livros, porém é 
necessário conhecer a classificação da força dos ácidos mais importantes. 
 
No caso de Oxiácidos, podemos medir sua força utilizando a Regra de Pauling, que indica a força 
ácida pela diferença entre o número de átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio 
ionizáveis. 
𝑿 = ( 𝒏º 𝒅𝒆 𝒐𝒙𝒊𝒈ê𝒏𝒊𝒐𝒔 ) – ( 𝒏º 𝒅𝒆 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒐𝒈ê𝒏𝒊𝒐𝒔 𝒊𝒐𝒏𝒊𝒛á𝒗𝒆𝒊𝒔 ) 
■ X = 3: muito forte. Exemplo: HClO4. 
■ X = 2: forte. Exemplo: H2SO4. 
■ X = 1: moderado. Exemplo: H3PO4. 
■ X = 0: fraco. Exemplo: H3BO3. 
 
Uma importante exceção à Regra de Pauling é a do H2CO3, que é um ácido fraco. Na comparação 
de oxiácidos que possuem o mesmo valor de X, através da Regra de Pauling, utilizamos a 
eletronegatividade do átomo central para estabelecer a ordem de acidez. Quanto maior for a 
eletronegatividade do átomo central, maior será a força ácida.Observe o exemplo a seguir: 
 
 
A maior eletronegatividade do átomo central aumenta a carga parcial positiva do hidrogênio (δ+), 
facilitando a sua retirada pela água. Em relação aos hidrácidos, você precisará memorizar a seguinte 
ordem: 
 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 52
 
 
 
 
Quanto maior a oxigenação de um ácido, maior será a influência da eletronegatividade dos 
oxigênios sobre os hidrogênios ionizáveis. Por isso o ácido sulfúrico (H2SO4) é mais forte que o ácido 
sulfuroso (H2SO3). 
 
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES 
A força de uma base é determinada pela intensidade de sua dissociação, ou seja, por sua 
solubilidade: quanto mais solúvel, mais dissociado, mais íons OH-, logo mais forte é a base. 
Em relação à força das bases, podemos classificar: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 53
 
*Exceções: hidróxido de berílio e hidróxido de magnésio são insolúveis, logo são bases fracas. 
- A amônia é a única base inorgânica que é solúvel e fraca. 
Apesar de serem parcialmente solúveis, as bases de metais alcalinoterrosos são fortes porque 
dissociam 2 íons hidroxila por fórmula e, consequentemente, elevam a quantidade desses íons em 
solução. 
 
 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 54
 
 
REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO 
De acordo com o tipo de reação de neutralização, podemos classificar os sais em sais normais ou 
neutros, sais ácidos ou hidrogenossais e sais básicos ou hidroxissais. As neutralizações são classificadas 
em dois tipos: neutralização total e neutralização parcial. 
 
Neutralização total 
A neutralização total acontece quando o sal formado não apresenta H+ e nem OH- em sua fórmula. 
A fim de construir a equação da reação de neutralização total, deve-se balancear a quantidade de H+ do 
ácido com a quantidade de OH- da base. 
 
Exemplos: 
HC (aq)+ NaOH (aq) → NaC (aq)+ H2O () 
H2S (aq) + 2 CuOH (aq) → Cu2S (aq) + 2 H2O () 
2 HNO3 (aq) + Ca(OH)2 (aq) → Ca(NO3)2 (aq) + 2 H2O () 
H2SO4 (aq) + 2 NH4OH(aq) → (NH4)2SO4 (aq) + 2 H2O () 
2 H3PO4 (aq) + 3 Ca(OH)2(aq) → Ca3(PO4)2 (aq) + 6 H2O () 
2 H2SO4(aq) + 1 A(OH)3(aq) + KOH(aq) → KA(SO4)2(aq) + 4 H2O () 
H3PO4(aq) + NaOH(aq) + 2 KOH(aq) → NaK2PO4(aq) + 3 H2O () 
HC (aq) + HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaCBr(aq) + 2 H2O () 
2 HC (aq) + HNO3(aq) + Bi(OH)3(aq) → BiC2NO3(aq) + 3 H2O () 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 55
 
Neutralização parcial 
A neutralização parcial ocorre quando, no sal formado, ainda existe íon H+ ou OH- em sua fórmula. 
Para que ocorra a reação de neutralização parcial, o número de mols de H+, provenientes do ácido, deve 
ser diferente do número de mols de OH-, proveniente da base. Em geral, as proporções são definidas pela 
própria questão ou problema que envolva tal reação (ou até mesmo pela fórmula do sal é possível 
identificar o tipo de reação de neutralização parcial). 
 
Exemplos: 
1 H2S (aq) + 1 CuOH (aq) → CuHS (aq) + 1 H2O () 
1 H2CO3(aq) + 1 NaOH(aq) → NaHCO3(aq) + 1 H2O () 
1 H3PO4(aq) + 1 KOH(aq) → KH2PO4(aq) + 1 H2O () 
1 H4SiO4(aq) + 2 CuOH(aq) → Cu2H2SiO4(aq) + 2 H2O () 
1 HCN(aq) + 1 A (OH)3(aq) → A(OH)2CN(aq) + 1 H2O () 
2 HNO3(aq) + 1 Cr(OH)3(aq) → Cr(OH)(NO3)2(aq) + 2 H2O () 
1 H2SO4 (aq) + 1 NH4OH (aq) → NH4HSO4 (aq) + 1 H2O () 
1 H3PO4 (aq) + 1 Ca(OH)2 (aq) → CaHPO4 (aq) + 2 H2O () 
1 HNO3 (aq) + 1 Ca(OH)2 (aq) → Ca(OH)NO3 (aq) + 1 H2O () 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS 
Em relação ao tipo de neutralização, os sais podem ser classificados da seguinte forma: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 56
 
 
Sal neutro ou normal 
Os sais ditos normais são produtos da neutralização total de um ácido com uma base. Todos os 
hidrogênios ionizáveis do ácido, assim como as hidroxilas da base, são convertidos em água durante a 
neutralização. O ácido e a base reagem em proporção estequiométrica, ou seja, o número de hidrogênios 
ionizáveis é igual ao número de hidroxilas. 
Exemplos: 
HC (aq)+ NaOH (aq) → NaC (aq)+ H2O () 
H2S (aq) + 2 CuOH (aq) → Cu2S (aq) + 2 H2O () 
2 HNO3 (aq) + Ca(OH)2 (aq) → Ca(NO3)2 (aq) + 2 H2O () 
H2SO4 (aq) + 2 NH4OH(aq) → (NH4)2SO4 (aq) + 2 H2O () 
2 H3PO4 (aq) + 3 Ca(OH)2(aq) → Ca3(PO4)2 (aq) + 6 H2O () 
 
Hidrogenossal 
Os hidrogenossais são produtos da neutralização parcial de um ácido e total da base. O ácido e a 
base não reagem em proporção estequiométrica. O número de hidrogênios ionizáveis é maior que o 
número de hidroxilas. Lembre-se de que cada mol de H+ neutraliza um mol de OH–. Os hidrogenossais 
possuem hidrogênios ionizáveis em suas estruturas, passíveis de serem neutralizados. 
Exemplos: 
1 H2S (aq) + 1 CuOH (aq) → CuHS (aq) + 1 H2O () 
1 H2CO3(aq) + 1 NaOH(aq) → NaHCO3(aq) + 1 H2O () 
1 H3PO4(aq) + 1 KOH(aq) → KH2PO4(aq) + 1 H2O () 
1 H4SiO4(aq) + 2 CuOH(aq) → Cu2H2SiO4(aq) + 2 H2O () 
1 H2SO4 (aq) + 1 NH4OH (aq) → NH4HSO4 (aq) + 1 H2O () 
1 H3PO4 (aq) + 1 Ca(OH)2 (aq) → CaHPO4 (aq) + 2 H2O () 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 57
 
Hidroxissal 
São produtos da neutralização parcial de uma base e total do ácido. O ácido e a base não reagem 
em proporção estequiométrica. Desse modo, o número de hidroxilas é maior que o número de 
hidrogênios ionizáveis. Os hidroxissais possuem hidroxilas em suas estruturas, passíveis de serem 
neutralizadas. 
Exemplos: 
1 HCN(aq) + 1 A (OH)3(aq) → A(OH)2CN(aq) + 1 H2O () 
2 HNO3(aq) + 1 Cr(OH)3(aq) → Cr(OH)(NO3)2(aq) + 2 H2O () 
1 HNO3 (aq) + 1 Ca(OH)2 (aq) → Ca(OH)NO3 (aq) + 1 H2O () 
 
Sal duplo ou misto 
São sais que apresentam mais de um cátion ou mais de um ânion em suas estruturas. São obtidos 
pela neutralização de dois ácidos com uma base ou vice-versa. 
Exemplos: 
2 H2SO4(aq) + 1 A(OH)3(aq) + KOH(aq) → KA(SO4)2(aq) + 4 H2O () 
H3PO4(aq) + NaOH(aq) + 2 KOH(aq) → NaK2PO4(aq) + 3 H2O () 
HC (aq) + HBr(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaCBr(aq) + 2 H2O () 
2 HC (aq) + HNO3(aq) + Bi(OH)3(aq) → BiC2NO3(aq) + 3 H2O () 
 
 
Pronto, agora que revisamos alguns pontos importantes, 
podemos continuar com Hidrólise Salina, bora? 
 
HIDRÓLISE SALINA 
Você sabia que nem todo sal apresenta pH igual a 7? 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 58
O pH dos sais depende dos cátions e ânions que os formam. Cátions e ânions provenientes de 
ácidos e bases fortes permanecem em solução sem se atraírem a outros, enquanto os provenientes de 
fracos se atraem eletroestaticamente, formando substâncias em solução. O sal de cozinha, NaCl, por 
exemplo, é composto de dois íons provenientes de ácidos e bases fortes: o Na+, advindo do hidróxido de 
sódio, NaOH, uma base forte; e o Cl–, advindo de um ácido forte, o HCl. O MgCl2, por sua vez, apesar de 
também ser formado pelo Cl–, é formado por um cátion originado de uma base fraca, o hidróxido de 
magnésio, Mg(OH)2, o que faz com que este não tenha pH igual a 7. 
O pH de soluções salinas pode ser inferido a partir da hidrólise desses sais, que será estudada neste 
tópico. 
Hidrólise de salina (do grego: hydro, “água”; lysis, “decomposição”) é a reação que ocorre entre 
a água e, pelo menos, um dos íons formados na dissociação do sal. É a reação inversa da 
neutralização. 
 
