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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aula 22 – Equilíbrio Iônico – parte I 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 2 
 
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 4 
1. CONSTANTE ÁCIDA - KA 4 
Análise comparativa da constante ácida 7 
Cálculo do pKa 9 
2. CONSTANTE BÁSICA - KB 13 
Cálculo da constante básica 13 
3. LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD 13 
Equação 13 
Análise Qualitativa da Lei de Ostwald 15 
4. PH E POH 17 
Auto-ionização da água 17 
Análise do pH e pOH 18 
Indicadores ácido-base 21 
5. QUESTÕES FUNDAMENTAIS 26 
6. JÁ CAIU NOS PRINCIPAIS VESTIBULARES 27 
Ka e Kb 27 
Indicadores Ácido-Base 35 
pH e pOH 45 
7. GABARITO DAS QUESTÕES FUNDAMENTAIS 54 
8. GABARITO SEM COMENTÁRIOS 56 
9. QUESTÕES RESOLVIDAS E COMENTADAS 57 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 3 
10. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 105 
11. REFERÊNCIAS 106 
 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 4 
Introdução 
Certamente, essa aula é encontrada em como tópico principal de abundância em todos 
os vestibulares do país. Portanto, muita atenção nessa aula. Cumpra os passos: leitura inteira 
da parte teórica, elaboração de seu resumo e resolução de questões (muitas!). 
Porém, para estudar essa aula é necessário que você cumpra alguns pré-requisitos, 
porque muito alunos não entendem essa aula por não saberem os fundamentos necessário que 
são: 
 
 
Are you ready? Down...set...hut!! (diriam os jogadores de futebol americano). 
1. Constante Ácida - Ka 
A seguir encontram-se algumas informações básicas vistas nas aulas anteriores. 
 
Pré-requisitos Nomenclatura de ácidos e bases
Montagem de equações de dissociação e ionização de ácidos e bases
Classificar ácido e bases em fortes e fracos
Teoria atômico-molecular
Equilíbrio Químico
Deslocamento de Equilíbrio Químico
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 5 
 
O ácido clorídrico (HC) apresenta um hidrogênio ionizável e tem a sua ionização em água 
representada pela equação: 
HC (aq) + H2O () ⇌ H3O+ (aq) + C- (aq) 
𝐾𝑐 = 
[𝐻3𝑂
+] ∙ [𝐶𝑙−]
[𝐻𝐶𝑙] ∙ [𝐻2𝑂]
 
A diferença na quantidade de moléculas de água consumidas no processo em relação ao 
número de moléculas de água existentes no sistema aquoso é desprezível, uma vez que a água 
é solvente. Logo a quantidade de moléculas de água se mantém aproximadamente constante. 
Portanto, a constante ácida é definida por Kc · [H2O] = Ka. 
𝐾𝑐 = 
[𝐻3𝑂
+] ∙ [𝐶𝑙−]
[𝐻𝐶𝑙] ∙ [𝐻2𝑂]
 
𝐾𝑐 ∙ [𝐻2𝑂] = 
[𝐻3𝑂
+] ∙ [𝐶𝑙−]
[𝐻𝐶𝑙]
 
𝑲𝒂 = 
[𝑯𝟑𝑶
+] ∙ [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. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 6 
H2SO4 ⇌ H+ + HSO4- 𝐾𝑎1 = 
[𝐻+] ∙ [𝐻𝑆𝑂4
−]
[𝐻2𝑆𝑂4]
 
HSO4- ⇌ H+ + SO42- 𝐾𝑎2 = 
[𝐻+] ∙ [𝑆𝑂4
2−]
[𝐻𝑆𝑂4
−]
 
Etapa geral: 
H2SO4 ⇌ 2 H+ + SO42- 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+]2 ∙ [𝑆𝑂4
2−]
[𝐻2𝑆𝑂4]
 
De maneira geral, tem-se: 
HnX ⇌ n H+ + Xn- 
𝑲𝒂 = 
[𝑯+]𝒏 ∙ [𝑿𝐧−]
[𝑯𝒏𝑿]
 
Para se comparar a intensidade de ionização de ácidos utilizaremos como parâmetro o 
grau de ionização (α). 
𝜶 =
𝒏º 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒊𝒐𝒏𝒊𝒛𝒂𝒅𝒐𝒔
𝒏º 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒊𝒔
 
Assim, como a constante ácida, quanto maior for o número de íons produzidos, maior será 
o grau de ionização. O ácido pode ser classificado dessa forma: 
 
Para avaliação de sua compreensão de grau de ionização, apresento uma questão abaixo. 
G
ra
u
 d
e
 i
o
n
iz
a
ç
ã
o
Ácido forte: α >50%
Ácido moderado ou semiforte: 5% < α < 50%
Ácido fraco: α <5%
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 7 
 
(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: 
 
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” 
 
Análise comparativa da constante ácida 
A seguir são apresentados os seguintes ácidos e suas respectivas constantes ácidas: 
Ácido Fórmula Ka 
Ácido sulfúrico H2SO4 Ka1 = grande 
Ka2 = 1,2·10-2 
Ácido clorídrico HC Ka = grande 
𝛼 =
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑑𝑜𝑠
𝑛º 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑖𝑠
 
𝛼 =
0,001 𝑚𝑜𝑙
0,1 𝑚𝑜𝑙
= 0,01 = 1% 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 8 
Ácido fórmico HCOOH Ka = 1,8·10-4 
Ácido acético H3COOH Ka = 1,7·10-5 
Ácido carbônico H2CO3 Ka1 = 4,2·10-7 
Ka2 = 4,8·10-11 
Ácido fosfórico H3PO4 Ka1 = 7,5·10-3 
Ka2 = 6,2·10-8 
Ka3 = 3,6·10-13 
A partir dos valores apresentados na tabela destacamos os principais aspectos 
comparativos na análise da força de ácidos. Observe que os ácidos fortes apresentam constante 
de ionização alta, normalmente acima de 103, dessa forma, consideraremos que os ácidos fortes 
se apresentam 100% ionizados. 
Ácidos inorgânicos fortes: HC, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HCO3, HCO4, HBrO3, HBrO4, 
HIO3, HIO4 e H2CrO4. 
Os ácidos fracos apresentam baixo valor de energia de ionização, sendo identificados por 
Ka inferior a 10-2. Observamos na tabela que os ácidos fórmico, acético, carbônico e fosfórico 
são todos fracos, sendo o ácido carbônico o mais fraco entre eles, pois apresenta o menor valor 
de Ka. 
O íon bicarbonato (HCO3-), por exemplo, é o produto do Ka1 e reagente do Ka2, ou seja, 
possui a capacidade de capturar um íon H+ ou liberar um íon H+. Quando uma mesma espécie 
química pode se comportar como base (captura íon H+) e ácido (libera íon H+), ela é classificada 
como anfótera. 
 
Comportamento básico 
Espécie 
anfótera 
Comportamento ácido 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 9 
H2CO3 
𝑐𝑎𝑝𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑢𝑚 𝐻+
← HCO3
- 𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎 𝑢𝑚 𝐻
+
→ CO3
2- 
 
A segunda ionização sempre apresenta uma taxa menor que a primeira ionização. 
Ao se comparar o Ka1 com Ka2 de qualquer ácido, percebemos que o valor decresce da 
primeira para a segunda constante. Esse fenômeno é justificado pela atração elétrica entre o 
ânion e o H+, dificultando a retirada de hidrogênio pela molécula de água. A carga elétrica 
negativa acumulada no ânion dificulta a atração do polo negativo da molécula de água que 
captura o átomo de hidrogênio. Portanto, a ionização decresce à medida que o ânion se torna 
mais negativo. 
Para poliácidos: Ka1 >> Ka2 >> Ka3 >> ... 
A concentração de [H+] é oriunda praticamente da 1ª ionização. Portanto, para calcular a 
influência de um ácido poliprótico em um pH, considera-se os valores de Ka1. 
 
Cálculo do pKa 
A fim de facilitar a interpretação numérica do Ka, existem as relações do pKa. 
𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎 
Portanto, quanto maioro valor do Ka, menor é o valor do pKa e vice-versa. 
Dessa forma, para um ácido HX temos: 
𝐾𝑎 =
[𝐻+] ∙ [𝑋−]
[𝐻𝑋]
 
↑ Ka ↓ pKa ↑ acidez 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 10 
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 
 
 
 
O peixe no ceviche está cozido? 
Para quem não conhece, apresento-lhes o 
meu prato favorito: CE-VI-CHE. Descrição do prato, 
segundo wikipedia: prato peruano de um peixe cru 
marinado em suco de limão (ou lima ou qualquer 
primo do limão). Um bom apreciador de ceviche 
consegue, facilmente, perceber o quão falho é essa 
descrição. Não é qualquer peixe, não é qualquer 
limão e faltou o molho. O famoso ‘leche de tigre’, 
molho elaborado por espremido de limão, caldo de 
peixe, cebola roxa, salsão, alho de cor branca, por 
isso, ‘leite de tigre’. Esse líquido branco é/era usado 
 
Figura 1 – Ceviche: prato peruano a base de peixe e limão 
[fonte: Silvia Trigo/Unsplash] 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 11 
para curar ressacas e dar forças para quem o ingere, 
por isso ‘tigre’. 
Enfim, o peixe está cozido no ceviche? TRETA CULINÁRIA! Se o termo ‘cozido’ for 
interpretado cientificamente por desnaturação da proteína, a resposta é sim. Se o termo for 
interpretado pelas propriedades organolépticas (sentidos: paladar, visão etc.), a resposta é não. 
O gosto e a aparência do peixe exposto ao forno e mergulhado no limão são diferentes. Assim, 
o termo na cozinha mais apropriado para o ceviche é marinado e deixa o cozido com a 
temperatura. 
A musculatura animal do peixe marinho e sua temperatura são, respectivamente, ácida e 
relativamente baixa. As alterações de temperatura e pH, desnaturam as proteínas. No peixe cru, 
as moléculas de proteína são encontradas dobradas e torcidas e, ao serem expostas ao calor ou 
ao aumento da temperatura, se desdobram e se retorcem, chamado de desnaturação da 
proteína. 
Ao adicionar limão ao peixe, percebe-se que a cor do peixe e a sua textura são 
modificados. O peixe fica branco e mais firme. Analogamente, pega-se um novelo de lã, que 
estava espalhado, e embola-o. O novelo aberto facilita a passagem da luz e apresenta espaço 
entre as linhas, porém, quando embolado, trona-se turvo e compacto. A desnaturação da 
proteína é resultado da formação de ligações cruzadas entre os aminoácidos. Isso constrói um 
material com menor penetrabilidade de luz e com menor elasticidade. O mesmo efeito é 
observado ao fritar um ovo, porque a clara (porção transparente), ao sofrer aquecimento, se torna 
branca (opaca) devido ao empacotamento das proteínas por ligações cruzadas. 
Porém, cuidado! A temperatura é um ótimo regulador da população de bactérias e 
esporos. Esses organismos são mais sensíveis ao calor do que ao pH do meio. Somente a 
alteração do pH, não é suficiente para eliminar, eficazmente, esses organismos presentes no 
peixe. O que fazer? É necessário comprar peixe de fornecedores confiáveis. Boa sorte! 
 
 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 12 
(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. 
 
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 base devido 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” 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 13 
2. Constante básica - Kb 
De forma análoga aos ácidos, podemos entender o grau de dissociação das bases e sua 
constante de basicidade. Segundo Arrhenius, base é um composto que em fase aquosa libera 
íons OH- (hidroxila). 
Cálculo da constante básica 
Para uma base inorgânica genérica BOH, temos a seguinte equação da constante básica: 
BOH (s) → B+ (aq) + OH- (aq) 
𝑲𝒃 = 
[𝑩+] ∙ [𝑶𝑯−]
[𝑩𝑶𝑯]
 
 
Assim, 
↑ Kb ↓ pKb ↑ basicidade 
3. Lei da diluição de Ostwald 
Friedrich Wilhelm Ostwald (1853-1932) elaborou uma lei que relaciona constante de 
equilíbrio iônico com concentração e com grau de ionização para ácidos e bases. 
Equação 
A fim de entender os seus estudos, 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: 
 
 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 14 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+] ∙ [𝑋−]
[𝐻𝑋]
 
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 Zero Zero 
Taxa de consumo ou formação αM αM αM 
Quantidade no equilíbrio químico: M- αM αM αM 
 
Substituindo os valores da tabela acima na equação de ionização de HX temos: 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+] ∙ [𝑋−]
[𝐻𝑋]
 
𝐾𝑎 = 
(αM) ∙ (αM)
(M − αM)
 
Sendo M a molaridade inicial do ácido HX e α o seu grau 
de ionização. 
𝐾𝑎 = 
(αM)2
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. 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 15 
Análise Qualitativa da Lei de Ostwald 
Examinando numericamente a lei de Ostwald: 
𝐾𝑎 = 
𝑀α2
(1 − α)
 
Podemos concluir que: 
- Quanto menor a ionização de um ácido, mais próximo de 1 será a subtração 1-α. Então, 
paraácidos 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 fato 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 = 
𝑀α2
(1 − α)
 𝐾𝑎 = 𝑀α
2 
[H+] = M · α · x 
 
Base forte Base fraca [OH-] 
𝐾𝑏 = 
𝑀α2
(1 − α)
 𝐾𝑏 = 𝑀α
2 
[OH-] = M · α · x 
Sendo x o número de H+/OH- por fórmula. 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 16 
 
(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: 
 
Assim, 
 
Gabarito: E 
𝐾𝑏 = ℳ · 𝛼
2 
[𝑂𝐻−] = ℳ · 𝛼 
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 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 17 
 