CARÁTER ÁCIDO OU BÁSICO DE SOLUÇÕES SALINAS 
No preparo de uma solução salina, o sal sofre o processo de dissociação iônica, liberando íons 
positivos (cátions) e negativos (ânions). A grande maioria dos sais são fortes eletrólitos, ou seja, são muito 
solúveis em água. 
𝐵 𝐴 ( ) ⇄ 𝐵( ) + 𝐴( ) 
O comportamento dos íons em relação à água é o que determina o pH do meio. Algunscátions 
são capazes de reagir com a água gerando íons H+ e aumentando a acidez. Alguns ânions são capazes de 
reagir com a água gerando íons OH– e diminuindo a acidez. O esquema geral é o seguinte: 
𝐵( ) + 𝐻 𝑂 ⇄ 𝐵𝑂𝐻( ) + 𝐻( ) 
𝐴( ) + 𝐻 𝑂 ⇄ 𝐻𝐴( ) + 𝑂𝐻( ) 
 
 
Uma associação muito importante é a seguinte: 
A hidrólise de um cátion produz outro cátion (H+). 
A hidrólise de um ânion produz outro ânion (OH-). 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 59
Podemos prever qualitativamente o pH de uma solução salina pela análise do cátion proveniente 
da base e do ânion proveniente do ácido que constituem o sal dissolvido. Lembre-se de que um sal pode 
ser obtido em uma reação de neutralização entre um ácido e uma base. Observe as regras seguintes: 
 
SAIS DERIVADOS DE ÁCIDO FORTE E BASE FORTE 
São exemplos NaCl e CaSO4, provenientes do NaOH e HCl, e do Ca(OH)2 e H2SO4, respectivamente. 
Nem o cátion nem o ânion desses sais se hidrolisam. 
𝑁𝑎𝐶𝑙 ⇄ 𝑁𝑎 + 𝐶𝑙 
𝐻 𝑂 ⇄ 𝐻 + 𝑂𝐻 
𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻 𝑂 ⇄ 𝑁𝑎 + 𝑂𝐻 + 𝐻 + 𝐶𝑙 
Observe-se que nessa reação não ocorre hidrólise. Os íons provenientes do sal, por serem 
resultantes de ácidos e bases fortes, permanecem em solução, e o sal não sofre hidrólise salina. Portanto, 
o pH do meio é neutro é igual a 7. 
 
SAIS DERIVADOS DE BASE FORTE E ÁCIDO FRACO 
São exemplos NaClO e Ca(HCO3)2, provenientes do NaOH e HClO, e do Ca(OH)2 e H2CO3, 
respectivamente. O ânion sofre hidrólise e produz os íons OH-. O cátion não se hidrolisa, portanto, a 
solução tem o pH maior que 7. 
𝑁𝑎𝐶𝑙𝑂 ⇄ 𝑁𝑎 + 𝐶𝑙𝑂 
𝐻 𝑂 ⇄ 𝐻 + 𝑂𝐻 
𝑁𝑎𝐶𝑙𝑂 + 𝐻 𝑂 ⇄ 𝑁𝑎 + 𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙𝑂 
Ou 
𝐶𝑙𝑂 + 𝐻 𝑂 ⇄ 𝐶𝑙𝑂 + 𝑂𝐻 
Repetindo, observe-se que houve a formação de um ácido fraco, o HClO, e que há presença de 
íons hidroxila OH– em solução, o que faz com que esta possua caráter básico e, portanto, pH maior que 
7. O cátion sódio permanece em solução em vez de formar uma base com o OH–, pois é originado de uma 
base forte, permanecendo livre e dissociado. 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 60
SAIS DERIVADOS DE BASE FRACA E ÁCIDO FORTE 
São exemplos NH4Cl e Al(NO3)3, provenientes do NH4OH e HCl, e do Al(OH)3 e HNO3, 
respectivamente. O cátion sofre hidrólise e produz os íons H+. O ânion não se hidrolisa, portanto, a 
solução tem o pH menor que 7. 
𝑁𝐻 𝐶𝑙 ⇄ 𝑁𝐻 + 𝐶𝑙 
𝐻 𝑂 ⇄ 𝐻 + 𝑂𝐻 
𝑁𝐻 𝐶𝑙 + 𝐻 𝑂 ⇄ 𝐻 + 𝐶𝑙 + 𝑁𝐻 𝑂𝐻 
Ou 
𝑁𝐻 + 𝐻 𝑂 ⇄ 𝑁𝐻 𝑂𝐻 + 𝐻 
Mais uma vez, observe-se que houve a formação de uma base fraca, o hidróxido de amônio. Apesar 
disso, a presença de íons H+ nos produtos indica que o meio possui pH menor que 7, ou seja, apesar da 
existência de uma base, o caráter da solução é ácido. Observe-se que o íon cloreto permanece em solução, 
em vez de formar um ácido com o íon H+. Isso ocorre porque os ácidos e as bases fortes permanecem 
completamente dissociados em solução, com seus íons livres. 
 
SAIS DERIVADOS DE BASE FRACA E ÁCIDO FRACO 
São exemplos NH4CN e FeS, provenientes do NH4OH e HCN, e do Fe(OH)2 e H2S, respectivamente. 
O cátion e o ânion sofrem hidrólise. O pH da solução depende do Ka do ácido e do Kb da base. Se Ka > Kb, 
o pH é menor que 7; caso contrário, maior que 7. 
𝑁𝐻 𝐶𝑁 ⇄ 𝑁𝐻 + 𝐶𝑁 
𝐻 𝑂 ⇄ 𝐻 + 𝑂𝐻 
𝑁𝐻 𝐶𝑁 + 𝐻 𝑂 ⇄ 𝐻𝐶𝑁 + 𝑁𝐻 𝑂𝐻 
Ou 
𝑁𝐻 + 𝐻 𝑂 ⇄ 𝑁𝐻 𝑂𝐻 + 𝐻 
𝐶𝑁 + 𝐻 𝑂 ⇄ 𝐻𝐶𝑁 + 𝑂𝐻 
Observe-se que o sal sofreu hidrólise, mas, como o cátion e o ânion são provenientes de ácidos e 
bases fracos, não permanecem dissociados em solução, e, sim, formam um ácido e uma base. 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 61
 
Em todos os casos mencionados, o íon que sofre hidrólise é o proveniente do eletrólito (ácido ou 
base) fraco. Esses íons são denominados de componentes fracos do sal. Portanto, podemos fazer as 
seguintes generalizações: 
Quem sofre hidrólise é o componente fraco do sal. 
Quem determina o caráter ácido, básico ou neutro da solução é o componente forte do sal. Ou 
seja, na solução predomina sempre o caráter do mais forte. 
 
Repetindo: 
– A solução resultante será ácida se o ácido formado apresentar constante de ionização mais 
alta que a da base; 
– a solução resultante será básica se a base apresentar constante de ionização mais alta que a 
do ácido; 
– a solução resultante será neutra se as constantes de ionização do ácido e da base forem 
equivalentes. 
 
Ou, simplificadamente: 
Sal de ácido fraco e base forte ⇒ solução básica; 
sal de ácido forte e base fraca ⇒ solução ácida; 
sal de ácido forte e base forte ⇒ solução neutra. 
sal de ácido fraco e base fraca ⇒ solução neutra, mas depende do Ka e Kb. 
𝑲𝒂 > 𝑲𝒃 ⟶ pH ligeiramente menor que 7 (ácido). 
𝑲𝒂 < 𝑲𝒃 ⟶ pH ligeiramente maior que 7 (básico) 
 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 62
 
(FCM MG/2017) 
Os pH’s das soluções de NH4Cl, CH3COO-K+, NaHCO3 e LiNO3 podem ser, respectivamente: 
a) <7 ; >7 ; >7 ; =7. 
b) <7 ; >7 ; <7 ; =7. 
c) >7 ; <7 ; =7 ; <7. 
d) >7 ; <7 ; <7 ; =7. 
 
Comentários: 
Analisa-se os sais nos seguintes critérios: identificação dos íons, identificação das espécies que 
sofrem hidrólise e influência no pH. 
Sal: 
 
pH: <7; >7; >7; =7. 
Gabarito: A 
 
(IBMEC SP Insper/2019) 
Sal: NH4C CH3COOK NaHCO3 LiNO3 
Íons: NH4+ e C- CH3COO- e K+ Na+ e HCO3- Li+ e NO3- 
Espécies que 
sofrem 
hidrólise: 
NH4+ 
(proveniente 
da base fraca 
NH4OH) 
CH3COO- 
(proveniente 
do ácido fraco 
CH3COOH) 
HCO3- 
(proveniente 
do ácido fraco 
H2CO3) 
Nenhum 
Reação de 
hidrólise: 
NH4+ + H2O → 
NH4OH + H+ 
CH3COO- + 
H2O → 
CH3COOH + 
OH- 
HCO3- + H2O 
→ H2CO3 + 
OH- 
-------- 
Influência 
no pH: 
Libera H+ 
Diminui o pH 
Libera OH- 
Aumenta o pH 
Libera OH- 
Aumenta o pH 
Não libera 
H+ ou OH- 
Não muda 
o pH 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 63
Um agricultor pretende iniciar um empreendimento de produção de frutas e, para isso, submeteu 
amostras do solo de sua propriedade para análise química e parecer técnico de um engenheiro 
agrônomo. 
 
 
Para que o agricultor possa fazer a correção do pH do solo de forma adequada para a sua 
produção, ele deverá adicionar ao solo 
 
a) NaCl. 
b) P4O10. 
c) KNO3. 
d) NH4Cl. 
e) CaO. 
 
Comentários: 
Alguns compostos ao entrarem em contato com a água, alteram o pH do sistema. Analisa-se a 
influência de cada composto iônico em água. 
a) NaCl. Não altera o pH. O íon Na+ é proveniente da base forte NaOH, logo, não realiza hidrólise. 
O íon Cl- é proveniente do ácido forte HCl, logo, não realiza hidrólise. 
b) P4O10. Não altera o pH. O P4O10 é um óxido molecular e não sofre hidrólise. 
c) KNO3. Não altera o pH. O íon K+ é proveniente da base forte KOH, logo, não realiza hidrólise. O 
íon NO3- é proveniente do ácido forte HNO3, logo, não realiza hidrólise. 
d) NH4Cl. Diminui o pH. O íon NH4+ é proveniente da base fraca NH4OH ou NH3, logo, realiza 
hidrólise. O íon Cl- é proveniente do ácido forte HCl, logo, não realiza hidrólise. 
NH4+ + H2O → NH4OH + H+ 
e) CaO. Aumenta o pH. Os óxidos iônicos de metais alcalino ou alcalinoterrosos reagem com a 
água formando bases. 
CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (aq) 
A única alternativa que consegue aumentar o pH de 5 para 6 é o uso do CaO, chamada de cal viva 
ou cal virgem. Esse método é chamado de calagem. 
Gabarito: E 
 
(UEFS BA/2018) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 64
Em uma aula de química, a professora desenhou na lousa o esquema representado a seguir. 
 