4. PH e POH 
O pH indica a concentração de íons H+ e OH- nas soluções aquosas. A seguir, iremos 
compreender os conteúdos relacionados a esse termo. 
Auto-ionização 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 auto-ionização. Em uma taxa de reação bem pequena, as próprias moléculas de 
água geram íons de acordo com a reação abaixo. 
H2O () + H2O () ⇌ H3O+ (aq) + OH- (aq) 
Na água pura, a quantidade de íons hidrônio será sempre igual à quantidade de íons 
hidroxila. De forma análoga aos ácidos e bases, podemos representar a equação de equilíbrio 
químico para a equação de auto-ionização da água por: 
𝐾𝑐 = 
[𝐻3𝑂
+] ∙ [𝑂𝐻−]
[𝐻2𝑂] ∙ [𝐻2𝑂]
 
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. 
𝑲𝒘 = [𝑯𝟑𝑶
+] ∙ [𝑶𝑯−] 
A auto-ionização 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 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 18 
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 
[𝐻3𝑂
+] = [𝑂𝐻−] = 10−7 
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. 
Análise do pH e pOH 
 
A partir da equação de ionização da água podemos deduzir: 
 [𝐻+] ∙ [𝑂𝐻−] = 10−14 
 −log[[𝐻+] ∙ [𝑂𝐻−]] = − log 10−14 
−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-] 
solução ácida
• [H+] > [OH-]
• pH < 7
pOH > 7
solução neutra
• [H+] = [OH-]
• pH = pOH = 7
solução básica
• [H+] < [OH-]
• pH > 7
pOH < 7
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 19 
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 
 
 
 
Observe as duas soluções abaixo: 
Solução A Solução B 
pH = 2 pH = 4 
Não podemos dizer que a solução A é duas vezes mai0s ácida que a solução B. A 
solução A apresenta concentração de íons H+ igual a 10-2 mol/L, enquanto a solução B apresenta 
10-4 mol/L. 
[𝐻+𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝐴]
[𝐻+𝑑𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 𝐵]
=
10−2
10−4
= 102 = 100 
Logo, a solução A é 100 vezes mais ácida que a solução B. 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 20 
 
(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 
De acordo com as informações apresentadas, verifica-se que essa solução apresenta 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 21 
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 
 
Indicadores ácido-base 
Indicadores são substâncias ou mistura de substânciasque alteram a coloração devido a 
alterações no meio. Existem inúmeros indicadores que alteram sua coloração a partir da 
alteração na concentração de H+. A alteração de cor é provocada pelo deslocamento de equilíbrio 
do próprio indicador na solução. Ou seja, o indicador não reage com o soluto colocado em 
solução. Para entendermos melhor esses indicadores, vamos considerar um indicador genérico 
HIn, em que HIn apresenta coloração azul e In- possui coloração amarela. 
HIn ⇌ H+ + In- 
azul amarelo 
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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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 22 
Ao aumentar a concentração de H+ em uma solução aquosa que possui HIn, o equilíbrio 
químico será deslocado para a esquerda, resultando na cor azul. Em contrapartida, ao adicionar 
uma solução básica, os íons OH- reagirão com os íons H+, deslocando o equilíbrio químico para 
a direita deixando a solução com coloração amarela. 
 
 
Os indicadores não mudam de cor em pH=7! 
Cada indicador possui um pH de viragem, melhor dizendo, uma faixa ou intervalo de 
viragem. Veja alguns indicadores na tabela abaixo. 
Indicador 
Cor abaixo 
do pH de 
viragem 
Faixa do 
pH de 
viragem 
Cor acima do 
pH de 
viragem 
Violeta de metila Amarelo 0,0-1,6 Azul 
Alaranjado de 
metila 
Vermelho 3,1-4,4 Amarelo 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 23 
Vermelho de metila Vermelho 4,4-6,2 Amarelo 
Azul de bromotimol Amarelo 6,0-7,6 Azul 
Fenolftaleína Incolor 8,2-10,0 Rosa 
 
Portanto, uma solução com pH=5 (ácido) e uma solução com pH=8 (básico) apresenta a 
mesma cor quando colocado o indicador fenolftaleína. 
 
Como escolher um indicador durante o processo de titulação ácido-base? 
O indicador selecionado para a titulação deve apresentar a mudança de coloração na faixa 
de pH equivalente ao intervalo de acidez entre o excesso do titulante e o excesso de titulado. 
 
Em uma titulação de um ácido forte com uma base forte, os indicadores poderiam ser: 
alaranjado de metila e fenolftaleína. Esses indicadores apresentam o pH de viragem 
correspondente ao intervalo de pH entre as soluções ácida e básica, de acordo com a ilustração 
abaixo: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 24 
 
Lembre-se que o ponto de equivalência de uma titulação corresponde ao volume do 
titulante gasto para que ocorra alteração da concavidade da equação (vide aula de soluções – 
titulação). 
A alteração da coloração de um indicador é evidente quando a concentração das espécies 
HIn e In são diferentes. Portanto, o intervalo de viragem ocorre quando os valores das 
concentrações das espécies são iguais. Assim, tem-se: 
HIn (aq) ⇌ H+ (aq) + In- (aq) 
𝐾𝑎 =
[𝐻+] · [𝐼𝑛−]
[𝐻𝐼𝑛]
 
−log (𝐾𝑎) = − log(
[𝐻+] · [𝐼𝑛−]
[𝐻𝐼𝑛]
) 
𝑝𝐾𝑎 = −log [𝐻
+] − log(
[𝐼𝑛−]
[𝐻𝐼𝑛]
) 
𝑝𝐾𝑎 = 𝑝𝐻 − log(
[𝐼𝑛−]
[𝐻𝐼𝑛]
) 
Quando as concentrações de [In-] e [HIn] forem iguais, o pH da solução aquosa do 
indicador será igual ao valor do pKa. 
O valor do pH de viragem de um indicador é, aproximadamente, igual ao seu valor de pKa. 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 25 
 
(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: 
 
a) I e II. 
b) I e III. 
c) II e IV. 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 26 
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 metila 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 
 
5. Questões Fundamentais 
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 
𝑝𝐾𝑎 = 𝑝𝐻 − log(
[𝐼𝑛−]
[𝐻𝐼𝑛]
) 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 27 
m) H2S 
n) HF 
o) HIO3 
p) HCl 
 
Questão Fundamental 02 
Classifique as bases em forte ou fraca. 
 
a) NaOH 
b) NH3 
c) Ca(OH)2 
d) Pb(OH)4 
e) LiOH 
f) C6H5NH2 
g) Mg(OH)2 
h) AuOH 
i) NH(CH3)2 
j) Fe(OH)2 
k) Be(OH)2 
l) KOH 
m) 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%. 
 
6. Já Caiu nos Principais Vestibulares 
Ka e Kb 
1. (FCM PB/2020) 
Uma dermatologista foi procurada por uma paciente para tratar de manchas na pele devido ao 
uso de drogas durante a juventude. A dermatologista usou da técnica do peeling químico um 
tratamento estético onde são aplicados sais de ácidos sobre a pele, que ajudam a retirar as 
camadas danificadas por meio da descamação e a promover o crescimento de uma camada lisa, 
mais elástica, suave e fresca, por meio da renovação celular. Durante o processo foi usado um 
sal de ácido carboxílico: CH3(CH2)16COO–Na+ 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIOIÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 28 
Na pele, os ânions do sabão hidrolisam a água da pele, desse modo, forma o ácido carboxílico 
correspondente. Para o estearato de sódio usado, foi estabelecido o seguinte equilíbrio: 
CH3(CH2)16COO– + H2O CH3(CH2)16COOH + OH– 
Ao se formar o ácido esteárico com pouca solubilidade em água, a técnica se torna pouco 
eficiente na remoção da pele morta e manchada, para controlar a eficiência da técnica faz-se 
necessário que a dermatologista controle o pH da solução. 
 
Com base nessa informação, é correto concluir que o sabão atua de maneira 
 
a) eficiente em qualquer faixa de pH 
b) mais eficiente em pH ácido 
c) mais eficiente em pH neutro para ácido 
d) mais eficiente em pH neutro 
e) mais eficiente em pH básico 
 
 
2. (Mackenzie SP/2020) 
Para uma solução de um ácido fraco genérico de fórmula HX, que apresenta concentração 
inicial de 0,1 mol L–1 e grau de ionização de 2 %, sua respectiva constante Ka, medida a uma 
dada temperatura T, é de aproximadamente 
 
a) 2 10–6 
b) 4 10–6 
c) 2 10–5 
d) 4 10–5 
e) 2 10–4 
 
 
3. (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 







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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 29 
 
a) 2 10–4 
b) 3 10–4 
c) 4 10–4 
d) 5 10–4 
e) 6 10–4 
 
 
4. (UEL PR/2019) 
Em 2017, a ANVISA aprovou a administração de um medicamento antirretroviral composto 
pela combinação das substâncias entricitabina (FTC) e fumarato (molécula contendo ácido 
carboxílico como função orgânica) de tenofovir desoproxila (TDF) para pessoas com alto risco 
de infecção pelo vírus HIV. O medicamento apresenta Profilaxia Pré-Exposição (PrEP), ou seja, 
evita que uma pessoa que não tem HIV adquira a infecção quando se expõe ao vírus. 
 
As estruturas químicas da FTC e do TDF são apresentadas a seguir. 
 
 
 
Dados: 
Massa molar da FTC = 247,24 g mol–1 
Massa molar do TDF = 635,52 g mol–1 
 
Sabe-se que a solubilidade em água a 25 ºC da FTC é 13,4 mg L–1 e do TDF é 112,0 mg mL–
1 e que a constante de ionização da FTC é de 5,12 x 10–15, cujo hidrogênio ácido é aquele 
pertencente à hidroxila. 
 
Com base nas estruturas químicas e nas informações apresentadas sobre as moléculas, 
assinale a alternativa correta. 
 
a) A espécie de FTC que estaria em maior concentração no intestino (pH igual a 8) é a 
espécie carregada negativamente. 
b) Supondo que o TDF seja mais solúvel em solvente apolar do que em meio aquoso, pode-
se afirmar que sua solubilidade será maior na forma neutra. 
c) Na estrutura do TDF, o fumarato possui isomeria óptica e carbono quaternário e a função 
fosfato possui isomeria plana. 





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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 30 
d) Analisando a solubilidade das substâncias, em 1 litro de água a quantidade de matéria 
(mols) de FTC será maior que de moléculas de TDF. 
e) A estrutura do TDF possui funções amida e aldeído; já a estrutura da FTC possui funções 
fenol e amida. 
 
 
5. (FCM MG/2019) 
Esta figura ilustra três soluções aquosas de três ácidos (HX, HY e HZ), omitindo-se as 
moléculas de água. 
 
 
(BROWN, LeMay, BURSTEN. Química Central. 9ª Edição. PEARSON. SP-2005, pag. 111. Adaptado.) 
 
Analisando a figura e utilizando seus conhecimentos de ácidos e bases, é INCORRETO afirmar 
que 
 
a) HY é um ácido forte, ao passo que HX e HZ são eletrólitos fracos. 
b) HX terá maior pH se as concentrações dos ácidos forem iguais. 
c) a ordem crescente das bases conjugadas é Y– < Z– < X–. 
d) a ordem decrescente de pKa é HY > HZ > HX. 
 
 
6. (Mackenzie SP/2019) 
O ácido acético ou ácido etanoico é um monoácido carboxílico, cuja constante de ionização 
(Ka) é de 1,8 10–5, a 25 ºC. Partindo-se de uma solução 1 10–2 mol L–1 desse ácido, é correto 
afirmar que, ao ser atingido o equilíbrio químico, a 25 ºC, 
Dados: = 4,24, log10 4,24 = 0,63 e KW = 10–14 a 25 ºC 
 
a) não haverá a presença de ácido acético não ionizado em solução. 
b) [ H+] = 1,26 10–4 mol L–1 
c) pOH = 10,63 
d) [OH–] = 1,26 10–4 mol L–1 
e) [ H+] é diferente de [CH3COO–] 
 
 
  
18
 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 31 
7. (FAMERP SP/2019) 
Analise a tabela que apresenta a fórmula estrutural e as constantes de ionização de alguns 
ácidos monocarboxílicos encontrados na natureza. 
 
 
 
Considere que três soluções de mesma concentração, em mol/L, uma de cada um desses 
ácidos, foram preparadas à mesma temperatura. 
 
a) Qual das três soluções preparadas apresentará maior condutividade elétrica? Justifique 
sua resposta. 
b) Em uma solução de ácido acético, foi adicionada certa quantidade de acetato de sódio 
(CH3COONa) mantendo-se a temperatura constante. Indique o que deverá ocorrer com o grau 
de ionização do ácido acético. Justifique sua resposta com base no princípio de Le Chatelier e 
na equação de ionização a seguir: 
CH3 – COOH CH3 – COO– + H+ 
 
8. (UCB DF/2018) 
Considere um ácido de Arrhenius monoprótico fraco, de constante Ka = 10–11 e grau de 
ionização com valor muito menor que a unidade. Em um estudo experimental para mensurar 
esse grau de ionização, o mencionado ácido foi utilizado em uma concentração igual a 1 mmol/L. 
Com base no exposto, assinale a alternativa que prediz o valor de nesse estudo. 
 
a) 10–3 
b) 0,0001% 
c) 10–8 
d) 10–11 
e) 0,01% 
 
9. (UCB DF/2018) 
O vinagre, material muito comum no cotidiano, é formado essencialmente por um ácido 
orgânico fraco, conhecido como ácido acético. Esse ácido, em água, comporta-se quimicamente 
segundo a equação a seguir. 
 
CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ pKa = 4,75 
 


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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 32 
Considerando o valor de pKa a 25 ºC e acerca dos ácidos e dos respectivos comportamentos 
em equilíbrio químico, assinale a alternativa correta. 
 
a) O ácido acético é um ácido que pode perder seus quatro hidrogênios. 
b) O valor de pKa maior indica que, no equilíbrio, há maior concentração de produtos do que 
de reagentes. 
c) Caso forme-se uma solução aquosa de ácido acético e acetato de sódio, produz-se uma 
solução tampão. 
d) O carbono ligado aos oxigênios, no ácido acético, é tetraédrico. 
e) A água atua como uma base de Arrhenius. 
 