Em seguida fez duas perguntas para a turma: Qual é o pH da solução 1? Das três soluções, qual é 
aquelaque tem o pH mais alto? 
As respostas corretas às perguntas feitas pela professora são 
a) pH = 3 e solução 2. 
b) pH = 1 e solução 2. 
c) pH = 2 e solução 2. 
d) pH = 2 e solução 3. 
e) pH = 3 e solução 3. 
 
Comentários: 
Cálculo do pH da solução 1: 
O HC l é um ácido forte, é encontrado totalmente ionizado (α = 100%) e apresenta concentração 
de 0,01 mol/L. 
[H+] = M · α · x = 0,01 mol/L · 1 · 1 = 10-2 
pH = - log [H+] = - log [10-2] = 2 
 
Gabarito: D 
 
(UNIUBE MG/2016) 
A hidrólise salina é um processo no qual o(s) íon(s) do sal formado(s) pela neutralização entre 
ácido e base pode(m) reagir com a água do meio deixando a solução ácida, básica ou mantendo-a 
neutra. Um grupo de alunos misturou uma solução de hidróxido de amônio com uma de ácido 
cianídrico, ambas de mesma concentração, e fez as seguintes afirmações: 
Dados: HCN (Ka = 4,9·10–10); NH4OH (Kb = 1,8·10–5) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 65
 
I. A hidrólise ocorre com o íon NH4+, deixando o meio básico. 
II. A reação envolvida seria CN–(aq) + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH–(aq), pois a base é mais forte. 
III. O sal formado será neutro, pois o ácido e a base são fracos. 
 
É(São) VERDADEIRA(S) a(s) afirmação(ões) contida(s) em: 
 
a) I, apenas 
b) II, apenas 
c) III, apenas 
d) I e II, apenas 
e) II e III, apenas 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
I. Errado. O íon amônio sofre hidrólise e deixa o meio mais ácido, porque libera íon H+. 
NH4+ + H2O → NH4OH + H+ 
A constante de ionização da base é maior do que do ácido, logo, o meio básico porque o hidróxido 
de amônio é mais forte que o ácido cianídrico. 
II. Certo. O íon cianeto sofre hidrólise liberando OH-. 
CN- + H2O → HCN + OH- 
III. Errado. Os sais neutros não sofrem hidrólise porque são formados pela reação de ácidos e 
bases fortes. 
Gabarito: B 
 
(UEPG PR/2015) 
No tratamento da água de uma piscina, realizou-se a cloração através da adição diária de solução 
aquosa de hipoclorito de sódio, NaClO(aq) a 15% (m/v), na proporção de 30 mL/m3. Sobre as 
substâncias envolvidas e o processo do qual participam, assinale o que for correto. 
 
01. O hipoclorito de sódio é um sal solúvel em água que se dissocia facilmente. 
02. O hipoclorito de sódio é derivado de um ácido fraco (ácido hipocloroso) e de uma base forte 
(hidróxido de sódio). 
04. A dissociação do hipoclorito de sódio, em meio aquoso, pode ser representada como: 
NaClO(aq) → Na+(aq) + ClO–(aq) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 66
08. Em meio aquoso, parte dos íons hipoclorito sofre hidrólise, reconstituindo o ácido 
hipocloroso. 
16. A adição diária de hipoclorito de sódio por m3 corresponde a 4,5 g desse sal. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
01. Certo. Os sais alcalinos são, majoritariamente, solúveis em água. 
02. Certo. A reação de obtenção do hipoclorito de sódio é: HC lO + NaOH → NaClO + H2O. 
04. Certo. A dissociação do hipoclorito de sódio é identificada pela separação do metal e ametais. 
O sódio é um cátion monovalente, enquanto o hipoclorito é um ânion monovalente. 
08. Certo. O íon hipoclorito é um ânion proveniente de ácido fraco, logo, sofre hidrólise: 
C lO- + H2O → HClO + OH 
16. Certo. Para cada m3 de piscina, é adicionado 30 mL de solução de NaClO a 15% (m/v). 
Para cada 100 mL de solução, apresenta 15 g de NaClO, logo: 
 
 çã
· 30 𝑚𝐿 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 4,5 𝑔 𝑑𝑒 𝑠𝑎𝑙 
 
Gabarito: 31 
 
(UFSCAR SP/2015) 
Durante uma aula de laboratório sobre propriedades de substâncias químicas em solução, um 
professor apresentou aos estudantes soluções aquosas, na concentração 0,1 mol/L das seguintes 
substâncias: 
 
Em seguida, o professor solicitou aos estudantes que indicassem as soluções para as quais a 
medida de pH, a 25 °C resulta próxima de 7,0. 
É correto afirmar que são as soluções 
 
a) KNO3 (aq) e C6H12O6 (aq). 
b) NH4OH (aq) e KNO3 (aq). 
c) NH4OH (aq) e C6H12O6 (aq). 
d) KNO3(aq) e H3CCOOH (aq). 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 67
e) H3CCOOH (aq) e C6H12O6 (aq). 
 
Comentários: 
Analisa-se a influência da dissolução de cada sal nas soluções: 
 
Gabarito: A 
 
(FCM PB/2015) 
O estado de equilíbrio existente num frasco contendo solução de amoníaco, mantido fechado e 
na temperatura de 25 °C, pode ser representado pela equação: 
NH4OH (aq) ⇌ NH4+ (aq) + OH– (aq) KB = 2,0·10–5 
Com base nas informações, analise as afirmativas abaixo. (log 2 = 0,3) 
 
I. Uma solução 0,2 mol·L–1 de amoníaco apresenta pH = 11,3, a 25 °C. 
II. A adição de cristais NH4Br à solução, aumenta o valor do KB do NH4OH. 
III. A adição de cristais de NaOH à solução, diminui o valor do grau de ionização do NH4OH. 
 
Está(ão) correta(s) apenas a(s) afirmativa(s): 
 
a) I e II. 
b) II e III. 
c) I e III. 
d) II. 
e) III. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
I. Certo. O hidróxido de amônio é uma base fraca, logo, calcula-se a concentração de OH- pelas 
equações: 
𝐾 = 𝑀 · 𝛼 e [OH-] = M · α · x e pOH = - log [OH-] 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 68
Sendo: M = concentração, em mol/L, inicial da base, α = grau de dissociação e x = quantidade de 
hidroxilas por fórmula da base. 
𝐾 = 𝑀 · 𝛼 
2,0 · 10 = 0,2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 · 𝛼 
𝛼 = 1,0 · 10 
𝛼 = 1,0 · 10 
[OH-] = M · α · x = 0,2 mol/L · 1,0 · 10-2 · 1 = 2,0 · 10-3 mol/L 
pOH = - log [OH-] = - log (2·10-3) = - (log 2 + log 10-3) = - (0,3 – 3 ) = 2,7 
pH + pOH = 14 
pH = 14 – pOH = 14 – 2,7 = 11,3 
II. Errado. O único fator capaz de alterar a constante de ionização é a temperatura. 
III. Certo. A adição de cristais de NaOH à solução, diminui o valor do grau de ionização do NH4OH. 
A adição de NaOH aumenta a quantidade de íons OH-, que desloca o equilíbrio iônico para o 
sentido de formação dos reagentes e, assim, diminui a quantidade de íons na solução. Quanto 
menor a quantidade de íons em solução, menor o grau de ionização do NH4OH. 
 
Gabarito: C 
 
 
PRODUTO DE SOLUBILIDADE - Kps 
Alguns compostos iônicos possuem facilidade de serem dissolvidos em água, enquanto outros 
apresentam facilidade de se depositar. O parâmetro que facilita a investigação dessas facilidades é o 
produto de solubilidade ou KPS. 
As rochas calcárias, por exemplo, são materiais de baixa solubilidade em água e se encontram em 
sistemas aquosos envolvidas no seguinte equilíbrio iônico. 
 
A taxa de dissolução do carbonato de cálcio, quando igual à taxa de cristalização dos íons cálcio e 
carbonato forma uma solução saturada com corpo de fundo. 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 69
 
Em um equilíbrio químico de produto de solubilidade é necessário existir a fase sólida (corpo de 
fundo). 
 
CÁLCULO DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE 
A partir da equação iônica do carbonato de cálcio (CaCO3) montamos a equação de equilíbrio para 
o processo: 
CaCO3 (s) ⇌ Ca2+ (aq) + CO32- (aq) 
𝐾 = 
[𝐶𝑎 ] ∙ 𝐶𝑂
[𝐶𝑎𝐶𝑂 ]
 
A quantidade de partículas que formam um material no estado sólido é fixa, pois os compostos 
sólidos apresentam uma configuração específica denominado retículo cristalino. A natureza das partículas 
interfere no tipo de retículo formado. Como a quantidade de partículas no retículo cristalino é constante 
podemos concluir que a quantidade de íons por volume é constante, logo: 
𝐾𝑐 · [𝐶𝑎𝐶𝑂 ] = 𝐾 
𝑲𝑷𝑺 = [𝑪𝒂
𝟐 ] ∙ 𝑪𝑶𝟑
𝟐 
 
De forma geral, para um composto iônico CxAy, a equação de KPS será: 
𝑲𝑷𝑺 = [𝑪
𝐲 ]𝒙 ∙ [𝑨𝐱 ]𝒚 
E o reagente no estado sólido não é inserido na equação. 
 
Exemplos: 
MgCl2 → KPS = [Mg2+]·[Cl-]2 
K2SO4 → KPS = [K+]2·[SO42-] 
Ca3(PO4)2 → KPS = [Ca2+]3·[PO43-]2 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 70
ANÁLISE COMPARATIVA DA SOLUBILIDADE DOS COMPOSTOS IÔNICOS 
Observe os valores de KPS dos compostos iônicos seguintes. 
Fórmula iônica KPS Fórmula iônica KPS Fórmula iônica KPS 
CaSO4 2,4·10-5 Cu(OH)2 2,6·10-19 Mg3(AsO4)2 2,0·10-20 
CaCO3 3,8·10-9 Ag2S 6·10-50 
AgCl 1,8·10-10 
O produto de solubilidade de um composto iônico deve ser analisado com cautela, pois como a 
proporção entre cátions e ânions pode variar entre os compostos, não se deve realizar a comparação de 
solubilidade olhando diretamente o valor de KPS para qualquer composto iônico. É necessário analisar 
se os dois compostos apresentam a mesma proporção de cátions e ânions. 
Observando os valores das constantes na tabela acima, podemos selecionar substâncias que 
apresentam a mesma proporção de cátions e ânions. Por exemplo, CaCO3, CaSO4 e AgCl apresentam 1 
cátion para 1 ânion, ou seja, 2 íons por fórmula; Cu(OH)2 e Ag2S possuem 3 íons por fórmula; e Mg3(AsO4)2 
apresenta 5 íons por fórmula. Portanto, iremos dividir a comparação do produto de solubilidade em dois 
grupos: compostos que apresentam mesmo número de íons por fórmula e compostos que apresentam 
diferentes números de íons por fórmula. 
 
Compostos com o mesmo número de íons por fórmula. 
Compostos iônicos com a mesma quantidade de cátions e ânions, o mais solúvel será aquele que 
tiver maior valor da constante de solubilidade. 
Analisando os valores de KPS para CaCO3, CaSO4 e AgCl ,o sal mais solúvel é o sulfato de cálcio 
(CaSO4). Entre Cu(OH)2 e Ag2S, o mais solúvel é o hidróxido de cobre II. 
Fórmula iônica KPS 
CaSO4 2,4·10-5 
 
Maior solubilidade 
CaCO3 3,8·10-9 
AgCl 1,8·10-10 Menor solubilidade 
 
Compostos com diferentes números de íons por fórmula. 
Compostos iônicos com quantidade diferente de cátions e ânions, o mais solúvel será aquele que 
tiver maior valor de S calculado. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 71
O cálculo de solubilidade é determinado a partir do mesmo número de mols das fórmulas iônicas. 
Sabendo que o KPS, a 25°C do carbonato de estrôncio (SrCO3) é igual a 9·10-10 e do hidróxido de níquel II 
(Ni(OH)2 é 2,048·10-15, determina-se a solubilidade desses sais. 
Para o cálculo de solubilidade de uma fórmula iônica, iremos supor que a quantidade, em mol/L, 
dissolvida de cada sal é igual a S. Assim, para cada S do sal dissolvido se obtém a quantidade dos demais 
íons. 
SrCO3 (s) ⇌ Sr2+ (aq) + CO32- 
S S S 
Substituindo os valores na equação de KPS, tem-se: 
KPS = [Sr2+]·[CO32-] 
9·10-10 = S·S 
S2 = 9·10-10 
S = 3·10-5 mol/L 
 
 
 
Substituindo os valores na equação de KPS, tem-se: 
KPS = [Ni2+]·[OH-]2 
2,048·10-15= (S)·(2S)2 
4S3 = 2,048·10-15 
S3 = 512·10-18 
S = 8·10-6 mol/L 
 
Portanto, a solubilidade máxima, a 25 °C, do carbonato de estrôncio é igual a 3·10-5 mol/L e do 
hidróxido de níquel II é de 8·10-6 mol/L. 
 
Ni(OH)2 (s) ⇌ Ni2+ (aq) + 2OH- 
S S 2S 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 72
 
Qual das fórmulas abaixo é a mais solúvel em água? 
 
 
Comentários: 
Sabe-se que entre CaCO3, CaSO4 e AgCl, o mais solúvel é o CaSO4, pois todos apresentam a mesma 
quantidade de íons por fórmula e o sulfato de cálcio possui o maior KPS, contudo o hidróxido de 
cobre II é mais solúvel que o sulfeto de prata. 
Faz-se necessário calcular a solubilidade de três compostos iônicos: CaSO4, Cu(OH)2 e Mg3(AsO4)2. 
 
Portanto, o composto mais solúvel é sulfato de cálcio. 
Gabarito: CaSO4 
 
(UEL PR/2019) 
A contaminação de ecossistemas em função do crescimento populacional e da industrialização 
tem sido cada vez maior ao longo dos anos, mesmo com o advento de tecnologias voltadas à 
descontaminação ambiental. Um dos efeitos deletérios ao ambiente é a elevada acidez da chuva e 
de solos. A figura a seguir mostra o efeito que a acidez do solo causa na velocidade de lixiviação de 
íons Cd2+. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 73
 
Dados: Kps para Cd(OH)2(s) = 2,5 · 10–14 
Quanto maior a velocidade de lixiviação, maior o transporte de Cd2+ para os lagos por meio da 
corrente superficial ou subsuperficial, transferido para os aquíferos ou absorvido pela vegetação, 
com efeitos tóxicos. 
Com base na figura e nos conhecimentos sobre solubilidade de metais e equilíbrio químico, é 
correto afirmar que a lixiviação de cádmio 
 
a) em solos agrícolas é menor porque a concentração de íons H+ na água do solo é maior se 
comparada à água do solo urbano. 
b) em solos urbanos é maior porque o solo retém mais cádmio na forma de Cd2+ e porque a 
concentração de H+ na água do solo é baixa se comparada ao solo agrícola. 
c) em solos urbanos é maior porque a concentração de cádmio na forma Cd(OH)2(s) é elevada se 
comparada ao solo agrícola. 
d) em solos agrícolas é menor porque usualmente esses solos são tratados com ureia (fertilizante 
com caráter básico), o que pode reduzir o pH da água do solo e, por consequência, tornar os íons 
Cd2+ mais móveis na água do solo. 
e) em solos agrícolas é menor porque usualmente esses solos são tratados com CaCO3, o que 
pode elevar o pH da água do solo e, por consequência, precipitar os íons Cd2+ na forma de 
Cd(OH)2(s), tornando-os menos móveis. 
 
Comentários: 
A lixiviação em solos ácidos é maior, porque quanto maior a concentração de íons H+, maior a 
taxa de reação entre as espécies H+ e OH-. 
Cd(OH)2 (s) ⇌ Cd2+ (aq) + 2 OH- (aq) 
Quanto mais ácido o solo, mais o equilíbrio químico acima é deslocado para a direita, que é o 
sentido da lixiviação. 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. Em solos agrícolas, a lixiviação é menor porque a concentração de H+ é menor. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 74
b) Errado. A lixiviação em solos urbanos é maior, mas a concentração de íons Cd2+ é maior, porque 
apresenta maior concentração de íons H+. 
c) Errado. Em solos urbanos a quantidade de íons é maior do que em solos urbanos. A 
concentração de uma espécie sólida é sempre constante. 
d) Errado. A ureia eleva o pH do solo e, assim, contribui para a formação de solos mais básicos. 
e) Certo. A adição de CaCO3, eleva o pH do solo, assim, quanto maior o pH, menor a quantidade 
de íons dissolvidos. 
Gabarito: E 
 
(UEG GO/2018) 
Um sal hipotético XY apresenta produto de solubilidade (Kps) igual a 1,6·10–23 a determinada 
temperatura. A sua solubilidade, em mol·L–1, é igual a 
 
a) 2·10–6 
b) 3·10–8 
c) 4·10–12 
d) 5·10–16 
e) 6·10–24 
 
Comentários: 
Calcula-se a solubilidade de um sal XY: 
 
Kps = [Xa+]·[Ya-] 
Kps = S·S 
Kps = S2 
Substituindo Kps por 1,6·10-23, tem-se: 
16·10-24 = S2 
S = 4·10-12 mol/L 
Gabarito: C 
 
(UNIFOR CE/2018) 
A precipitação química é um dos métodos utilizados para tratamento de efluentes indústriais, 
tendo como vantagem o baixo custo de agentes alcalinizantes como o Ca(OH)2, capaz de remover 
íons metálicos na forma de precipitados insolúveis. Considere um efluente cuja caracterização por 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 75
espectroscopia de absorção atômica determinou a presença de íons Cr3+ e Fe3+ em concentração de 
52 mg/L e 560 mg/L, respectivamente. A concentração de hidroxila necessária para que ocorra 
apenas a precipitação de um destes íons na forma de hidróxido deve ser 
Dados: 
Cr(OH)3, Kps = 2,7·10–29 
Fe(OH)3, Kps = 8,0·10–38 
massa molar, em g·mol–1: Fe = 56 e Cr = 52 
 
a) Maior que 2,7·10–8 M e menor que 8·10–6 M 
b) Maior que 8,0·10–15 M e menor que 2,7·10–7 M 
c) Maior que 2,0·10–12 M e menor que 3,0·10–9 M 
d) Maior que 3,0·10–7 M e maior que 2·10–5 M 
e) Maior que 9,0·10–10 M e menor que 4·10–8M 
 
Comentários:Utilizando o Kps, calcula-se a concentração de OH- para precipitar cada um dos sais: 
 
Logo, a composto iônico mais favorável de ocorrer precipitação é o Fe(OH)3, porque solubiliza a 
menor quantidade de íons hidróxido. 
Para que a precipitação ocorra apenas para o hidróxido de ferro (III), a concentração de OH- tem 
que ser maior que 2·10-2 mol/L e menor que 3·10-9 mol/L. 
 
Gabarito: C 
 
(UFRGS RS/2018) 
O sulfato de cálcio CaSO4 possui produto de solubilidade igual a 9·10–6. Se uma quantidade 
suficientemente grande de sulfato de cálcio for adicionada a um recipiente contendo 1 litro de água, 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 76
qual será, ao se atingir o equilíbrio, a concentração, em mol L–1, esperada de Ca2+ em solução 
aquosa? 
 
a) 9,0·10–6. 
b) 4,5·10–6. 
c) 3,0·10–6. 
d) 1,5·10–3. 
e) 3,0·10–3. 
 