10. (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. 
 
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. 
 
11. (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 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 33 
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 < HCO2 < HNO2 < HF 
b) HCN > HCO > HNO2 > HF 
c) HF < HNO2 < HCO < HCN 
d) HCN < HCO < HNO2 < HF 
 
12. (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. 
 
13. (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 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 34 
 
O valor do pH dessa solução é: 
 
a) 1,0 
b) 2,43 
c) 3,85 
d) 5,7 
 
14. (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] 
H3C
OH
O
OH
 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 35 
 
Indicadores Ácido-Base 
15. (FUVEST SP/2020) 
Para exemplificar probabilidade, um grupo de estudantes fez uma atividade envolvendo 
química, conforme o procedimento descrito. 
Cada estudante recebeu um recipiente contendo 800 mL de água destilada com algumas gotas 
do indicador de pH alaranjado de metila e soluções de HCl e NaOH em diversas concentrações. 
Cada estudante deveria jogar apenas uma vez dois dados, um amarelo e um vermelho, ambos 
contendo os números de 1 a 6. 
 
• Ao jogar o dado vermelho, o estudante deveria adicionar ao recipiente 100 mL de solução do 
ácido clorídrico na concentração 10–n mol/L, sendo n o número marcado no dado (por exemplo, 
se saísse o número 1 no dado, a solução seria de 10–1 mol/L; se saísse 6, a solução seria de 10–
6 mol/L). 
• Ao jogar o dado amarelo, o estudante deveria executar o mesmo procedimento, mas 
substituindo o ácido por NaOH, totalizando assim 1,0 L de solução. 
• O estudante deveria observar a cor da solução ao final do experimento. 
 
A professora mostrou a tabela com alguns valores de pH resultantes conforme os números 
tirados nos dados. Ela pediu, então, aos estudantes que utilizassem seus conhecimentos e a 
tabela para prever em quais combinações de dados a cor final do indicador seria vermelha. 
 
 
 
A probabilidade de, após realizar o procedimento descrito, a solução final preparada por um 
estudante ser vermelha é de: 
 
a) 1/12 
b) 1/6 
c) 1/4 
d) 11/36 
e) 5/12 
Note e adote: 
Considere a seguinte relação entre pH do meio e coloração do indicador alaranjado de metila: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 36 
 
 
 
16. (Mackenzie SP/2020) 
Uma amostra desconhecida de uma substância incolor foi submetida a testes de laboratório 
com indicadores ácido-base, apresentando o seguinte resultado. 
 
 
 
De acordo com o resultado obtido experimentalmente, pode-se seguramente afirmar que a 
faixa de pOH da amostra desconhecida, de acordo com a coloração obtida, encontra-se entre 
 
a) 7,8 e 8,0 
b) 6,0 e 6,2 
c) 7,2 e 7,6 
d) 6,4 e 6,8 
e) 7,0 e 7,4 
 
17. (FAMERP SP/2020) 
O brometo de metila (CH3Br) é um gás utilizado no combate a pragas e doenças em produtos 
agrícolas. Em contato com água, reage formando metanol e brometo de hidrogênio, conforme a 
equação a seguir: 
 
CH3Br + H2O CH3OH + HBr 
 
Em um recipiente contendo 200 mL de água à temperatura ambiente, foram borbulhados 4
10–5 mol de brometo de metila, que reagiram parcialmente até atingir o equilíbrio. Em seguida, 
foram adicionadas algumas gotas do indicador azul de timol, que adquire cor vermelha em pH < 
2, cor amarela no intervalo de pH entre 2 e 8 e cor azul em pH > 8. 
 
a) Escreva a fórmula eletrônica do CH3Br. Como o rendimento dessa reação é afetado pelo 
aumento da temperatura do sistema? 
H 0 

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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 37 
b) Considerando que 50% do brometo de metila adicionado à água reagiu e que 100% do 
brometo de hidrogênio formado foi ionizado, indique a cor que a solução adquiriu quando o 
sistema atingiu o equilíbrio, à temperatura ambiente. 
 
18. (ENEM/2020) 
É possível identificar adulterantes do leite de vaca por meio da adição do indicador azul de 
bromofenol. A presença de agentes oxidantes provoca a descoloração do indicador, mantendo 
a cor branca na amostra, característica do leite. Substâncias redutoras presentes no leite reagem 
com o azul de bromofenol, gerando a cor verde. A diminuição do valor de pH do leite torna o 
indicador amarelo. Em pH mais elevado, o indicador adquire a cor violeta e, em meio neutro, a 
cor azul. Considere que um lote industrial de leite em embalagem longa vida foi adulterado com 
excesso de soda cáustica. 
 
Em uma inspeção sanitária do lote adulterado, qual será a cor apresentada pelo leite após 
adição do indicador azul de bromofenol? 
 
a) Azul 
b) Verde 
c) Violeta 
d) Branco 
e) Amarelo 
 
19. (ENEM/2020) 
O reagente conhecido como Kastle-Meyer é muito utilizado por investigadores criminais para 
detectar a presença de sangue. Trata-se de uma solução aquosa incolor, preparada com zinco 
metálico, hidróxido de sódio (Reação 1) e indicador (Reação 2). Essa solução, quando em 
contato com a hemoglobina contida no sangue e na presença de água oxigenada (Reação 3), 
passa de incolor para vermelha, indicando a presença de sangue no local, conforme as reações 
descritas. 
 
Reação 1: 
Zn(s) + 2NaOH(aq) + 2H2O(l) Na2[Zn(OH)4](s) + H2(g) 
 
Reação 2: 
 
 
Reação 3: 

⎯⎯→
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 38 
2H2O2(aq) 2H2O(l) + O2(g) 
DIAS FILHO, C. R.; ANTEDOMENICO, E. 
A perícia criminal e a interdisciplinaridade no ensino de ciências naturais. 
Química Nova na Escola, n. 2, maio 2010 (adaptado). 
 
A mudança de coloração que indica a presença de sangue ocorre por causa da reação do 
indicador com o(a) 
 
a) sal de Na2[Zn(OH)4] na presença de hemoglobina. 
b) água produzida pela decomposição da água oxigenada. 
c) hemoglobina presente na reação com a água oxigenada. 
d) gás oxigênio produzido pela decomposição da água oxigenada. 
e) gás hidrogênio produzido na reação do zinco com hidróxido de sódio. 
 
20. (FAMEMA SP/2019) 
A figura apresenta a fórmula estrutural e a variação da cor do indicador azul de bromotimol em 
função do pH. 
 
 
 
Esse indicador foi utilizado em uma aula de laboratório onde três soluções A ([H+] = 10–8 mol/L), 
B ([OH–] =10–9 mol/L) e C ([H+] = 10–7 mol/L) foram avaliadas em relação ao seu caráter ácido-
base. 
 
a) Considerando o produto iônico da água Kw = [H+] [OH–] = 10–14, preencha a tabela abaixo, 
associando as soluções às cores assumidas pelo indicador. 
 
b) Dê o nome da função orgânica que tem o oxigênio ligado diretamente ao anel aromático 
do indicador. Indique com um asterisco, na estrutura abaixo, o carbono quiral existente na 
molécula do azul de bromotimol. 
Hemoglobina
⎯⎯⎯⎯⎯⎯→

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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 39 
 
 
21. (Encceja/2019) 
O ácido oxálico (H2C2O4) está presente em caules e folhas de vegetais como o espinafre e a 
beterraba. Uma maneira de quantificar a concentração de ácido oxálico nos vegetais é através 
da titulação com hidróxido de sódio (NaOH). Para realizar uma titulação, pretende-se escolher 
um indicador adequado para o ponto de equivalência mostrado no gráfico. O quadro apresenta 
os indicadores disponíveis no laboratório. 
 
 
 
 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. 
Química geral e reações químicas. 
São Paulo: Cengage Learning, 2009 (adaptado). 
 
O indicador adequado para essa titulação é o(a) 
 
a) violeta cristal. 
b) vermelho de metila. 
c) fenolftaleína. 
d) amarelo de alizarina. 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 40 
22. (Mackenzie SP/2018) 
Indicadores são substâncias que mudam de cor na presença de íons H+ e OH– livres em uma 
solução. Justamente por esta propriedade, são usados para indicar o pH, ou seja, os indicadores 
“indicam” se uma solução é ácida ou básica. Esses indicadores podem ser substâncias sintéticas 
como a fenolftaleína e o azul de bromotimol, ou substâncias que encontramos em nosso 
cotidiano, como por exemplo, o suco de repolho roxo, que apresenta uma determinada coloração 
em meio ácido e uma outra coloração em meio básico. A tabela a seguir ilustra as cores 
características dessas substâncias nos intervalos ácido e básico. 
 
 
 
Assim, um estudante preparou três soluções aquosas concentradas de diferentes substâncias, 
de acordo com a ilustração abaixo. 
 
 
 
Após o preparo, o estudante adicionou ao recipiente A (fenolftaleína), ao B (suco de repolho 
roxo) e ao C (azul de bromotimol). Sendo assim, as cores obtidas, respectivamente, nos 
recipientes A, B e C, foram 
 
a) róseo, vermelho e amarelo. 
b) incolor, verde e amarelo. 
c) incolor, verde e azul. 
d) róseo, vermelho e azul. 
e) incolor, vermelho e azul. 
 
23. (FPS PE/2018) 
Após um grave acidente de trânsito, um caminhão tombou, espalhando uma grande massa de 
soda cáustica. Como estava chovendo, a soda cáustica solubilizou e penetrou no solo, 
contaminando a água de uma cisterna que abastecia um hospital. Considerando a situação 
relatada, assinale a alternativa correta. 
 
a) Como é praticamente insolúvel, apenas uma quantidade mínima de soda cáustica 
penetrou no solo. 
b) Como é um sólido volátil, grande parte da soda cáustica se dissipou pelo ar. 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 41 
c) A água da cisterna teve seu pH diminuído após a contaminação com a soda cáustica. 
d) Ao pingar o indicador fenolftaleína numa amostra da água da cisterna, observou-se a cor 
rosa. 
e) Após a contaminação, a água da cisterna se tornou imprópria para consumo devido à 
elevada acidez. 
 
24. (UNIRG TO/2018) 
O leite de magnésia é uma solução aquosa de Mg(OH)2. O sabão é produzido por uma reação 
entre um ácido graxo, presente em gorduras e óleos de origem vegetal ou animal, com uma 
espécie química, como o NaOH, geralmente. 
 
A partir dessas informações, assinale a única alternativa correta: 
 
a) O sabão tem caráter anfipático, pois apresenta uma cabeça polar (ou hidrofóbica) e uma 
cauda apolar (ou hidrofílica); 
b) Soluções aquosas das duas substâncias cujas fórmulas foram citadas no enunciado 
apresentam [OH–] menor que [H+]; 
c) A equação química 
Mg(OH)2(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + 2H2O(l) 
ilustra como a hipercloridria pode ser neutralizada pelo leite de magnésia; 
d) A solução aquosa de nenhuma das duas substâncias cujas fórmulas foram citadas no 
enunciado exibe alteração de cor para rosa após adição de duas gotas de solução alcoólica de 
fenolftaleína e posterior homogeneização. 
 
25. (ITA SP/2018) 
Sobre indicadores de pH, é ERRADO afirmar que 
 
a) são ácidos ou bases fracas. 
b) em solução aquosa são usados como tampão. 
c) geralmente possuem anéis aromáticos em sua estrutura molecular. 
d) devem apresentar mínima interferência no sistema químico de interesse. 
e) respondem à presença de íons hidrogênio em solução aquosa por deslocamento de 
equilíbrio entre as formas associada e ionizada. 
 
26. (ENEM/2018) 
O suco de repolho-roxo pode ser utilizado como indicador ácido-base em diferentes soluções. 
Para isso, basta misturar um pouco desse suco à solução desejada e comparar a coloração final 
com a escala indicadora de pH, com valores de 1 a 14, mostrada a seguir. 
 
→
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 42 
 
 
Utilizando-se o indicador ácido-base e a escala para determinar o pH da saliva humana e do 
suco gástrico, têm-se, respectivamente, as cores 
 
a) vermelha e vermelha. 
b) vermelha e azul. 
c) rosa e roxa. 
d) roxa e amarela. 
e) roxa e vermelha. 
 
27. (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 
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 HC de concentração 1,0 mol·L–1 de uma solução de HC 
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 (NH4C) 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 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 43 
 
 
28. (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–. 
HInd ⇌ H+ + Ind- 
IncolorVermelho 
 
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. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 44 
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. 
 
29. (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. 
 
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. 
 
30. (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: 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 45 
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. 
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. 
 
31. (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. 
 
pH e pOH 
32. (UEG GO/2020) 
Uma solução aquosa de ácido clorídrico, contendo 0,09125 g de HCl, foi diluída com água para 
250 mL, em um balão volumétrico. 
Dado: MM(HCl) = 36,5 g/mol. 
 
O pH dessa solução será igual a: 
 
a) 2 
b) 1 
c) 0,1 
d) 0,2 
e) 9 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 46 
 
33. (FM Petrópolis RJ/2020) 
O fluoreto de hidrogênio apresenta-se em solução aquosa como líquido incolor, fumegante e 
de odor penetrante. É usado na produção da gasolina de alta octanagem, agrotóxicos, 
detergentes, teflon e no enriquecimento do urânio para fins de energia nuclear. 
Considere o equilíbrio iônico do ácido fluorídrico abaixo. 
 
HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F–(aq) 
 
Sabe-se que o fluoreto de hidrogênio é um ácido fraco, pois de 100 moléculas de HF, somente 
3 se ionizarão. 
Sendo assim, o pH de uma solução aquosa, com concentração 0,1 mol/L desse ácido, será 
Dado: log de 3 = 0,5 aproximadamente 
 
a) 0,5 
b) 1,5 
c) 2,5 
d) 1,0 
e) 2,0 
 
 
34. (Univag MT/2020) 
No rótulo de uma garrafa de água mineral sem gás consta a informação de que a 25 ºC o pH 
da água é igual a 6. Pode-se afirmar que, a essa temperatura, essa água mineral tem caráter 
 
a) ácido e a concentração de íons H+ é menor que a de íons OH–. 
b) básico e a concentração de íons H+ é maior que a de íons OH–. 
c) neutro e as concentrações de íons H+ e OH– são iguais. 
d) básico e a concentração de íons H+ é menor que a de íons OH–. 
e) ácido e a concentração de íons H+ é maior que a de íons OH–. 
 
 
35. (ITA SP/2020) 
Considere que o ar seco ao nível do mar é composto de 4 10–2 % (em volume) de CO2. Sejam 
dadas a constante da lei de Henry para o CO2 e a constante da primeira dissociação do ácido 
carbônico, respectivamente, KH = 2,5 10–2 mol L–1 atm–1 e Ka = 1 10–6,4. Assinale a opção que 
apresenta a concentração em mol L–1 de CO2 dissolvido e o pH de uma amostra de água 
desionizada, após a mesma entrar em equilíbrio com o ar atmosférico. 
 

 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 47 
a) 10–2 e 6,4 
b) 10–5 e 5,7 
c) 10–5 e 6,4 
d) 10–7 e 5,7 
e) 10–7 e 6,4 
 
 
36. (PUC Camp SP/2020) 
A aveia é uma cultura que tem seu melhor desenvolvimento na faixa de pH do solo de 5 a 7. 
Essa faixa de pH corresponde a uma variação na concentração dos íons H+ de 
 
a) 2 vezes. 
b) 5 vezes. 
c) 10 vezes. 
d) 20 vezes. 
e) 100 vezes. 
 
 
37. (UNICAMP SP/2020) 
“Quatro anos atrás, com meu jaleco branco, saí da clínica pediátrica e dei uma entrevista 
coletiva. Levantando uma mamadeira cheia de água de Flint, Michigan, compartilhei minha 
pesquisa: o chumbo estava aumentando no sangue das crianças de Flint. Inicialmente, as 
autoridades tentaram me silenciar, mas persistência, ativismo, trabalho em equipe e ciência 
prevaleceram. Desde então, Flint segue um caminho lento, mas seguro, em direção à 
recuperação.” 
O trecho acima, publicado no New York Times em 27/08/2019, expõe um grave problema com 
a água encanada da cidade americana de Flint. Em 2016, foram registrados níveis elevados de 
íons chumbo e ferro na água, como resultado de uma sequência de erros. Ao mudar a captação 
de água para um rio local, quantidades maiores de cloro e de cloreto de ferro foram adicionadas 
à água. Nessa mudança, também deixaram de adicionar à água tratada uma substância para 
evitar a deterioração da camada protetora no interior dos canos de chumbo. Essa camada 
protetora resulta da deposição anódica de fosfato de chumbo, um sal muito pouco solúvel em 
água, nos canos novos. 
 
a) Considerando as informações fornecidas e aspectos relativos ao equilíbrio químico, que 
substância poderia ter sido adicionada à água tratada para evitar a corrosão e a contaminação 
por chumbo: íons fosfato (PO4–3), íons chumbo (Pb+2) ou fosfato de chumbo? Justifique sua 
resposta e exemplifique com uma equação química. 
b) Essencialmente, a água tratada continha cloro molecular, íons cloreto, oxigênio dissolvido, 
e apresentava pH abaixo do recomendado. Considerando apenas essas características da água 
tratada, o que poderia ter promovido a corrosão do encanamento de ferro? Escreva uma equação 
química adequada à sua resposta e a justifique do ponto de vista químico. 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 48 
 
38. (FCM MG/2020) 
Considere as duas soluções seguintes: 
 
Solução I – 100,0 mL de hidróxido de cálcio de concentração 0,005 mol/L. 
Solução II – 100,0 mL de vinagre pH = 3, sendo o ácido acético (Ka = 1,0 10–5) o único ácido 
existente no vinagre. 
 
Analisando as duas soluções, é CORRETO afirmar: 
 
a) A concentração do ácido acético na solução II é de 0,001 mol/L. 
b) A solução I e II são misturas homogêneas, comeletrólitos fortes. 
c) O indicador fenolftaleína apresenta cor rosa em I e incolor em II. 
d) O pH da solução I é igual a 12, sendo, dessa forma, solução ácida. 
 
 
39. (FCM PB/2020) 
Ter um poço artesiano no próprio terreno e poder aproveitar a água de um lençol freático 
parece ser uma solução incrível. Porém infelizmente a água quase sempre é imprópria para 
consumo, precisando passar por um processo de tratamento. A primeira medida a ser tomada é 
buscar uma análise físico-química completa da água, que vai medir os parâmetros e fornecer um 
diagnóstico. Sob temperatura de 25°C uma amostra de água de poço apresentou pOH = 8,21. 
 
Assinale a alternativa que corresponde à razão da concentração dos íons [H+] (em mol/L) entre 
a água mineral e a água de poço. 
 
Características da Água Mineral 
 
 
a) 10 
b) 1,17 
c) 0,1 
d) 101,42 
e) 100 
 

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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 49 
 
40. (UEM PR/2020) 
Assinale o que for correto. 
 
01. Considerando que Ka (constante de ionização) para o ácido nitroso é maior do que o Ka 
para o ácido cianídrico, então o pKa para o ácido nitroso é menor do que o pKa para o ácido 
cianídrico. 
02. O pOH de uma solução com concentração hidrogeniônica igual a 5 10–9 é igual a 8,3 
(Dado: log 5 0,7). 
04. A concentração de íons H+ de uma solução de pH = 2 é, exatamente, 10.000 vezes maior 
que a concentração de íons H+ de uma solução de água pura (pH neutro). 
08. O pH de uma solução de cloreto de amônio de concentração 0,001mol/L, 20% hidrolisado, 
possui pH maior do que uma solução do mesmo sal, de mesma concentração, mas 30% 
hidrolisado. 
16. Após se evaporarem 3/4 da água de uma solução aquosa de H2SO4 (completamente 
dissociado) de pH = 5, o pH da solução resultante deverá ser 3,75 (Dado: log 4 = 0,6). 
 
 
41. (UNESP SP/2020) 
As antocianinas existem em plantas superiores e são responsáveis pelas tonalidades 
vermelhas e azuis das flores e frutos. Esses corantes naturais apresentam estruturas diferentes 
conforme o pH do meio, o que resulta em cores diferentes. 
O cátion flavílio, por exemplo, é uma antocianina que apresenta cor vermelha e é estável em 
pH 1. Se juntarmos uma solução dessa antocianina a uma base, de modo a ter pH por volta 
de 5, veremos, durante a mistura, uma bonita cor azul, que não é estável e logo desaparece. 
Verificou-se que a adição de base a uma solução do cátion flavílio com pH 1 dá origem a 
uma cinética com 3 etapas de tempos muito diferentes. A primeira etapa consiste na observação 
da cor azul, que ocorre durante o tempo de mistura da base. A seguir, na escala de minutos, 
ocorre outra reação, correspondendo ao desaparecimento da cor azul e, finalmente, uma terceira 
que, em horas, dá origem a pequenas variações no espectro de absorção, principalmente na 
zona do ultravioleta. 
(Paulo J. F. Cameira dos Santos et al. “Sobre a cor dos vinhos: 
o estudo das antocianinas e compostos análogos não parou 
nos anos 80 do século passado”. www.iniav.pt, 2018. Adaptado.) 
 
A variação de pH de 1 para 5 significa que a concentração de íons H+ (aq) na solução 
__________, aproximadamente, __________ vezes. Entre as etapas cinéticas citadas no texto, 
a que deve ter maior energia de ativação e, portanto, ser a etapa determinante da rapidez do 
processo como um todo é a __________. 
 
As lacunas do texto são preenchidas, respectivamente, por: 
 
a) aumentou ; 10 000 ; primeira. 
b) aumentou ; 10 000 ; terceira. 




 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 50 
c) diminuiu ; 10 000 ; terceira. 
d) aumentou ; 5 ; terceira. 
e) diminuiu ; 5 ; primeira. 
 
 
42. (Faculdade Santo Agostinho BA/2020) 
A tecnologia de construção de barragens utiliza métodos seguros de deposição de rejeitos, em 
especial, os lançamentos deles em barragens. A construção das barragens pode se dar por meio 
de processos tradicionais, pela utilização do próprio material resultante do beneficiamento ou, 
ainda, com o estéril. 
Tais estruturas devem atender às exigências de proteção ambiental e de segurança, além de 
inserir-se como parte integrante do processo produtivo, atendendo, por exemplo, as 
necessidades de recuperação e introdução da água nos circuitos da mina e da usina de 
concentração. Deve-se também ter como horizonte a possibilidade de, no futuro, reaproveitar 
esse rejeito como um bem mineral, pois o avanço tecnológico e a escassez de bens minerais 
poderão viabilizar esse empreendimento. 
É conclusivo que um projeto de barragem de rejeitos abrange diversas áreas do conhecimento 
com igual índice de importância. 
Disponível em: <http://mineralis.cetem.gov.br:8080/ 
bitstream/cetem/769/1/CCL00410010.pdf>. 
Acesso em: 15 set. 2019. 
 
Para se construir uma barragem com concreto, temos de observar duas situações de risco: no 
início da construção, o concreto tem pH alcalino para proteger a ferragem da oxidação. Após 
alguns anos, o pH se acidifica pela reação com H2CO3. 
Para se testar essa acidificação, foi usada uma solução de H2CO3, de concentração 0,025 
mol/L, a qual apresenta um grau de ionização de 2% à temperatura ambiente. De acordo com os 
dados, podemos afirmar, corretamente, que o valor do pH para a solução testada será de 
 
a) 1. 
b) 2. 
c) 3. 
d) 4. 
e) 5. 
 
 
43. (FAMERP SP/2020) 
Uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) apresenta pH igual a 9. Considerando-se o valor 
de Kw igual a 10–14, a concentração de íons OH– nessa solução é igual a 
 
a) 10–7 mol/L. 
b) 10–8 mol/L. 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 51 
c) 10–5 mol/L. 
d) 10–9 mol/L. 
e) 10–6 mol/L. 
 
 
44. (FGV SP/2020) 
A furaltadona (C13H16N4O6) é uma substância bactericida empregada no combate à salmonela, 
sendo adicionada à água de bebedouros em criadouros de aves. A furaltadona interage com a 
água de acordo com a reação representada pela equação: 
 
C13H16N2O6 (aq) + H2O C13H16N2O6H+ (aq) + OH– (aq) 
 
Sabendo que a constante de equilíbrio dessa reação, a 25 ºC, é Kb = 1,0 10–5, uma solução 
0,1 mol/L de furaltadona a 25 ºC apresenta pH igual a 
 
a) 1. 
b) 3. 
c) 5. 
d) 9. 
e) 11. 
 
 
45. (FPS PE/2020) 
Um técnico de laboratório utiliza um balão volumétrico para preparar 500 mL de uma solução 
0,005 M de KOH (aq). Posteriormente, transfere 100,0 mL da solução preparada para um frasco. 
Esquecendo-se de tampar o frasco, o técnico deixa a solução em recipiente aberto por vários 
dias antes do uso. Durante esse tempo, parte da água evapora e o volume se reduz para 50,0 
mL. 
Qual é o pH da solução após a evaporação, considerando a temperatura igual a 25º C? 
 
a) 2 
b) 8 
c) 10 
d) 4 
e) 12 
 
 
46. (Santa Casa SP/2020) 
( ) →

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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 52 
A ureia, ao ser aquecida a uma temperatura entre 85 ºC e 90 ºC, sofre decomposição conforme 
a equação a seguir: 
 
CO(NH2)2 + 3H2O 2NH4+ + CO2 + 2OH– 
 
O OH– gerado na decomposição térmica de 10–5 mol de ureia foi adicionado a 1 L de solução 
ácida de pH = 5. Considerando o produto iônico da água (Kw) igual a 10–14, o novo pH dessa 
solução é igual a 
 
a) 9. 
b) 11. 
c) 10. 
d) 8. 
e) 7. 
 
 
47. (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. 
 
48. (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 
85ºC 90ºC−
⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 53 
d) 7,4 
e) 7,5 
 
49. (EsPCEX/2018) 
A uma solução aquosa de 100 mL de ácido clorídrico (HC) 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. 
e) 4,3. 
 
50. (Unioeste PR/2019) 
O ácido fórmico é o ácido metanoico, utilizado em vários produtos de limpeza e controle de 
pH, entre outros. Sabendo que o valor de Ka para este ácido é de 1·10–4. Assinale a alternativa 
CORRETA. 
 
a) Uma solução equimolar do ácido e seu sal fornecerão pH 7. 
b) Uma solução equimolar do ácido e seu sal resultam em pOH 4. 
c) O pKa deste ácido é 1. 
d) Uma solução de 1,0 mol·L–1 deste ácido dissocia e fornece concentração de H+ de, 
aproximadamente, 0,01 mol·L–1. 
e) Ele é considerado um ácido forte. 
 
51. (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. 