Comentários: 
 
Kps = [Ca2+]·[SO42-] 
Kps = S·S 
Kps = S2 
Substituindo Kps por 9·10-6, tem-se: 
9·10-6 = S2 
S = 3·10-3 mol/L 
A concentração de Ca2+ e SO42- é igual a 3·10-3 mol/L para cada íon. 
Gabarito: E 
 
(UEPG PR/2017) 
Os cálculos renais, popularmente conhecidos como pedra nos rins, são compostos por alguns sais 
pouco solúveis, dentre eles o fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2, cujo equilíbrio entre seus íons e sua 
respectiva constante de produto de solubilidade, Kps, estão representados abaixo. Sobre o assunto, 
assinale o que for correto. 
Ca3(PO4)2(s) ⇌ 3Ca2+(aq) + 2PO43–(aq) Kps = 1,3·10–32 
 
01. A constante de produto de solubilidade do fosfato de cálcio pode ser representada como Kps 
= [Ca2+]3[PO43–]2. 
02. O aumento na pressão pode favorecer a formação de pedra nos rins. 
04. Se a concentração de íons [Ca2+] = 1·10–5 mol L–1 e de íons [PO43–] = 1·10–3 mol L–1, haverá a 
precipitação do Ca3(PO4)2(s). 
08. A formação de pedra nos rins é favorecida por uma alta concentração de íons cálcio no sangue. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 77
16. A formação de pedra nos rins é favorecida por uma baixa concentração de íons fosfato no 
sangue. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
01. Certo. 
 
Kps = [Ca2+]3·[PO43–]2 
02. Errado. O aumento na pressão apenas desloca o equilíbrio químicas que tenha participação 
de substância(s) no estado gasoso. 
04. Certo. 
Kteste = [Ca2+]3·[PO43–]2 
Kteste = [10–5]3·[10-3]2= 10-21 
O Kteste é maior que o KPS, logo, ocorre precipitação dos íons quando colocados nessas 
concentrações. 
08. Certo. Quanto maior a concentração de íons de cálcio, mais o equilíbrio se desloca para a 
esquerda (sentido de formação do sal insolúvel). 
16. Errado. Quanto maior a concentração de íons de fosfato, mais o equilíbrio se desloca para a 
esquerda (sentido de formação do sal insolúvel). 
 
Gabarito: 13 
 
(FCM PB/2015) 
Soluções tampões são bastante utilizadas em laboratórios de química, de bioquímica e de 
alimentos, por evitar grandes alterações do pH do meio reacional. Num laboratório, um estudante 
encontrou na prateleira soluções aquosas de: NaNO3, NH4NO3, NaCl, NaOH, HNO3, NH4OH. Quais 
soluções ao serem misturadas, em proporção estequiométrica, podem formar uma solução 
tampão? 
 
a) NaNO3 e HNO3. 
b) NH4NO3 e NH4OH. 
c) NaCl e NaOH. 
d) NaOH e NaNO3. 
e) NaCl e HNO3. 
 
Comentários: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 78
A solução tampão é formada por um ácido fraco e sal de ânion proveniente do ácido ou base fraca 
e cátion proveniente de mesma base. 
Analisando cada espécie, tem-se: 
NaNO3 – formado por cátion de base forte (Na+) e ânion de ácido forte (NO3-), logo, não pode ser 
usado em um sistema tamponante. 
NH4NO3 – formado por cátion de base fraca (NH4+) e ânion de ácido forte (NO3-), logo, pode ser 
usado como tampão quando misturado com a base fraca equivalente do NH4+, que é o NH4OH. 
NaCl – formado por cátion de base forte (Na+) e ânion de ácido forte (Cl-), logo, não pode ser 
usado em um sistema tamponante. 
NaOH – é uma base forte e não pode formar uma solução tampão. 
HNO3 – é um ácido forte e não pode formar uma solução tampão. 
NH4OH – é uma base fraca e pode ser usada em uma solução tampão se misturada a uma solução 
que apresente um sal formado por cátions amônio, ou seja, um sal que tenha fórmula geral (NH4)aXb. 
As substâncias NH4OH e NH4NO3 formam um sistema tampão, pois apresentam uma base fraca e 
um cátion proveniente da mesma base fraca. 
Gabarito: B 
 
 
SOLUÇÕES-TAMPÃO 
Solução tampão é uma solução aquosa que não varia bruscamente o seu pH pela adição de uma 
base ou um ácido. Para que uma solução tampão possa ser formada é necessário que no sistema 
apresente uma espécie química capaz de liberar H+ e outra capaz de capturar H+. Portanto, as espécies 
capazes de formar sistemas tamponados são provenientes de ácidos e bases fracas. 
 
Ao construirmos uma solução tamponada de acetato de sódio e ácido acético, temos o 
comportamento da solução para as seguintes adições de ácido e base. 
 
 
Tipos de Solução Tampão
Ácido + sal de ânion 
do mesmo ácido
Ex: H3CCOOH e 
H3CCOO-Na+
Base + sal de cátion 
do mesma base
Ex: Mg(OH)2 e 
MgCl2
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 79
Solução tamponada de acetato de sódio / ácido acético 
Adição de ácido Adição de base 
Ao adicionar H+, este será consumido pela 
espécie acetato, que é a base conjugada forte do 
ácido acético. 
Ao adicionar OH-, este será consumido pela 
espécie ácido acético, que é um ácido fraco. 
H3CCOO- + H+ ⇌ H3CCOOH H3CCOOH + OH- ⇌ H3CCOO- + H2O 
Para qualquer adição de ácido ou base na solução tamponada de ácido acético e acetato de sódio, 
ocorrerá consumo da espécie adicionada e, assim, a alteração de pH será atenuada ou anulada. 
Você sabia que o sangue é formado por uma solução tampão de H2CO3 e NaHCO3? Imagina se não 
fosse assim. A cada gole de suco de laranja, uma alteração gigante no pH do corpo. 
 
Aspectos quantitativos da solução tampão 
Cada solução tampão é utilizada para estabilizar um valor específico de pH. Henderson-Hasselbach 
elaborou a seguinte equação química que explica as soluções tampão: 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾 + log
[â𝑛𝑖𝑜𝑛 𝑑𝑜 á𝑐𝑖𝑑𝑜]
[á𝑐𝑖𝑑𝑜]
 
Assim, o valor do pH de uma solução tampão é preparada para próximo do seu valor de pKa. 
 
 
(UNITAU SP/2016) 
O organismo humano mantém pH sanguíneo entre 7,35 e 7,45. Valores de pH abaixo de 7,35 
caracterizam acidose. Valores acima de 7,45 caracterizam alcalose. Uma jovem participou de um 
show musical e, por seu estado de euforia, apresentou hiperventilação, reduzindo a concentração 
de CO2 dissolvido no sangue. O CO2 constitui o tampão bicarbonato, como apresentado na equação 
abaixo. 
H2O + CO2 ⇌ H2CO3 ⇌ H+ + HCO3- 
A hiperventilação da jovem poderá resultar em 
 
I. alcalose, devido a um aumento de HCO3- 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 80
II. alcalose, devido ao aumento H2CO3 
III. acidose, devido ao aumento de H+ 
 
Está INCORRETO o que se afirma em 
 
a) I e II, apenas. 
b) I e III, apenas. 
c) II, apenas. 
d) I, apenas. 
e) I, II e III. 
 
Comentários: 
A hiperventilação é entendida pela saída de gás carbônico em elevadas taxas, enquanto a 
hipoventilação é entendida pela baixa expiração de CO2. 
A hiperventilação diminui a concentração do CO2, o que provoca o deslocamento no equilíbrio 
químico no sentido de formação do mesmo gás. Sabendo disso, julgam-se os itens: 
I. Errado. Ocorre alcalose, porque a saída de CO2 desloca o equilíbrio químico no sentido de 
consumo de íons H+, aumentando o pH e, assim, diminuindo a acidez. A concentração dos íons HCO3- 
diminui devido ao deslocamento do equilíbrio químico no sentido de formação do CO2 e H2O. 
II. Errado. Ocorre alcalose,porque a saída de CO2 desloca o equilíbrio químico no sentido de 
consumo de íons H+, aumentando o pH e, assim, diminuindo a acidez. A concentração do ácido 
carbônico diminui devido ao deslocamento do equilíbrio químico no sentido de formação do CO2 e 
H2O. 
III. Errado. Ocorre alcalose, porque a saída de CO2 desloca o equilíbrio químico no sentido de 
consumo de íons H+, aumentando o pH e, assim, diminuindo a acidez. A concentração dos íons H+ 
diminui devido ao deslocamento do equilíbrio químico no sentido de formação do CO2 e H2O. 
 
Gabarito: E 
 
(FCM PB/2015) 
Soluções tampões são bastante utilizadas em laboratórios de química, de bioquímica e de 
alimentos, por evitar grandes alterações do pH do meio reacional. Num laboratório, um estudante 
encontrou na prateleira soluções aquosas de: NaNO3, NH4NO3, NaCl, NaOH, HNO3, NH4OH. Quais 
soluções ao serem misturadas, em proporção estequiométrica, podem formar uma solução 
tampão? 
 
a) NaNO3 e HNO3. 
b) NH4NO3 e NH4OH. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 81
c) NaCl e NaOH. 
d) NaOH e NaNO3. 
e) NaCl e HNO3. 
 
Comentários: 
A solução tampão é formada por um ácido fraco e sal de ânion proveniente do ácido ou base fraca 
e cátion proveniente de mesma base. 
Analisando cada espécie, tem-se: 
NaNO3 – formado por cátion de base forte (Na+) e ânion de ácido forte (NO3-), logo, não pode ser 
usado em um sistema tamponante. 
NH4NO3 – formado por cátion de base fraca (NH4+) e ânion de ácido forte (NO3-), logo, pode ser 
usado como tampão quando misturado com a base fraca equivalente do NH4+, que é o NH4OH. 
NaCl – formado por cátion de base forte (Na+) e ânion de ácido forte (Cl-), logo, não pode ser 
usado em um sistema tamponante. 
NaOH – é uma base forte e não pode formar uma solução tampão. 
HNO3 – é um ácido forte e não pode formar uma solução tampão. 
NH4OH – é uma base fraca e pode ser usada em uma solução tampão se misturada a uma solução 
que apresente um sal formado por cátions amônio, ou seja, um sal que tenha fórmula geral (NH4)aXb. 
As substâncias NH4OH e NH4NO3 formam um sistema tampão, pois apresentam uma base fraca e 
um cátion proveniente da mesma base fraca. 
Gabarito: B 
 
(PUC SP/2018) 
O pH plasmático deve ser mantido na faixa de 7,35 - 7,45. Variações do pH afetam a estrutura das 
proteínas e, consequentemente, os processos bioquímicos. Nosso organismo produz várias 
substâncias capazes de alterar o pH do plasma como, por exemplo, o ácido láctico e os corpos 
cetônicos. A manutenção do pH ideal é feita graças à existência: dos sistemas tampão, do centro 
respiratório e do sistema renal. O principal sistema tampão presente no plasma é constituído por 
ácido carbônico/hidrogenocarbonato. Esse sistema envolve três equilíbrios, os quais estão 
representados abaixo. Observe os equilíbrios e avalie as afirmativas. 
 
(1) CO2 (g) ⇌ CO2(aq) 
(2) CO2 (aq) + H2O (l) ⇌ H2CO3 (aq) 
(3) H2CO3 (aq) + H2O (l) ⇌ HCO3- (aq) + H3O+ (aq) 
 
I. O equilíbrio representado na equação 3 mostra o ácido carbônico, que é um ácido fraco, e o 
HCO3- sua base conjugada. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 82
II. A adição de H3O+, proveniente de uma substância ácida, reage com os íons hidrogenocarbonato 
deslocando o equilíbrio (equação 3) para a esquerda. 
III. A solução tampão impede a variação de pH somente quando substâncias ácidas são 
adicionadas, não sendo possível a manutenção do pH frente à adição de substâncias básicas. 
IV. A solução tampão mantém o pH relativamente constante, independentemente da quantidade 
de H3O+ adicionada. 
 
É CORRETO afirmar que 
 
a) as afirmativas I e II estão corretas. 
b) as afirmativas I e III estão corretas. 
c) as afirmativas II e III estão corretas. 
d) as afirmativas I, II e III estão corretas. 
 
Comentários: 
Julgando-se as afirmações, tem-se: 
I. Certo. O ácido carbônico é um ácido fraco e, quando libera o íon H+, forma uma espécie química 
capaz de capturar de volta o H+ liberado. Essa espécie formada é o HCO3- e é chamada de base 
conjugada do H2CO3. 
II. Certo. Ao aumentar a concentração de íons H3O+, o equilíbrio se desloca para a esquerda, ou 
seja, para o sentido de formação do ácido carbônico. Isso ocorre porque os íons reagem em maior 
frequência do que a taxa de formação dos íons. 
III. Errado. A solução tampão minimiza a influência de ácidos e bases no pH. 
IV. Errado. A solução tampão minimiza a influência do ácido ou da base até uma determinada 
quantidade. A adição excessiva de ácido ou base provoca variações brutas no pH do sistema. 
 
Gabarito: A 
 
(UNIPÊ PB/2017) 
Nas células do corpo humano, o dióxido de carbono, CO2, é continuamente um produto do 
metabolismo. Parte do CO2 se dissolve no sangue, estabelecendo o equilíbrio químico representado 
pelo sistema de equações químicas e assim, o pH fica entre 7,3 e 7,5. A variação do pH cria os 
fenômenos de acidose e de alcalose do sangue. 
 
I. CO2 (g) + H2O (l) ⇌ CO2 (aq) 
II. CO2 (aq) ⇌ H2CO3 (aq) 
III. H2CO3 (aq) ⇌ H+ (aq) + HCO3- (aq) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 83
Uma análise do sistema em equilíbrio químico associado ao pH do sangue permite inferir: 
 
01) A alcalose decorre de respiração ofegante e aumento da concentração de CO2 no sangue. 
02) A hipoventilação promove acúmulo de CO2 na corrente sanguínea e aumento da concentração 
de H+ (aq). 
03) O decréscimo de concentração de CO2 motivado pelo excesso de exercício físico faz diminuir 
o pH do sangue. 
04) A respiração deficiente acarreta o aumento da concentração de CO2 no sangue e, 
consequentemente, aumento da acidez e do pH do sangue. 
04) A acidose do sangue é um fenômeno causado pelo aumento da intensidade da respiração e 
diminuição da concentração de CO2 dissolvido no sangue. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
01) Errado. A alcalose é encontrada quando o pH aumenta (diminui a concentração de H+) no 
sangue. Assim, o equilíbrio III é deslocado para o sentido de formação de H2CO3, que por sua vez, 
libera mais CO2. 
02) Certo. A hipoventilação diminui a eliminação de CO2 e, por isso, aumenta a concentração de 
CO2 no sangue. Ao aumentar a concentração de CO2, o equilíbrio químico é deslocado no sentido 
de formação de H2CO3 e, por sua vez, produz mais íons H+. O aumento de H+ no sangue, diminui o 
seu pH. 
03) Errado. O decréscimo de pH, aumento de concentração de H+, é provocado quando se 
acumula CO2. 
04) Errado. O aumento da concentração de CO2, aumenta a concentração de H+ e diminui o pH. 
05) Errado. A acidose é caracterizada pela acidez do sangue, ou seja, aumento da concentração 
de H+. Esse fenômeno ocorre quando a concentração de CO2 no sangue é aumentada, que desloca 
o equilíbrio no sentido de formação de H+. 
Gabarito: 02 
 
(UFT TO/2014) 
Uma solução tampão é definida como aquela que possui a capacidade de resistir a variações de 
pH quando se adicionam pequenas quantidades tanto de ácido quanto de base. Indique a 
alternativa que mostra CORRETAMENTE uma solução que age como um sistema tampão. 
 
a) NaClO4/HClO4 
b) KH2PO4/H3PO4 
c) KCl/HCl 
d) Ca(NO3)2/Ca(OH)2 
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e) KHSO4/H2SO4 
 
Comentários: 
Existem dois tipos de solução tampão: 
- ácido fraco e sal, que contenha o ânion proveniente do mesmo ácido; 
- base fraca e sal, que contenha o cátion proveniente da mesma base. 
Analisando as alternativas, tem-se: 
a) NaClO4/HClO4 – não forma solução tampão – o ácido HClO4 é um ácido forte. 
b) KH2PO4/H3PO4 – forma solução tampão – o ácido H3PO4 é um ácido moderado e o H2PO4- é um 
ânion proveniente do mesmo ácido. 
c) KCl/HCl – não forma solução tampão – o ácido HCl é um ácido forte. 
d) Ca(NO3)2/Ca(OH)2– não forma solução tampão – a base Ca(OH)2 é uma base forte. 
e) KHSO4/H2SO4 – não forma solução tampão – o ácido H2SO4 é um ácido forte. 
Gabarito: B 
 
 
CURVAS DE TITULAÇÃO ÁCIDO-BASE 
A titulação é um procedimento químico que visa a determinar a concentração de um determinado 
reagente. As reações mais simples e, por isso mesmo, mais abordado em questões de prova é a 
determinação da concentração de um ácido ou de uma base. 
Existem, portanto, duas situações, com as quais devemos nos preocupar: 
 
O agente titulante é a solução aquosa de concentração conhecida que vai ser utilizada para titular 
a outra espécie química, cuja concentração é desconhecida. 
Em ambos os casos, existe um princípio geral de titulação. Vamos prestar bastante atenção a ele. 
 
Quando se deseja determinar a 
concentração de uma amostra de 
solução aquosa de um ácido por 
meio de reação com uma solução 
aquosa básica de concentração 
conhecida;
Quando se deseja determinar a 
concentração de uma mostra de 
solução aquosa de uma base com. A 
técnica utilizada é análoga: deve-se 
reagi-la com uma solução aquosa 
ácida de concentração conhecida.
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Na titulação de um ácido ou de uma base, o ponto de equivalência é a quantidade da base 
titulante adicionada, para a qual tem-se: 
 
𝑛á = 𝑛 
 
No ponto de equivalência, todo o ácido ou a base original é neutralizada. É importante destacar 
que a titulação não leva em consideração o grau de ionização, portanto, pouco importa se o ácido 
é fraco ou forte. 
Deve-se simplesmente multiplicar o número mols de ácido presentes pelo número de hidrogênios 
ionizáveis que ele possui na molécula e igualar ao número de mols da base pelo número de OH– que 
ela possui no composto. 
 
𝑛 é . 𝑉á . [á𝑐𝑖𝑑𝑜] = 𝑛 . 𝑉 . [𝑏𝑎𝑠𝑒] 
 
Portanto, a quantidade de base necessária para titular 100 mL de uma solução 0,100 mol/L de um 
ácido forte (como HCl) é rigorosamente a mesma quantidade necessária para titular 100 mL de uma 
solução 0,100 mol/L de um ácido fraco (como CH3COOH). 
 
 
Um fato interessante é que nem sempre o pH no ponto de equivalência é neutro (pH = 7). A razão 
para isso é que, embora todo o H+ do ácido tenha sido neutralizado pelo OH– da base, eles formam um 
sal. E a solução salina nem sempre é neutra. De maneira geral, tem-se: 
 Sal de ácido forte e base forte: pH neutro (pH = 7); 
 Sal de ácido fraco e base forte: pH alcalino (pH > 7); 
 Sal de ácido forte e base fraca: pH ácido (pH < 7); 
 Sal de ácido fraco e base fraca: o pH será ácido se o ácido forte mais forte que a base, e será 
alcalino, se a base for mais forte que o ácido; 
Esse fato é importante, porque as titulações são acompanhadas em laboratório pelo gráfico de pH 
com o auxílio de indicadores ácido-base. Vejamos como funciona esse procedimento na prática. 
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EQUIPAMENTOS DE LABORATÓRIO 
O primeiro passo para a realização de uma titulação em laboratório é reunir a aparelhagem 
necessária. 
Primeiro, é necessário um meio reacional, que pode ser um balão 
de fundo chato ou redondo. Esses equipamentos são muito úteis, porque 
permitem a agitação da solução, se necessário. 
O segundo ponto que devemos saber é que a solução titulante 
deve ser colocada de maneira gradual e muito lenta. Por isso, não se pode 
utilizar uma solução exageradamente concentrada como titulante. 
Além disso, deve-se utilizar um equipamento que permita o 
gotejamento lento da solução titulante sobre a amostra a ser titulada. A 
vidraria utilizada deve também ser graduada para saber o volume que foi 
gasto na titulação. 
Entre os equipamentos de laboratório que se prestam a esse 
papel, podemos citar a pipeta e a bureta. A bureta é mais utilizada, pois 
ela vem com uma torneira que permite o fluxo contínuo e mais regular 
da solução titulante. 
 
CURVA DE PH 
Um fato interessante das curvas de titulação é que elas inicialmente resistem à variação de pH, 
que pouco varia quando é adicionada a solução titulante – a resistência é ainda maior quando o titulado 
é um ácido ou base fraca. 
Em um dado momento, o pH se rompe e varia bruscamente. Vejamos os vários casos possíveis. 
 