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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 54 
 
Adaptado de Campbell, M.K; Farrel, S.O. Bioquímica. 
Thomson Learning Ed. Ltda. 2006 
 
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 
 
7. 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 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 55 
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 
l) forte 
m) fraca 
 
Questão Fundamental 03 
Determine o pH das soluções aquosas: 
a) [H+] = 10-5 mol/L. 
[𝐻+] = 10−5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] 
𝑝𝐻 = − log[10−5] = 5 
 
b) [H+] = 10-2 mol/L. 
[𝐻+] = 2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] 
𝑝𝐻 = − log[10−2] = 2 
 
c) [H+] = 10-7 mol/L. 
[𝐻+] = 10−7 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] 
𝑝𝐻 = − log[10−7] = 7 
 
d) [OH-] = 10-2 mol/L. 
[𝑂𝐻−] = 10−2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝐾𝑤 = [𝐻
+] ∙ [𝑂𝐻−] 
10−14 = [𝐻+] ∙ [10−2] 
[𝐻+] = 10−12 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] 
𝑝𝐻 = − log[10−12] = 12 
 
e) [OH-] = 10-10 mol/L. 
[𝑂𝐻−] = 10−10 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 56 
𝐾𝑤 = [𝐻
+] ∙ [𝑂𝐻−] 
10−14 = [𝐻+] ∙ [10−10] 
[𝐻+] = 10−4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] 
𝑝𝐻 = − log[10−4] = 4 
 
f) Ka = 10-5 e concentração inicial do HCN é igual a 0,1 mol/L. 
Para ácidos fracos, tem-se: 
𝐾𝑎 = 𝑀 ∙ 𝛼
2 
[𝐻+] = 𝑀 ∙ 𝛼 ∙ 𝑋 
 
𝐾𝑎 = 𝑀 ∙ 𝛼
2 
10−5 = 0,1 ∙ 𝛼2 
𝛼2 =
10−5
10−1
= 10−4 
𝛼 = 10−2 = 0,01 
[𝐻+] = 𝑀 ∙ 𝛼 ∙ 𝑋 
[𝐻+] = 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 ∙ 0,01 ∙ 1 
[𝐻+] = 0,001 = 10−3 
 
[𝐻+] = 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] 
𝑝𝐻 = − log[10−3] = 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−] = 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
[𝑂𝐻−] = 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝐾𝑤 = [𝐻
+] ∙ [𝑂𝐻−] 
10−14 = [𝐻+] ∙ [10−3] 
[𝐻+] = 10−11 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] 
𝑝𝐻 = − log[10−11] = 11 
 
8. Gabarito Sem Comentários 
 
1. E 
2. D 
3. E 
4. B 
5. D 
6. C 
7. Discursiva 
8. E 
9. C 
10. C 
11. D 
12. D 
13. B 
14. A 
21. C 
22. D 
23. D 
24. C 
25. B 
26. E 
27. A 
28. C 
29. B 
30. C 
31. A 
32. A 
33. C 
34. E 
41. C 
42. C 
43. C 
44. E 
45. E 
46. A 
47. C 
48. D 
49. A 
50. D 
51. A 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 57 
15. C 
16. A 
17. Discursiva 
18. C 
19. D 
20. Discursiva 
 
35. B 
36. E 
37. Discursiva 
38. C 
39. C 
40. 09 
 
 
9. Questões Resolvidas E Comentadas 
1. (FCM PB/2020) 
Uma dermatologista foi procurada por uma paciente para tratar de manchas na pele devido ao 
uso de drogas durante a juventude. A dermatologista usou da técnica do peeling químico um 
tratamento estético onde são aplicados sais de ácidos sobre a pele, que ajudam a retirar as 
camadas danificadas por meio da descamação e a promover o crescimento de uma camada lisa, 
mais elástica, suave e fresca, por meio da renovação celular. Durante o processo foi usado um 
sal de ácido carboxílico: CH3(CH2)16COO–Na+ 
Na pele, os ânions do sabão hidrolisam a água da pele, desse modo, forma o ácido carboxílico 
correspondente. Para o estearato de sódio usado, foi estabelecido o seguinte equilíbrio: 
CH3(CH2)16COO– + H2O CH3(CH2)16COOH + OH– 
Ao se formar o ácido esteárico com pouca solubilidade em água, a técnica se torna pouco 
eficiente na remoção da pele morta e manchada, para controlar a eficiência da técnica faz-se 
necessário que a dermatologista controle o pH da solução. 
 
Com base nessa informação, é correto concluir que o sabão atua de maneira 
 
a) eficiente em qualquer faixa de pH 
b) mais eficiente em pH ácido 
c) mais eficiente em pH neutro para ácido 
d) mais eficiente em pH neutro 
e) mais eficiente em pH básico 
 
 
Comentários: 
Nota-se que, ao sofrer hidrólise, o estearato libera íons OH-, então, para formar mais ânions e 
controlar a eficiência, o equilíbrio deve ser deslocado para a esquerda. 
Sendo assim, o aumento da concentração de OH- desloca o equilíbrio para a esquerda e isso 
acontece em um meio de pH básico, já que se tem mais OH-. Em um meio de pH ácido, os íons 
H+ consomem os íons OH-, deslocando o equilíbrio para a direita, favorecendo a formação do 
ácido esteárico, que é pouco solúvel. 
Gabarito: E 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 58 
 
 
2. (Mackenzie SP/2020) 
Para uma solução de um ácido fraco genérico de fórmula HX, que apresenta concentração 
inicial de 0,1 mol L–1 e grau de ionização de 2 %, sua respectiva constante Ka, medida a uma 
dada temperatura T, é de aproximadamente 
 
a) 2 10–6 
b) 4 10–6 
c) 2 10–5 
d) 4 10–5 
e) 2 10–4 
 
Comentários: 
O Ka é dado por: 
𝐾𝑎 = 𝛼2 ⋅ [á𝑐𝑖𝑑𝑜] 
Sendo assim, como o grau de ionização é de 2% e a concentração inicial é 0,1 mol/L, o valor 
do Ka é igual a: 
𝐾𝑎 = 0,022 ⋅ 0,1 = 4 ⋅ 10−5 
Gabarito: D 
 
 
3. (FATEC SP/2019) 
A amônia (NH3), molécula de estrutura semelhante à da fosfina, reage com água produzindo 
uma solução de caráter básico. A reaçãoque 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 











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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 59 
e) 6 10–4 
 
Comentários: 
A reação pode ser representada de acordo com suas etapas e concentrações em mol/L da 
seguinte maneira: 
 𝑁𝐻3 (𝑔) + 𝐻2𝑂 (𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4
+ (𝑎𝑞) + 𝑂𝐻− (𝑎𝑞) 
Início 0,02 0,02 0 0 
Reação x x x x 
Equilíbrio 0,02-x 0,02-x x x 
O Kb a reação é dado por: 
𝐾𝑏 =
[𝑂𝐻−] ⋅ [𝑁𝐻4
+]
[𝑁𝐻3]
= 1,8 ⋅ 10−5 
Sendo assim, o valor de x é a concentração de íons OH-, que é dado por: 
𝑥 ⋅ 𝑥
(0,02 − 𝑥)
= 1,8 ⋅ 10−5 
𝑥2 = 3,6 ⋅ 10−7 − 1,8 ⋅ 10−5 ⋅ 𝑥 
𝑥2 ≅ 3,6 ⋅ 10−7 = 36 ⋅ 10−8 
𝑥 = 6 ⋅ 10−4
𝑚𝑜𝑙
𝐿
= [𝑂𝐻−] 
Gabarito: E 
 
 
4. (UEL PR/2019) 
Em 2017, a ANVISA aprovou a administração de um medicamento antirretroviral composto 
pela combinação das substâncias entricitabina (FTC) e fumarato (molécula contendo ácido 
carboxílico como função orgânica) de tenofovir desoproxila (TDF) para pessoas com alto risco 
de infecção pelo vírus HIV. O medicamento apresenta Profilaxia Pré-Exposição (PrEP), ou seja, 
evita que uma pessoa que não tem HIV adquira a infecção quando se expõe ao vírus. 
 
As estruturas químicas da FTC e do TDF são apresentadas a seguir. 
 
 
 
Dados: 

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 60 
Massa molar da FTC = 247,24 g mol–1 
Massa molar do TDF = 635,52 g mol–1 
 
Sabe-se que a solubilidade em água a 25 ºC da FTC é 13,4 mg L–1 e do TDF é 112,0 mg mL–
1 e que a constante de ionização da FTC é de 5,12 x 10–15, cujo hidrogênio ácido é aquele 
pertencente à hidroxila. 
 
Com base nas estruturas químicas e nas informações apresentadas sobre as moléculas, 
assinale a alternativa correta. 
 
a) A espécie de FTC que estaria em maior concentração no intestino (pH igual a 8) é a 
espécie carregada negativamente. 
b) Supondo que o TDF seja mais solúvel em solvente apolar do que em meio aquoso, pode-
se afirmar que sua solubilidade será maior na forma neutra. 
c) Na estrutura do TDF, o fumarato possui isomeria óptica e carbono quaternário e a função 
fosfato possui isomeria plana. 
d) Analisando a solubilidade das substâncias, em 1 litro de água a quantidade de matéria 
(mols) de FTC será maior que de moléculas de TDF. 
e) A estrutura do TDF possui funções amida e aldeído; já a estrutura da FTC possui funções 
fenol e amida. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. A espécie carregada negativamente é o ânion, porém, ele não estará em maior 
concentração no intestino, uma vez que a constante de ionização do FTC é na ordem de 10-15, 
ou seja, muito pequena. 
b) Certa. Sendo o TDF uma molécula apolar, ele é mais solúvel no solvente apolar do que na 
água, logo, ele não ficará na forma ionizada, mas na forma neutra por ter maior caráter apolar. 
c) Errada. Na estrutura do fumarato (ácido com cadeia insaturada) representada no TDF, há a 
ausência de carbono quaternário, ou seja, carbono ligado a outros 4 carbonos e carbono quiral 
(carbono ligado a quatro ligantes diferentes). Sendo assim, não há isomeria óptica. Além disso, 
o fosfato não apresenta isomeria plana, já que os átomos não se organizam de outro jeito para 
formar uma outra substância. 
d) Errada. Em 1L, tem-se 13,4 mg (ou 0,0134 g) de FTC (247,24 g/mol) e 112 g de TDF (635,52 
g/mol), já que este último possui 112 mg em 1 mL, logo, 112 g em 1 L. Portanto, o número de 
mols em 1 L de cada substância é de: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐹𝑇𝐶 − − − − 247,24 𝑔
𝑛 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐹𝑇𝐶 − − − − 0,0134 𝑔
 
𝑛 = 0,00005 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐹𝑇𝐶 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑇𝐷𝐹 − − − − 635,52 𝑔
𝑛′ 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑇𝐷𝐹 − − − − 112 𝑔
 
𝑛′ = 0,176 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑇𝐷𝐹 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 61 
Portanto, analisando a solubilidade das substâncias, em 1 litro de água a quantidade de 
matéria (mols) de FTC será menor que de moléculas de TDF. 
e) Errada. As funções de cada substância são evidenciadas abaixo: 
 
Sendo assim, não há amida e aldeído no TDF e nem fenol no FTC. 
Gabarito: B 
 
 
5. (FCM MG/2019) 
Esta figura ilustra três soluções aquosas de três ácidos (HX, HY e HZ), omitindo-se as 
moléculas de água. 
 
 
(BROWN, LeMay, BURSTEN. Química Central. 9ª Edição. PEARSON. SP-2005, pag. 111. Adaptado.) 
 
Analisando a figura e utilizando seus conhecimentos de ácidos e bases, é INCORRETO afirmar 
que 
 
a) HY é um ácido forte, ao passo que HX e HZ são eletrólitos fracos. 
b) HX terá maior pH se as concentrações dos ácidos forem iguais. 
c) a ordem crescente das bases conjugadas é Y– < Z– < X–. 
d) a ordem decrescente de pKa é HY > HZ > HX. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 62 
a) Certa. Em HY, tem-se as cargas separadas no meio aquoso, ou seja, átomos de H+ e Y- 
todos separados, mostrando que o grau de ionização desse ácido chega a ser 100% (ácido forte). 
Já em HX e HZ, apenas algumas moléculas estão separadas completamente, dando a eles uma 
característica de eletrólitos fracos. 
b) Certa. Como HX possui menor quantidade de carga positiva, ou seja, íons H+, logo, a 
concentração deste é menor, então, maior é o valor de pH. 
c) Certa. Como HY é o ácido mais forte (como visto no comentário da letra A) e HX o mais 
fraco (como visto no comentário da letra B), então, as bases conjugadas têm comportamento 
oposto. Sendo assim, a ordem crescente das bases é: 
𝑌− < 𝑍− < 𝑋− 
d) Errada. Quanto maior o Ka, menor o pKa, como o HY é o ácido mais forte, ele tem menor 
pKa. Com isso, o menor pKa é o do HY e o maior é o do HX. Então, a ordem decrescente de 
pKa é: 
𝐻𝑋 > 𝐻𝑍 > 𝐻𝑌 
Gabarito: D 
 
 
6. (Mackenzie SP/2019) 
O ácido acético ou ácido etanoico é um monoácido carboxílico, cuja constante de ionização 
(Ka) é de 1,8 10–5, a 25 ºC. Partindo-se de uma solução 1 10–2 mol L–1 desse ácido, é correto 
afirmar que, ao ser atingido o equilíbrio químico, a 25 ºC, 
Dados: = 4,24, log10 4,24 = 0,63 e KW = 10–14 a 25 ºC 
 
a) não haverá a presença de ácido acético não ionizado em solução. 
b) [ H+] = 1,26 10–4 mol L–1 
c) pOH = 10,63 
d) [OH–] = 1,26 10–4 mol L–1 
e) [ H+] é diferente de [CH3COO–] 
 
Comentários: 
A reação pode ser representada de acordo com suas etapas e concentrações em mol/L da 
seguinte maneira: 
 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) ⇌ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− (𝑎𝑞) + 𝐻+ (𝑎𝑞) 
Início 0,01 0,01 0 0 
Reação x x x x 
Equilíbrio 0,01-x 0,01-x x x 
O Ka do ácido é dado por: 
𝐾𝑎 =
[𝐻+] ⋅ [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
= 1,8 ⋅ 10−5 
Sendo assim, a concentração de H+ é igual a x e é dada por: 
  
18
 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 63 
𝑥 ⋅ 𝑥
0,01 − 𝑥
= 1,8 ⋅ 10−5 
Aproximando 0,01-x=0,01, tem-se: 
𝑥2 = 18 ⋅ 10−8 
𝑥 = [𝐻+] = 4,24 ⋅ 10−4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Sendo assim, o pH é dado por: 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] = − log 4,24 ⋅ 10−4 
𝑝𝐻 = 4 − 0,63 = 3,37 
Já o pOH, é dado por: 
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 
𝑝𝑂𝐻 = 14 − 3,37 = 10,63 
Já a concentração de OH é dada por: 
[𝐻+] ⋅ [𝑂𝐻−] = 10−14 
4,24 ⋅ 10−4 ⋅ [𝑂𝐻−] = 10−14 
[𝑂𝐻−] =
10−14
4,24 ⋅ 10−4
= 2,36 ⋅ 10−11 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Portanto, a única alternativa que remete corretamente a um dos valores encontrados no 
desenvolvimento da questãoé o da alternativa C, ou seja, pOH igual a 10,63. 
Gabarito: C 
 
 
7. (FAMERP SP/2019) 
Analise a tabela que apresenta a fórmula estrutural e as constantes de ionização de alguns 
ácidos monocarboxílicos encontrados na natureza. 
 