Ácido Forte com Base Forte 
Consideremos que inicialmente a solução a ser titulada tem volume igual a 1 litro e concentração 
0,1 mol/L e que a solução titulante tem a mesma concentração. Traçaremos o gráfico do pH da solução 
em função da quantidade de solução titulante adicionada. 
Vale ressaltar que supusemos conhecida a concentração da solução do ácido apenas por fins 
didáticos, para facilitar a sua compreensão. Nas questões de prova e na prática laboratorial, a solução 
titulada tem concentração desconhecida. 
Para o caso de um monoácido forte (como o HCl) sendo titulado com uma monobase forte (como 
NaOH), temos que a concentração inicial de íons H+ é igual 0,1 mol/L. Com isso, temos: 
Titulação com uma Bureta e um Balão de 
Fundo Chato 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 87
[𝐻 ] = 0,1𝑚𝑜𝑙/𝐿 ∴ 𝑝𝐻 = − log([𝐻 ]) = − log(0,1) = −(−1) = 1 
Como as duas concentrações têm a mesma concentração o ponto de equivalência será quando o 
volume de NaOH adicionado for igual ao volume do ácido, no caso, 1 L. No ponto de equivalência, o pH 
será exatamente igual a 7. 
 
Titulação de Ácido Forte com Base Forte 
 
Titulação de Ácido Forte com Base Forte 
Depois do ponto de equivalência, a solução passa a ser ligeiramente alcalina, pois todo o ácido já 
foi neutralizado. 
Quando o volume da base adicionado for de 2 litros, podemos dizer que 1 litro da base já foi 
neutralizado pelo ácido, portanto, sobrou o número de mols de OH– que pode ser calculado como: 
𝑛 = 1. 𝑉 . [𝑂𝐻 ] = 1.1.0,1 = 0,1 𝑚𝑜𝑙 
Utilizamos o volume de 1 litro, porque dos 2 litros que foram adicionados, 1 litro foi usado para 
neutralizar completamente o HCl presente na amostra e sobrou apenas o volume de 1 litro sem ser 
neutralizado. 
No entanto, a concentração de OH– final não será de 0,1 mol/L, porque houve o efeito da diluição. 
Vejamos: 
[𝑂𝐻 ] =
𝑛
𝑉
=
0,1
𝑉 + 𝑉
=
0,1
1 + 2
=
0,1
3
 
Podemos calcular o pOH da solução final. 
𝑝𝑂𝐻 = − log([𝑂𝐻 ]) = − log
0,1
3
= log(3) − log(0,1) = 0,48 + 1 = 1,48 
Usando a relação que o pH + pOH = 14, temos que: 
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𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 ∴ 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 1,48 = 12,52 
Devido à diluição, o pH da solução final será ligeiramente menor que o pH da solução titulante. 
Vale ressaltar que a curva de titulação para o caso de uma titulação de NaOH com uma solução de 
HCl seria semelhante. A única diferença é que o pH seria inicialmente alcalino e passaria a ser 
progressivamente mais ácido. 
 
Curva de Titulação de uma Solução Aquosa de Hidróxido de Sódio (NaOH) com Ácido Clorídrico (HCl) 
 
Como o pH é uma escala logarítmica, o efeito da diluição se torna menos visível. Porém, podemos 
enxergá-lo bem melhor, se analisarmos a condutividade da solução. 
Inicialmente, como o ácido é forte, pode-se considerá-lo completamente dissociado. Sendo assim, 
se a concentração do ácido é 0,1 mol/L, ele proverá 0,2 mol/L de partículas carregadas devido à sua 
dissociação, que é considerada completa. 
 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐶𝑙 (𝑎𝑞) 
início 0,1 mol/L 0 0 
Reage 0,1 mol/L 0,1 mol/L 0,1 mol/L 
Final 0 0,1 mol/L 0,1 mol/L 
 
No início, quando se adiciona a base (NaOH), ocorre uma precipitação de íons. Considere a Tabela 
Estequiométrica da reação em que consideramos o número de mols de íons até o ponto de equivalência. 
 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑎𝑞) + 𝐻 𝑂 (𝑙) 
início 0,2 mol 0,2 mol 0 0 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 89
Reage 0,2 mol 0,2 mol 0,2 mol não dissocia 
Final 0 mol 0 mol 0,2 mol não dissocia 
Perceba que, no ponto de equivalência, a concentração de íons será: 
[í𝑜𝑛𝑠] =
𝑛í
𝑉
=
0,2
𝑉 + 𝑉
=
0,2
1 + 1
=
0,2
2
= 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Sendo assim, entre a situação inicial e o ponto de equivalência, ocorre uma redução na 
concentração de íons. E, portanto, uma redução na condutividade da solução. 
A partir do ponto de equivalência, a reação cessa. O que vai acontecer é que a solução neutralizada 
(com 0,1 mol/L de íons) começa a receber a adição de uma solução mais concentrada em íons (0,2 mol/L). 
Com isso, a condutividade vai aumentando, mas não chega ao valor original. 
Podemos calcular o número de mols de íons presentes na solução usando a Tabela 
Estequiométrica semelhante à anterior em termos de número de mols de íons presentes na mistura. 
 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑎𝑞) + 𝐻 𝑂 (𝑙) 
início 0,2 mol 0,4 mol 0 0 
Reage 0,2 mol 0,2 mol 0,2 mol não dissocia 
Final 0 mol 0,2 mol 0,2 mol não dissocia 
Sendo assim, a concentração final de íons será: 
[í𝑜𝑛𝑠] =
𝑛í
𝑉
=
0,4
𝑉 + 𝑉
=
0,4
1 + 2
=
0,4
3
= 0,13 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
 
Variação da Condutividade durante a Titulação de uma Solução de Ácido Forte (HCl) por uma Solução de Base Forte (NaOH) 
É importante citar que, nesse caso, o ponto de equivalência corresponderá à menor condutividade. 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 90
O gráfico de condutividade no caso de uma titulação de uma solução de base forte por uma 
solução de ácido é bastante semelhante ao ilustrado na Erro! Fonte de referência não encontrada.. 
 
Titulação de uma Solução de Ácido Fraco por uma Solução de Base Forte 
Agora, examinaremos o que acontece quando titulamos uma solução de 1 litro de ácido acético 
(CH3COOH) 0,1 mol/L por uma solução de hidróxido de sódio de mesma concentração. 
O ácido acético é um ácido com baixo grau de ionização, de modo que o pH não é igual a 1, mas 
bastante superior. Como vimos, o pH dessa solução não é igual a 1, porque, como o ácido é fraco, ele não 
está 100% ionizado. 
Podemos utilizar a Lei de Diluição e Ostwald para calcular o grau de ionização do ácido sabendo, 
sabendo que 𝐾 = 1,8.10 . 
𝐾 = 𝛼 𝑀 
∴ 𝛼 =
𝐾
𝑀
=
1,8.10
0,1
= 1,8.10 
∴ 𝛼 = 1,8.10 = 1,34.10 
Sendo assim, a concentração de íons H+ produzida é: 
[𝐻 𝑂 ] = 𝛼𝑀 = 1,34.10 . 0,1 = 1,34.10 
∴ 𝑝𝐻 = − log(1,34.10 ) = 3,87 
Com o início da adição da base forte, sabemos que se forma um tampão. O tampão máximo se 
verifica quando o volume da base é igual à metade do volume de ácido e seu pH é igual ao pKa do ácido 
acético, que é aproximadamente igual a 4,75. 
 
Curva de pH na titulação de Ácido Fraco (CH3COOH) por uma solução aquosa de Base Forte (NaOH) 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 91
No ponto de equivalência, a solução é alcalina, porque o sal formado é de ácido fraco e base forte. 
O valor aproximado 8,72 pode ser calculado pela constante de hidrólise. 
Para isso, primeiramente, devemos lembrar que, como adicionamos o volume de 1 litro de base, 
houve uma diluição. Portanto, a concentração do sal será de 0,05 mol/L, não mais 0,1 mol/L, já que o 
volume foi duplicado. 
𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂 (𝑎𝑞) + 𝐻 𝑂 (𝑙) → 𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝑂𝐻 
𝐾 =
[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻][𝑂𝐻 ]
[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂 ]
=
𝐾
𝐾
=
10
1,8.10
= 0,556.10 = 5,56.10 
Podemos escrever a tabela estequiométrica correspondente à reação estudo. 
 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶 + 𝑯𝟐𝑶 → 𝑶𝑯 + 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 
Início 0,05 − 0 0 
Reage 𝑥 − 𝑥 𝑥 
Equilíbrio 0,05 − 𝑥 − 𝑥 𝑥 
 
Substituindo os valores da tabela estequiométrica na constante de hidrólise calculada, temos: 
𝐾 =
[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻][𝑂𝐻 ]
[𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂 ]
=
𝑥
0,05 − 𝑥
= 5,56.10 
Considerando que a ionização aconteça em pequena escala, temos que (0,05 − 𝑥) ≅ 0,05. Dessa 
forma, temos: 
𝑥
0,05
= 5,56.10 ∴ 𝑥 = 0,05.5,56.10 = 2,78.10 
Podemos extrair a concentração 
[𝑂𝐻 ] = 𝑥 = 2,78.10 ≅ 5,27.10 ∴ 𝑝𝑂𝐻 = 5,28 
Sendo assim, o pH da solução será a diferença para 14. 
𝑝𝐻 = 14 − 5,28 = 8,72 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 92
 
Uma solução 0,1 mol/L de ácido acético apresenta 0,1 mol/L de hidrogênios ionizáveis. Porém, 
quando puro, a concentração de íons H+ é bem inferior [𝐻 ] ≅ 1,4.10 𝑚𝑜𝑙/𝐿. Ou seja, nem todos 
os hidrogênios ionizáveis do ácido realmente aparecem na forma de H+ em solução. 
Porém, a quantidade de hidróxido de sódio necessária para titular uma solução de ácido forte 
(HCl) e uma solução de ácido fraco (CH3COOH) de mesma concentração é exatamente a mesma. 
Isso acontece porque a reação de neutralização atinge todos os hidrogênios ionizáveis presentes 
na solução de ácido fraco. 
 