 
 
Considere que três soluções de mesma concentração, em mol/L, uma de cada um desses 
ácidos, foram preparadas à mesma temperatura. 
 
a) Qual das três soluções preparadas apresentará maior condutividade elétrica? Justifique 
sua resposta. 
b) Em uma solução de ácido acético, foi adicionada certa quantidade de acetato de sódio 
(CH3COONa) mantendo-se a temperatura constante. Indique o que deverá ocorrer com o grau 
de ionização do ácido acético. Justifique sua resposta com base no princípio de Le Chatelier e 
na equação de ionização a seguir: 
CH3 – COOH CH3 – COO– + H+ 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 64 
 
Comentários: 
a) A contudividade elétrica é avaliada pela quantidade de íons em solução. Sendo assim, 
quanto maio o Ka, mais forte é o ácido porque ele libera maior quantidade de prótons, logo, forma 
mais íons. Com isso, o ácido fórmico apresenta o maior Ka e, por isso, tem maior condutividade 
elétrica. 
b) A adição de acetato de sódio aumenta a concentração de íons acetato, CH3-COO-, ou seja, 
há deslocamento do equilíbrio para a esquerda, aumentando a concentração do ácido acético, 
diminuindo o grau de ionização deste. 
Gabarito: 
a) A contudividade elétrica é avaliada pela quantidade de íons em solução. Sendo assim, 
quanto maio o Ka, mais forte é o ácido porque ele libera maior quantidade de prótons, logo, forma 
mais íons. Com isso, o ácido fórmico apresenta o maior Ka e, por isso, tem maior condutividade 
elétrica. 
b) A adição de acetato de sódio aumenta a concentração de íons acetato, CH3-COO-, ou seja, 
há deslocamento do equilíbrio para a esquerda, aumentando a concentração do ácido acético, 
diminuindo o grau de ionização deste. 
 
8. (UCB DF/2018) 
Considere um ácido de Arrhenius monoprótico fraco, de constante Ka = 10–11 e grau de 
ionização com valor muito menor que a unidade. Em um estudo experimental para mensurar 
esse grau de ionização, o mencionado ácido foi utilizado em uma concentração igual a 1 mmol/L. 
Com base no exposto, assinale a alternativa que prediz o valor de nesse estudo. 
 
a) 10–3 
b) 0,0001% 
c) 10–8 
d) 10–11 
e) 0,01% 
 
Comentários: 
A constante do ácido e o grau de ionização se relacionam da seguinte maneira: 
𝐾𝑎 = 𝛼2 ⋅ [á𝑐𝑖𝑑𝑜] 
Sendo assim, o ácido 1mmol/L (ou 1 x 10-3 mol/L) possui grau de ionização igual a: 
10−11 = 𝛼2 ⋅ 1 ⋅ 10−3 
10−8 = 𝛼2 
𝛼 = 10−4 𝑜𝑢 0,01% 
Gabarito: E 
 
9. (UCB DF/2018) 


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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 65 
O vinagre, material muito comum no cotidiano, é formado essencialmente por um ácido 
orgânico fraco, conhecido como ácido acético. Esse ácido, em água, comporta-se quimicamente 
segundo a equação a seguir. 
 
CH3COOH + H2O CH3COO– + H3O+ pKa = 4,75 
 
Considerando o valor de pKa a 25 ºC e acerca dos ácidos e dos respectivos comportamentos 
em equilíbrio químico, assinale a alternativa correta. 
 
a) O ácido acético é um ácido que pode perder seus quatro hidrogênios. 
b) O valor de pKa maior indica que, no equilíbrio, há maior concentração de produtos do que 
de reagentes. 
c) Caso forme-se uma solução aquosa de ácido acético e acetato de sódio, produz-se uma 
solução tampão. 
d) O carbono ligado aos oxigênios, no ácido acético, é tetraédrico. 
e) A água atua como uma base de Arrhenius. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. O ácido acético perde apenas 1 hidrônio, que é o ionizável do grupo -COOH. 
b) Errada. Quanto maior o valor de pKa, menor o valor de Ka, já que pKa é -logKa. Sendo 
assim, há menor concentração de produtos do que de reagentes. 
c) Certa. A mistura de ácido acético (ácido fraco) e acetato de sódio (base conjugada do ácido) 
forma uma solução tampão. 
d) Errada. O carbono tetraédrico possui hibridização sp3, porque faz 4 ligações simples. Já o 
carbono ligado ao oxigênio no ácido acético, faz 1 ligação dupla e 2 simples, tendo hibridização 
sp2, logo, geometria trigonal. 
e) Errada. A água recebe um próton para formar o H3O+, sendo uma base de Bronsted-Lowry. 
A base de Arrhenius libera OH- em meio aquoso. 
Gabarito: C 
 
10. (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. 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 66 
 
 
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 
 
11. (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 < HCO2 < HNO2 < HF 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 67 
b) HCN > HCO > HNO2 > HF 
c) HF < HNO2 < HCO < HCN 
d) HCN < HCO < HNO2 < HF 
 
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 (HCO) > Ácido nitroso (HNO2) > Ácido fluorídrico 
(HF) 
A ordem decrescente de pKa equivale a ordem crescente de acidez: 
Ácido cianídrico (HCN) < Ácido hipocloroso (HCO) < Ácido nitroso (HNO2) < Ácido fluorídrico 
(HF) 
Gabarito: D 
 
12. (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. 
 
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. 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 68 
𝐾𝑖 =↓ 𝑀 · 𝛼
2, logo 
𝐾𝑖 =↓ 𝑀 ·↑ 𝛼
2 
II. Errado. A constante de ionização não é alterada pela concentração deum ácido, apenas 
sofrealteração pela temperatura. O aumento de concentração de um ácido, diminui o grau de 
ionização de um ácido. 
𝐾𝑖 =↑ 𝑀 · 𝛼
2, logo 
𝐾𝑖 =↑ 𝑀 ·↓ 𝛼
2 
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 
 
13. (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: 
𝐾𝑎 = 𝑀 · 𝛼
2 e [H+] = M · α · x e pH = - log [H+] 
Sendo: M = concentração, em mol/L, inicial do ácido, α = grau de ionização e x = quantidade 
de hidrogênios ionizáveis por fórmula. 
𝐾𝑎 = 𝑀 · 𝛼
2 
1,4 · 10–4 = 0,1 · 𝛼2 
α2 = 1,4 · 10−3 = 14 · 10−4 
H3C
OH
O
OH
 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 69 
√α2 = √14 · 10−4 
√α2 = √14 · √10−4 
𝛼 = 3,7 · 10−2 = 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 
 
14. (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] 
 
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: 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 70 
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: 
 Ka pH [HCN] 
Ao diminui a 
concentração de íons 
formados, diminui-se 
o grau de ionização. 
O único fator que 
interfere nos valores 
de Ka é a 
temperatura, logo, Ka 
não sofre alteração. 
Ao diminui a 
concentração de H+ 
formado, aumenta-
se o pH. 
Ao deslocar o 
equilíbrio para o 
sentido de formação 
dos reagentes, 
aumenta-se a 
concentração de 
HCN. 
Gabarito: A 
 
15. (FUVEST SP/2020) 
Para exemplificar probabilidade, um grupo de estudantes fez uma atividade envolvendo 
química, conforme o procedimento descrito. 
Cada estudante recebeu um recipiente contendo 800 mL de água destilada com algumas gotas 
do indicador de pH alaranjado de metila e soluções de HCl e NaOH em diversas concentrações. 
Cada estudante deveria jogar apenas uma vez dois dados, um amarelo e um vermelho, ambos 
contendo os números de 1 a 6. 
 
• Ao jogar o dado vermelho, o estudante deveria adicionar ao recipiente 100 mL de solução do 
ácido clorídrico na concentração 10–n mol/L, sendo n o número marcado no dado (por exemplo, 
se saísse o número 1 no dado, a solução seria de 10–1 mol/L; se saísse 6, a solução seria de 10–
6 mol/L). 
• Ao jogar o dado amarelo, o estudante deveria executar o mesmo procedimento, mas 
substituindo o ácido por NaOH, totalizando assim 1,0 L de solução. 
• O estudante deveria observar a cor da solução ao final do experimento. 
 
A professora mostrou a tabela com alguns valores de pH resultantes conforme os números 
tirados nos dados. Ela pediu, então, aos estudantes que utilizassem seus conhecimentos e a 
tabela para prever em quais combinações de dados a cor final do indicador seria vermelha. 
 
 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 71 
A probabilidade de, após realizar o procedimento descrito, a solução final preparada por um 
estudante ser vermelha é de: 
 
a) 1/12 
b) 1/6 
c) 1/4 
d) 11/36 
e) 5/12 
Note e adote: 
Considere a seguinte relação entre pH do meio e coloração do indicador alaranjado de metila: 
 
 
Comentários: 
Para a coloração do indicador ser vermelha, o pH deve ser menor do que 3,3. Além disso, pela 
tabela, é perceptível que os valores de pH vão diminuindo da esquerda para direita. 
Sendo assim, na primeira linha, do 2,1 até o 2, tem-se cor vermelha. Com isso, são 5 eventos. 
Já na segunda linha, a partir de 3,1 para a direita, tem-se cor vermelha também, totalizando 4 
eventos. 
A partir da terceira linha, não há mais situações que o pH é menor que 3,3, então, o número 
de eventos que a cor vermelha aparece é de: 
4 + 5 = 9 𝑒𝑣𝑒𝑛𝑡𝑜𝑠 
No entanto, o número total de eventos possível é igual a: 
6 𝑙𝑖𝑛ℎ𝑎𝑠 ⋅ 6 𝑐𝑜𝑙𝑢𝑛𝑎𝑠 = 36 𝑒𝑣𝑒𝑛𝑡𝑜𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑖𝑠 
Portanto, a probabilidade desejada é de: 
9
36
=
1
4
 
Gabarito: C 
 
 
16. (Mackenzie SP/2020) 
Uma amostra desconhecida de uma substância incolor foi submetida a testes de laboratório 
com indicadores ácido-base, apresentando o seguinte resultado. 
 
 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 72 
 
De acordo com o resultado obtido experimentalmente, pode-se seguramente afirmar que a 
faixa de pOH da amostra desconhecida, de acordo com a coloração obtida, encontra-se entre 
 
a) 7,8 e 8,0 
b) 6,0 e 6,2 
c) 7,2 e 7,6 
d) 6,4 e 6,8 
e) 7,0 e 7,4 
 
Comentários: 
I. Fenolftaleína 
A coloração obtida foi incolor, logo, o pH é menor do que 8,2 
II. Azul de bromotimol 
A coloração obtida foi amarelo-esverdedado, logo, o pH da amostra ficou nem amarelo e nem 
azul, mas um meio termo, ou seja, no intervalo entre 6 e 7,6. 
6 < 𝑝𝐻 < 7,6 
III. Vermelho de metila 
De maneira análoga, como a coloração foi um amarelo-alaranjado, tem-se que o pH ficou entre: 
4,4 < 𝑝𝐻 < 6,2 
Sendo assim, a intersecção dessas faixas de pH é dada pelo intervalo de pH: 
6 < 𝑝𝐻 < 6,2 
Como o pH e o pOH somam 14, então, tem-se: 
𝑝𝑂𝐻 + 𝑝𝐻 = 14 
𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 
Substituindo na desigualde, tem-se: 
6 < 14 − 𝑝𝑂𝐻 < 6,2 
−8 < −𝑝𝑂𝐻 < −7,8 
7,8 < 𝑝𝑂𝐻 < 8 
Gabarito: A 
 
 
17. (FAMERP SP/2020) 
O brometo de metila (CH3Br) é um gás utilizado no combate a pragas e doenças em produtos 
agrícolas. Em contato com água, reage formando metanol e brometo de hidrogênio, conforme a 
equação a seguir: 
 
CH3Br + H2O CH3OH + HBr 
 
H 0 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 73 
Em um recipiente contendo 200 mL de água à temperatura ambiente, foram borbulhados 4
10–5 mol de brometo de metila, que reagiram parcialmente até atingir o equilíbrio. Em seguida, 
foram adicionadas algumas gotas do indicador azul de timol, que adquire cor vermelha em pH < 
2, cor amarela no intervalo de pH entre 2 e 8 e cor azul em pH > 8. 
 
a) Escreva a fórmula eletrônica do CH3Br. Como o rendimento dessa reação é afetadopelo 
aumento da temperatura do sistema? 
b) Considerando que 50% do brometo de metila adicionado à água reagiu e que 100% do 
brometo de hidrogênio formado foi ionizado, indique a cor que a solução adquiriu quando o 
sistema atingiu o equilíbrio, à temperatura ambiente. 
 