De forma análoga ao que acontece na titulação de ácido forte, uma vez passado o ponto de 
equivalência, o pH da solução se aproxima do pH da solução titulante, no caso, NaOH 0,1 mol/L, que é 
igual a 13. 
O efeito da diluição também acontece, de modo que não se atinge o mesmo pH = 13, mas sim 
ligeiramente inferior, pH = 12,5 como já havia sido calculado. 
Em relação à condutividade, devemos notar que uma solução de ácido acético é pouco condutora. 
[í𝑜𝑛𝑠] = 2.1,34.10 = 2,68.10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Quando a solução reage, ela forma o acetato de sódio, que é um sal, portanto, se encontra 
completamente dissociado. Logo, a solução original que tem baixa condutividade dá lugar a uma solução 
com maior concentração de íons. 
Para o ponto de equivalência, podemos escrever. 
 𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻 (𝑎𝑞) → 𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂 𝑁𝑎 + 𝐻 𝑂 (𝑙) 
início Baixa 0,2 mol 0 0 
Reage Baixa 0,2 mol 0,2 mol não dissocia 
Final 0 mol 0,2 mol 0,2 mol não dissocia 
Sendo assim, a concentração de íons no ponto de equivalência é bem maior que a concentração 
inicial. 
[í𝑜𝑛𝑠] =
0,2
𝑉
=
0,2
𝑉 + 𝑉
=
0,2
1 + 1
=
0,2
2
= 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 93
 Depois do ponto de equivalência, a solução passa a se tornar cada vez mais concentrada em íons, 
pois está sendo adicionada uma solução de hidróxido de sódio que tem uma concentração 0,2 mol/L em 
íons. 
A concentração final é igual à que foi calculada no caso da titulação de ácido forte e base forte. 
[í𝑜𝑛𝑠] = 0,13 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Dessa maneira, a concentração total de íons em solução é crescente durante a titulação. Logo, a 
condutividade da mistura é também crescente. 
 
Comportamento da Condutividade em uma Solução de Ácido Fraco (CH3COOH) por uma Base Forte (NaOH) 
 
QUESTÕES FUNDAMENTAIS6 
Questão Fundamental 01 
Classifique os ácidos em forte, moderado ou fraco. 
a) H3PO4 
b) H2SO4 
c) H3CCOOH 
d) HClO 
e) HCN 
f) H2CO3 
g) H3BO3 
h) HNO2 
i) H2SO3 
j) HBrO4 
k) HNO3 
l) HCOOH 
 
6 Questões formuladas pelo Professor Gabriel Prazeres 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 94
m) H2S 
n) HF 
o) HIO3 
p) HCl 
 
Questão Fundamental 02 
Classifique as bases em forte ou fraca. 
a) NaOH 
a) NH3 
b) Ca(OH)2 
c) Pb(OH)4 
d) LiOH 
e) C6H5NH2 
f) Mg(OH)2 
g) AuOH 
h) NH(CH3)2 
i) Fe(OH)2 
j) Be(OH)2 
k) KOH 
l) NH4OH 
 
Questão Fundamental 03 
Determine o pH das soluções aquosas: 
a) [H+] = 10-5 mol/L. 
b) [H+] = 10-2 mol/L. 
c) [H+] = 10-7 mol/L. 
d) [OH-] = 10-2 mol/L. 
e) [OH-] = 10-10 mol/L. 
f) Ka = 10-5 e concentração inicial do HCN é igual a 0,1 mol/L. 
g) Concentração inicial da base H3CNH2 igual a 1 mol/L e grau de ionização igual a 0,1%. 
 
Questão Fundamental 04 
Escreva as equações da constante de produto de solubilidade dos seguintes compostos iônicos: 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 95
a) NaCl 
b) CaCO3 
c) Li2SO4 
d) Mg3(PO4)2 
e) Fe(CN)2 
f) Mg3(AsO4)2 
g) CaC2O4 
h) K2O 
i) Pb(OH)4 
j) Li2O2 
k) NaHCO3 
 
Questão Fundamental 05 
Determine se a dissolução, em água, dos compostos abaixo resulta em uma solução aquosa ácida, básica 
ou neutra e escreva a equação de hidrólise do íon, caso exista. 
a) KCN 
b) NH4Cl 
c) Li2SO4 
d) AuBr 
e) Na2S 
f) H3CCOO- NH4+ 
g) H3CNH3+ Cl- 
h) NaHCO3 
i) CaCO3 
j) KI 
 
Questão Fundamental 06 
Quais sistemas abaixo podem ser utilizados como um sistema tampão: 
I. H3CCOOH e H3CCOONa IV. NH3 e NH4Br 
II. HCl e NaCl V. H2SO4 e CaSO4 
III. NaOH e NaCN VI. H3CNH2 e H3CNH3Cl 
 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 96
GABARITO DAS QUESTÕES FUNDAMENTAIS 
Questão Fundamental 01 
Classifique os ácidos em forte, moderado ou fraco. 
a) moderado 
b) forte 
c) fraco 
d) fraco 
e) fraco 
f) fraco 
g) fraco 
h) moderado 
i) fraco 
j) forte 
k) forte 
l) fraco 
m) fraco 
n) moderado 
o) forte 
p) forte 
 
Questão Fundamental 02 
Classifique as bases em forte ou fraca. 
a) Forte 
b) fraca 
c) forte 
d) fraca 
e) forte 
f) fraca 
g) fraca 
h) fraca 
i) fraca 
j) fraca 
k) fraca 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 97
l) forte 
m) fraca 
 
Questão Fundamental 03 
Determine o pH das soluções aquosas: 
a) [H+] = 10-5 mol/L. 
[𝐻 ] = 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − log[𝐻 ] 
𝑝𝐻 = − log[10 ] = 5 
 
b) [H+] = 10-2 mol/L. 
[𝐻 ] = 2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[𝐻 ] 
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[10 ] = 2 
 
c) [H+] = 10-7 mol/L. 
[𝐻 ] = 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[𝐻 ] 
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[10 ] = 7 
 
d) [OH-] = 10-2 mol/L. 
[𝑂𝐻 ] = 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝐾 = [𝐻 ] ∙ [𝑂𝐻 ] 
10 = [𝐻 ] ∙ [10 ] 
[𝐻 ] = 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[𝐻 ] 
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[10 ] = 12 
 
e) [OH-] = 10-10 mol/L. 
[𝑂𝐻 ] = 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝐾 = [𝐻 ] ∙ [𝑂𝐻 ] 
10 = [𝐻 ] ∙ [10 ] 
[𝐻 ] = 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[𝐻 ] 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 98
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[10 ] = 4 
 
f) Ka = 10-5 e concentração inicial do HCN é igual a 0,1 mol/L. 
Para ácidos fracos, tem-se: 
𝐾 = 𝑀 ∙ 𝛼 
[𝐻 ] = 𝑀 ∙ 𝛼 ∙ 𝑋 
 
𝐾 = 𝑀 ∙ 𝛼 
10 = 0,1 ∙ 𝛼 
𝛼 =
10
10
= 10 
𝛼 = 10 = 0,01 
[𝐻 ] = 𝑀 ∙ 𝛼 ∙ 𝑋 
[𝐻 ] = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 ∙ 0,01 ∙ 1 
[𝐻 ] = 0,001 = 10 
 
[𝐻 ] = 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − log[𝐻 ] 
𝑝𝐻 = − log[10 ] = 3 
 
 
g) Concentração inicial da base H3CNH2 igual a 1 mol/L e grau de ionização igual a 0,1%. 
[𝑂𝐻 ] = 𝑀 ∙ 𝛼 ∙ 𝑋 
[𝑂𝐻 ] = 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 ∙ 0,001 ∙ 1 
[𝑂𝐻 ] = 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
[𝑂𝐻 ] = 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝐾 = [𝐻 ] ∙ [𝑂𝐻 ] 
10 = [𝐻 ] ∙ [10 ] 
[𝐻 ] = 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[𝐻 ] 
𝑝𝐻 = − 𝑙𝑜𝑔[10 ] = 11 
 
Questão Fundamental 04 
Escreva as equações da constante de produto de solubilidade dos seguintes compostos iônicos: 
a) Kps = [Na+]  [Cl-] 
b) Kps = [Ca2+]  [CO32-] 
c) Kps = [Li+]2  [SO42-] 
d) Kps = [Mg2+]3  [PO43-]2 
e) Kps = [Fe2+]  [CN-]2 
f) Kps = [Mg2+]3  [AsO43-]2 
g) Kps = [Ca2+]  [C2O42-] 
h) Kps = [K+]2  [O2-] 
i) Kps = [Pb4+]  [OH-]4 
j) Kps = [Li+]2  [O22-] 
k) Kps = [Na+]  [HCO3-] 
 
Questão Fundamental 05 
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AULA 20 – EQUILÍBRIO IÔNICO 99
Determine se a dissolução, em água, dos compostos abaixo resulta em uma solução aquosa ácida, básica 
ou neutra e escreva a equação de hidrólise do íon, caso exista. 
 
 Equação de hidrólise pH final da solução aquosa 
a) CN- (aq) + H2O (l) → HCN (aq) + OH- (aq) Básico 
b) NH4+ (aq) + H2O (l) → NH4OH (aq) + H3O+ (aq) Ácido 
c) Nenhum íon sofre hidrólise neutro 
d) Au+ (aq) + H2O (l) → AuOH (aq) + H3O+ (aq) Ácido 
e) S2- (aq) + H2O (l) → HS- (aq) + OH- (aq) Básico 
f) 
H3CCOO- (aq) + H2O (l) → H3CCOOH (aq) + OH- (aq) 
NH4+ (aq) + H2O (l) → NH4OH (aq) + H3O+ (aq) 
Necessita dos valores de Ka e Kb das 
espécies para inferir qual espécie 
sofre mais hidrólise 
g) H3CNH3+ (aq) + H2O (l) → H3CNH2 (aq) + H3O+ (aq) Ácido 
h) HCO3- (aq) + H2O (l) → H2CO3 (aq) + OH- (aq) Básico 
i) CO32- (aq) + H2O (l) → HCO3- (aq) + OH- (aq) Básico 
j) Nenhum íon sofre hidrólise neutro 
 
Questão Fundamental 06 
Os sistemas utilizados para um tampão devem ser formados por: ácido fraco e sal de ânion do ácido fraco 
ou base fraca e sal do cátion de base fraca. Portanto, somente os sistemas I, IV e VI formam sistemas 
tampão. 
I. Ácido fraco e sal de ânion do ácido fraco IV. Base fraca e sal do cátion da base fraca 
II. Ácido forte e sal de ânion do ácido forte V. Ácido forte e sal de ânion do ácido forte 
III. Base forte e sal do cátion da base forte VI. Base fraca e sal do cátion da base fraca 
 
CONSIDERAÇÕES FINAIS 
Acabou mais um! Parabéns! 
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Aquele abraço carinhoso e até a próxima aula. 
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