Comentários: 
a) A fórmula eletrônica do CH3Br é de: 
 
A reação direta é exotérmica, logo, a inversa é endotérmica. Com isso, o aumento de 
temperatura desloca a reação para a esquerda, favorecendo uma redução de produtos, 
reduzindo o rendimento. 
b) A reação pode ser representada pelo número de mols da seguinte maneira, sabendo que 
50% (metade) do brometo de metila reage: 
 𝐶𝐻3𝐵𝑟 (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) ⇌ 𝐶𝐻3𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐻𝐵𝑟 (𝑎𝑞) 
Início 4 x 10-5 mol 4 x 10-5 mol 0 0 
Reage 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 
Equilíbrio 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 
Como é o número de mols formado é de 2 x 10-5 mol de HBr, tem-se que o número de mols de 
H+ é igual a 2 x 10-5 mol também, já que a dissociação do ácido é dada por: 
𝐻𝐵𝑟 (𝑎𝑞) → 𝐻+(𝑎𝑞) + 𝐵𝑟−(𝑎𝑞) 
Como o volume é de 200 mL (ou 0,2 L), então, a concentração de íons H+ é igual a: 
[𝐻+] =
2 ⋅ 10−5 𝑚𝑜𝑙
0,2 𝐿
= 10−4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Sendo assim, o pH é igual a 4, ou seja, a solução apresenta cor amarela (2 < pH < 8). 
 
Gabarito: 
a) A fórmula eletrônica do CH3Br é de: 

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 74 
 
A reação direta é exotérmica, logo, a inversa é endotérmica. Com isso, o aumento de 
temperatura desloca a reação para a esquerda, favorecendo uma redução de produtos, 
reduzindo o rendimento. 
b) A reação pode ser representada pelo número de mols da seguinte maneira, sabendo que 
50% (metade) do brometo de metila reage: 
 𝐶𝐻3𝐵𝑟 (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) ⇌ 𝐶𝐻3𝑂𝐻 (𝑎𝑞) + 𝐻𝐵𝑟 (𝑎𝑞) 
Início 4 x 10-5 mol 4 x 10-5 mol 0 0 
Reage 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 
Equilíbrio 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 2 x 10-5 mol 
Como é o número de mols formado é de 2 x 10-5 mol de HBr, tem-se que o número de mols de 
H+ é igual a 2 x 10-5 mol também, já que a dissociação do ácido é dada por: 
𝐻𝐵𝑟 (𝑎𝑞) → 𝐻+(𝑎𝑞) + 𝐵𝑟−(𝑎𝑞) 
Como o volume é de 200 mL (ou 0,2 L), então, a concentração de íons H+ é igual a: 
[𝐻+] =
2 ⋅ 10−5 𝑚𝑜𝑙
0,2 𝐿
= 10−4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Sendo assim, o pH é igual a 4, ou seja, a solução apresenta cor amarela (2 < pH < 8). 
 
18. (ENEM/2020) 
É possível identificar adulterantes do leite de vaca por meio da adição do indicador azul de 
bromofenol. A presença de agentes oxidantes provoca a descoloração do indicador, mantendo 
a cor branca na amostra, característica do leite. Substâncias redutoras presentes no leite reagem 
com o azul de bromofenol, gerando a cor verde. A diminuição do valor de pH do leite torna o 
indicador amarelo. Em pH mais elevado, o indicador adquire a cor violeta e, em meio neutro, a 
cor azul. Considere que um lote industrial de leite em embalagem longa vida foi adulterado com 
excesso de soda cáustica. 
 
Em uma inspeção sanitária do lote adulterado, qual será a cor apresentada pelo leite após 
adição do indicador azul de bromofenol? 
 
a) Azul 
b) Verde 
c) Violeta 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 75 
d) Branco 
e) Amarelo 
 
Comentários: 
O leite longa vida foi adulterado com excesso de soda cáustica, ou seja, com muito NaOH. 
Sendo assim, o meio ficou básico (pH > 7). Portanto, para pH mais elevado, ou seja, maior do 
que 7, o azul de bromofenol cora a solução em violeta, segundo o texto. 
Gabarito: C 
 
19. (ENEM/2020) 
O reagente conhecido como Kastle-Meyer é muito utilizado por investigadores criminais para 
detectar a presença de sangue. Trata-se de uma solução aquosa incolor, preparada com zinco 
metálico, hidróxido de sódio (Reação 1) e indicador (Reação 2). Essa solução, quando em 
contato com a hemoglobina contida no sangue e na presença de água oxigenada (Reação 3), 
passa de incolor para vermelha, indicando a presença de sangue no local, conforme as reações 
descritas. 
 
Reação 1: 
Zn(s) + 2NaOH(aq) + 2H2O(l) Na2[Zn(OH)4](s) + H2(g) 
 
Reação 2: 
 
 
Reação 3: 
2H2O2(aq) 2H2O(l) + O2(g) 
DIAS FILHO, C. R.; ANTEDOMENICO, E. 
A perícia criminal e a interdisciplinaridade no ensino de ciências naturais. 
Química Nova na Escola, n. 2, maio 2010 (adaptado). 
 
A mudança de coloração que indica a presença de sangue ocorre por causa da reação do 
indicador com o(a) 
 
a) sal de Na2[Zn(OH)4] na presença de hemoglobina. 
b) água produzida pela decomposição da água oxigenada. 
c) hemoglobina presente na reação com a água oxigenada. 
d) gás oxigênio produzido pela decomposição da água oxigenada. 
e) gás hidrogênio produzido na reação do zinco com hidróxido de sódio. 

⎯⎯→
Hemoglobina
⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 76 
 
Comentários: 
Nesse processo de 3 reações, nota-se que, no sangue, o peróxido de hidrogênio é quebrado 
em água e oxigênio. Esse oxigênio é utilizado para oxidação da forma reduzido do indicador 
(incolor), formando o produto oxidado, que é a forma vermelha, mudando, assim a coloração. 
Portanto, analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. O sal é formado na reação 1, que não guarda relação com a hemoglobina. Além 
disso, o processo de mudança de cor é protagonizado pelo oxigênio. 
b) Errada. A água não participa nesse processo, já que ela não tem a capacidade de reduzir 
ou oxidar o indicador. 
c) Errada. A hemoglobina facilita o processo de obtenção do oxigênio para este promover a 
oxidação da forma reduzida do indicador. 
d) Certa. É exatamente o que acontece, o gás oxigênio, que é o protagonista, é produzido na 
decomposição da água oxigenada. 
e) Errada. O hidrogênio produzido na reação 1 tem o papel contrário ao do oxigênio, ou seja, 
ele reduz a forma oxidado do indicador, tornando a solução incolor. 
Gabarito: D 
 
20. (FAMEMA SP/2019) 
A figura apresenta a fórmula estrutural e a variação da cor do indicador azul de bromotimol em 
função do pH. 
 
 
 
Esse indicador foi utilizado em uma aula de laboratório onde três soluções A ([H+] = 10–8 mol/L), 
B ([OH–] = 10–9 mol/L) e C ([H+] = 10–7 mol/L) foram avaliadas em relação ao seu caráter ácido-
base. 
 
a) Considerando o produto iônico da água Kw = [H+] [OH–] = 10–14, preencha a tabela abaixo, 
associando as soluções às cores assumidas pelo indicador. 
 
b) Dê o nome da função orgânica que tem o oxigênio ligado diretamente ao anel aromático 
do indicador. Indique com um asterisco, na estrutura abaixo, o carbono quiral existente na 
molécula do azul de bromotimol. 

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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 77 
 
Comentários: 
a) 
Solução A 
Na solução A, tem-se que a concentração de H+ é de 10-8 mol/L, logo, o pH é igual a 8. Sendo 
assim, a cor assumida pelo indicador é a azul (pH > 7,6) 
Solução B 
Na solução B, a concentração de OH- é de 10-9 mol/L, logo, o pOH é igual a 9. Sendo assim, 
o pH é igual a: 
𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 ⇒ 𝑝𝐻 = 14 − 9 = 5 
Sendo assim, a cor assumida pelo indicador é amarela (pH < 6). 
Solução C 
Na solução C, tem-se que a concentração de H+ é de 10-7 mol/L, logo, o pH é igual a 7. Sendo 
assim, a cor assumidade pelo indicador é a verde ( 6 < pH < 7,6) 
b) O oxigênio ligado ao anel aromático através da hidroxila é o fenol. Além disso, a molécula 
não possui nenhum carbono quiral (4 ligantes diferentes), logo, não há carbono para se indicar. 
No entanto, essa questão induz ao erro, uma vez que há um carbono (marcado abaixo) que 
parece ser quiral, mas nota-se que ele possui os dois ligantes maiores idênticos: 
 
Gabarito: 
a) 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 78 
b) O oxigênio ligado ao anel aromático através da hidroxila é o fenol. Além disso, a molécula 
não possui nenhum carbono quiral (4 ligantes diferentes), logo, não há carbono para se indicar. 
 
21. (Encceja/2019) 
O ácido oxálico (H2C2O4) está presente em caules e folhas de vegetais como o espinafre e a 
beterraba. Uma maneira de quantificar a concentração de ácido oxálico nos vegetais é através 
da titulação com hidróxido de sódio (NaOH). Para realizar uma titulação, pretende-se escolher 
um indicador adequado para o ponto de equivalência mostrado no gráfico. O quadro apresenta 
os indicadores disponíveis no laboratório. 
 
 
 
 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; WEAVER, G. C. 
Química geral e reações químicas. 
São Paulo: Cengage Learning, 2009 (adaptado). 
 
O indicador adequado para essa titulação é o(a) 
 
a) violeta cristal. 
b) vermelho de metila. 
c) fenolftaleína. 
d) amarelo de alizarina. 
 
Comentários: 
O ponto de equivalência do gráfico corresponde a um pH igual a 8,36. Segundo a tabela, o 
único indicador que muda de cor, ou seja, que abrange o pH do ponto de equivalência é a 
fenolftaleína. Por compreender uma faixa de pH de 8,3 a 9,9, este indicador é o ideal. 
Gabarito: C 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 79 
 
 
22. (Mackenzie SP/2018) 
Indicadores são substâncias que mudam de cor na presença de íons H+ e OH– livres em uma 
solução. Justamente por esta propriedade, são usados para indicar o pH, ou seja, os indicadores 
“indicam” se uma solução é ácida ou básica. Esses indicadores podem ser substâncias sintéticas 
como a fenolftaleína e o azul de bromotimol, ou substâncias que encontramos em nosso 
cotidiano, como por exemplo, o suco de repolho roxo, que apresenta uma determinada coloração 
em meio ácido e uma outra coloração em meio básico. A tabela a seguir ilustra as cores 
características dessas substâncias nos intervalos ácido e básico. 
 
 
 
Assim, um estudante preparou três soluções aquosas concentradas de diferentes substâncias, 
de acordo com a ilustração abaixo. 
 
 
 
Após o preparo, o estudante adicionou ao recipiente A (fenolftaleína), ao B (suco de repolho 
roxo) e ao C (azul de bromotimol). Sendo assim, as cores obtidas, respectivamente, nos 
recipientes A, B e C, foram 
 
a) róseo, vermelho e amarelo. 
b) incolor, verde e amarelo. 
c) incolor, verde e azul. 
d) róseo, vermelho e azul. 
e) incolor, vermelho e azul. 
 
Comentários: 
Recipiente A: 
O leite de magnésia é o Mg(OH)2, que é uma substância básica. Sendo assim, a adição de 
fenolftaleína dá uma coloração rósea à solução. 
Recipiente B: 
O suco de limão é ácido, logo, com a adição do suco de repolho roxo, tem-se uma solução de 
cor vermelha 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 80 
Recipiente C: 
A soda cáustica é o NaOH, que também possui caráter básico. Sendo assim, a adição de azul 
de bromotimol deixa a solução com a cor azul. 
Gabarito: D 
 
 
23. (FPS PE/2018) 
Após um grave acidente de trânsito, um caminhão tombou, espalhando uma grande massa de 
soda cáustica. Como estava chovendo, a soda cáustica solubilizou e penetrou no solo, 
contaminando a água de uma cisterna que abastecia um hospital. Considerando a situação 
relatada, assinale a alternativa correta. 
 
a) Como é praticamente insolúvel, apenas uma quantidade mínima de soda cáustica 
penetrou no solo. 
b) Como é um sólido volátil, grande parte da soda cáustica se dissipou pelo ar. 
c) A água da cisterna teve seu pH diminuído após a contaminação com a soda cáustica. 
d) Ao pingar o indicador fenolftaleína numa amostra da água da cisterna, observou-se a cor 
rosa. 
e) Após a contaminação, a água da cisterna se tornou imprópria para consumo devido à 
elevada acidez. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. A soda cáustica, NaOH, é uma base muito solúvel em água. 
b) Errada. O NaOH sólido tem alto ponto de fusão, logo, é pouco volátil. 
c) Errada. Com a contaminação pela base, tem-se um aumento de OH- no solo, ou seja, uma 
redução no pOH e, consequentemente, um aumento de pH. 
d) Certa. Como a água da cisterna estava contaminada por NaOH, que é básico, o indicador 
mudou a solução para cor rosa. 
e) Errada. Após a contaminação, a água da cisterna se tornou imprópria para consumo devido 
à elevada basicidade. 
Gabarito: D 
 
 
24. (UNIRG TO/2018) 
O leite de magnésia é uma solução aquosa de Mg(OH)2. O sabão é produzido por uma reação 
entre um ácido graxo, presente em gorduras e óleos de origem vegetal ou animal, com uma 
espécie química, como o NaOH, geralmente. 
 
A partir dessas informações, assinale a única alternativa correta: 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 81 
a) O sabão tem caráter anfipático, pois apresenta uma cabeça polar (ou hidrofóbica) e uma 
cauda apolar (ou hidrofílica); 
b) Soluções aquosas das duas substâncias cujas fórmulas foram citadas no enunciado 
apresentam [OH–] menor que [H+]; 
c) A equação química 
Mg(OH)2(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + 2H2O(l) 
ilustra como a hipercloridria pode ser neutralizada pelo leite de magnésia; 
d) A solução aquosa de nenhuma das duas substâncias cujas fórmulas foram citadas no 
enunciado exibe alteração de cor para rosa após adição de duas gotas de solução alcoólica de 
fenolftaleína e posterior homogeneização. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. O sabão tem caráter anfifílica, pois apresenta uma cabeça apolar (ou hidrofóbica) e 
uma cauda polar (ou hidrofílica). 
b) Errada. As duas substâncias cujas fórmulas foram citadas são duas bases: Mg(OH)2 e 
NaOH. Sendo assim, a concentração de OH- é maior do que a de H+ em meio aquoso. 
c) Certa. A hipercloridria, excesso de HCl, que é um ácido, pode ser neutralizado por uma 
base, como o leite de magnésia. Sendo assim, a reação de neutralização é dada por: 
Mg(OH)2(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + 2H2O(l) 
d) Errada. Ambas soluções aquosas das substâncias são básicas, já que contém bases. Sendo 
assim, a adição de fenolftaleína altera a cor para rosa. 
Gabarito: C 
 
 
25. (ITA SP/2018) 
Sobre indicadores de pH, é ERRADO afirmar que 
 
a) são ácidos ou bases fracas. 
b) em solução aquosa são usados como tampão. 
c) geralmente possuem anéis aromáticos em sua estrutura molecular. 
d) devem apresentar mínima interferência no sistema químico de interesse. 
e) respondem à presença de íons hidrogênio em solução aquosa por deslocamento de 
equilíbrio entre as formas associada e ionizada. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Certa. Normalmente, os indicadores são ácidos ou bases orgânicas fracos. 
b) Errada. Esses indicadores, no geral, são pouco solúveis em água, logo, não conseguem 
formar uma solução tampão. 
c) Certa. Os indicadores são, geralmente, ácidos e bases orgânicos fracos e aromáticos. 
→
→
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 82 
d) Certa. Eles devem ser capazes de interferir minimamente no equilíbrio para manter sua 
capacidade de identificar as cores quando houver uma alteração importante desse equilíbrio. 
e) Certa. Ao deslocar o equilíbrio, o indicador favorece uma das formas: associada ou ionizada, 
isso é revelado pela mudança de cor da solução, indicando a características sobre ela. 
Gabarito: B 
 
 
26. (ENEM/2018) 
O suco de repolho-roxo pode ser utilizado como indicador ácido-base em diferentes soluções. 
Para isso, basta misturar um pouco desse suco à solução desejada e comparar a coloração final 
com a escala indicadora de pH,com valores de 1 a 14, mostrada a seguir. 
 
 
 
Utilizando-se o indicador ácido-base e a escala para determinar o pH da saliva humana e do 
suco gástrico, têm-se, respectivamente, as cores 
 
a) vermelha e vermelha. 
b) vermelha e azul. 
c) rosa e roxa. 
d) roxa e amarela. 
e) roxa e vermelha. 
 
Comentários: 
A saliva humana pode ser considerada como uma solução tampão, evitando grande variação 
do pH. Sendo assim, ela possui caráter neutro, com pH próximo de 7, ou seja, tem a cor roxa no 
indicador. 
Já o suco gástrico, que é muito ácido, possui pH próximo de 2, apresentando cor vermelha ao 
indicador. 
Gabarito: E 
 
 
27. (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 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 83 
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 HC de concentração 1,0 mol·L–1 de uma solução de HC 
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 (NH4C) 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 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: 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 84 
A solução de amoníaco é formada por uma base fraca, enquanto o hidróxido de sódio é uma 
base forte. O indicador recomendado para diferenciar essas 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 
 
28. (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–. 
HInd ⇌ H+ + Ind- 
Incolor Vermelho 
 
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 
 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 85 
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: 
HInd ⇌ H+ + Ind- 
Incolor Vermelho 
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 
 
29. (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. 
 
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. 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 86 
pH + pOH = 14 
pOH = 14 -2 = 12 
Coloração do KOH na presença dos indicadores: 
Alaranjado de metila Azul de bromotimol Fenolftaleína 
Amarelo (maior que 4,4) Azul (maior que 7,6) Rosa (maior que 10) 
Gabarito: B 
 
30. (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. 
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. 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 87 
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 chamada 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 
 
31. (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: 
 Classificação Comportamento em água Influência no pH 
SO2 Óxido ácido SO2 + H2O → H2SO3 (ácido fraco) ↓ pH – ácido 
CaO Óxido básico CaO + H2O → Ca(OH)2 (base forte) ↑ pH – básico 
K2O Óxido básico K2O + H2O → 2 KOH (base forte) ↑ pH – básico 
CO2 Óxido ácido CO2 + H2O → H2CO3 (ácido fraco) ↓ pH – ácido 
Gabarito: A 
 
32. (UEG GO/2020) 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 88 
Uma solução aquosa de ácido clorídrico, contendo 0,09125 g de HCl, foi diluída com água para 
250 mL, em um balão volumétrico. 
Dado: MM(HCl) = 36,5 g/mol. 
 
O pH dessa solução será igual a: 
 
a) 2 
b) 1 
c) 0,1 
d) 0,2 
e) 9 
 
Comentários: 
0,09125 g de HCl (36,5 g/mol) representa um número de mols de: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 − − − − 36,5 𝑔
𝑛 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 − − − − 0,09125 𝑔
 
𝑛 = 0,0025 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 
Como tem-se um volume de 250 mL (ou 0,25 L), então, a concentração de HCl, que é a mesma 
de H+ é igual a: 
[𝐻𝐶𝑙] = [𝐻+] =
0,0025 𝑚𝑜𝑙
0,25 𝐿
= 0,01 𝑜𝑢 10−2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Então, o pH é igual a: 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] = − log 10−2 = 2 
Gabarito: A 
 
 
33. (FM Petrópolis RJ/2020) 
O fluoreto de hidrogênio apresenta-se em solução aquosa como líquido incolor, fumegante e 
de odor penetrante. É usado na produção da gasolina de alta octanagem, agrotóxicos, 
detergentes, teflon e no enriquecimento do urânio para fins de energia nuclear. 
Considere o equilíbrio iônico do ácido fluorídrico abaixo. 
 
HF(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + F–(aq) 
 
Sabe-se que o fluoreto de hidrogênio é um ácido fraco, pois de 100 moléculas de HF, somente 
3 se ionizarão. 
Sendo assim, o pH de uma solução aquosa, com concentração 0,1 mol/L desse ácido, será 
Dado: log de 3 = 0,5 aproximadamente 
 
a) 0,5 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 89 
b) 1,5 
c) 2,5 
d) 1,0 
e) 2,0 
 
Comentários: 
Se 3 de 100 moléculas de HF se ionizam, então, tem-se que o grau de ionização é de 3%, 
então, a concentração de H+ se relaciona com a concentração do ácido da seguinte maneira: 
[𝐻+] = 𝛼 ⋅ [𝐻𝐹] 
[𝐻+] =
3
100
⋅ 0,1
𝑚𝑜𝑙
𝐿
= 3 ⋅ 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Sendo assim, o pH é igual a: 
𝑝𝐻 = − log[𝐻+] 
𝑝𝐻 = − log 3 ⋅ 10−3 
𝑝𝐻 = 3 − log 3 = 3 − 0,5 = 2,5 
Gabarito: C 
 
 
34. (Univag MT/2020) 
No rótulo de uma garrafa de água mineral sem gás consta a informação de que a 25 ºC o pH 
da água é igual a 6. Pode-se afirmar que, a essa temperatura, essa água mineral tem caráter 
 
a) ácido e a concentração de íons H+ é menor que a de íons OH–. 
b) básico e a concentração de íons H+ é maior que a de íons OH–. 
c) neutro e as concentrações de íons H+ e OH– são iguais. 
d) básico e a concentração de íons H+ é menor que a de íons OH–. 
e) ácido e a concentração de íons H+ é maior que a de íons OH–. 
 
Comentários: 
Em um pH igual a 6, tem-se um caráter básico. O pOH é igual a 8, então, tem-se que a 
concentração de OH- é de 10-8 mol/L e a concentração de H+ é de 10-6 mol/L. Portanto, a 
concentração de íons H+ é maior do que a de íons OH-. 
Gabarito: E 
 
 
35. (ITA SP/2020) 
Considere que o ar seco ao nível do mar é composto de 4 10–2 % (em volume) de CO2. Sejam 
dadas a constante da lei de Henry para o CO2 e a constante da primeira dissociação do ácido 
carbônico, respectivamente, KH = 2,5 10–2 mol L–1 atm–1 e Ka = 1 10–6,4. Assinale a opção que 

 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 90 
apresenta a concentração em mol L–1 de CO2 dissolvido e o pH de uma amostra de água 
desionizada, após a mesma entrar em equilíbrio com o ar atmosférico. 
 
a) 10–2 e 6,4 
b) 10–5 e 5,7 
c) 10–5 e 6,4 
d) 10–7 e 5,7 
e) 10–7 e 6,4 
 
Comentários: 
Se o ar fosse composto apenas por CO2, este teria uma pressão de 1 atm, mas o ar seco é 
composto por de 4 10–2 %, logo, tem-se uma pressão parcial de CO2 de: 
100% − −−− 1 𝑎𝑡𝑚
4 ⋅ 10−2 % − − − − 𝑥 𝑎𝑡𝑚
 
𝑥 = 4 ⋅ 10−4 𝑎𝑡𝑚 
A solubilidade ou concentração do CO2 na água é dada pela lei de Henry. Sendo assim, tem-
se: 
𝑆𝐶𝑂2 = 𝐾𝐻 ⋅ 𝑃𝐶𝑂2 
𝑆𝐶𝑂2 = 2,5 ⋅ 10
−2 𝑚𝑜𝑙 ⋅ 𝐿−1 ⋅ 𝑎𝑡𝑚−1 ⋅ 4 ⋅ 10−4 𝑎𝑡𝑚 = 10−5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
A dissolução do CO2 em água forma o ácido carbônico, que apresenta o seguinte equilíbrio: 
𝐶𝑂2 + 𝐻2𝑂 ⇌ 𝐻2𝐶𝑂3 ⇌ 𝐻
+ + 𝐻𝐶𝑂3
− 
Considerando a concentração de CO2 igual a de H2CO3, tem-se que a reação pode ser 
representada da seguinte maneira com os valores em mol/L: 
 𝐻2𝐶𝑂3 ⇌ 𝐻
+ + 𝐻𝐶𝑂3
− 
Início 10-5 0 0 
Reage x x x 
Equilíbrio 10-5 – x x x 
Sendo assim, o Ka da primeira ionização do ácido carbônico, relacionado com a concentração 
de H+ é dada por: 
𝐾𝑎 =
[𝐻+] ⋅ [𝐻𝐶𝑂3
−]
[𝐻2𝐶𝑂3]
= 10−6,4 
𝑥 ⋅ 𝑥
10−5 − 𝑥
= 10−6,4 
Considerando 10-5 – x = 10-5, já que x é muito pequeno, tem-se: 
𝑥2 = 10−11,4 
𝑥 = 10−5,7 = [𝐻+] 
Sendo assim, o pH é igual a: 
𝑝𝐻 = − log 10−5,7 = 5,7 
Gabarito: B 

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 91 
 
 
36. (PUC Camp SP/2020) 
A aveia é uma cultura que tem seu melhor desenvolvimento na faixa de pH do solo de 5 a 7. 
Essa faixa de pH corresponde a uma variação na concentração dos íons H+ de 
 
a) 2 vezes. 
b) 5 vezes. 
c) 10 vezes. 
d) 20 vezes. 
e) 100 vezes. 
 
Comentários: 
O pH igual a 5 é um ambiente cuja concentração de íons H+ é de 10-5 mol/L. Já em um ambiente 
de pH igual a 7, tem-se uma concentração de íons H+ igual a 10-7 mol/L. Sendo assim, a razão 
dessas concentrações é de: 
10−5 𝑚𝑜𝑙/𝐿
10−7 𝑚𝑜𝑙/𝐿
= 100 
Gabarito: E 
 
 
37. (UNICAMP SP/2020) 
“Quatro anos atrás, com meu jaleco branco, saí da clínica pediátrica e dei uma entrevista 
coletiva. Levantando uma mamadeira cheia de água de Flint, Michigan, compartilhei minha 
pesquisa: o chumbo estava aumentando no sangue das crianças de Flint. Inicialmente, as 
autoridades tentaram me silenciar, mas persistência, ativismo, trabalho em equipe e ciência 
prevaleceram. Desde então, Flint segue um caminho lento, mas seguro, em direção à 
recuperação.” 
O trecho acima, publicado no New York Times em 27/08/2019, expõe um grave problema com 
a água encanada da cidade americana de Flint. Em 2016, foram registrados níveis elevados de 
íons chumboe ferro na água, como resultado de uma sequência de erros. Ao mudar a captação 
de água para um rio local, quantidades maiores de cloro e de cloreto de ferro foram adicionadas 
à água. Nessa mudança, também deixaram de adicionar à água tratada uma substância para 
evitar a deterioração da camada protetora no interior dos canos de chumbo. Essa camada 
protetora resulta da deposição anódica de fosfato de chumbo, um sal muito pouco solúvel em 
água, nos canos novos. 
 
a) Considerando as informações fornecidas e aspectos relativos ao equilíbrio químico, que 
substância poderia ter sido adicionada à água tratada para evitar a corrosão e a contaminação 
por chumbo: íons fosfato (PO4–3), íons chumbo (Pb+2) ou fosfato de chumbo? Justifique sua 
resposta e exemplifique com uma equação química. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 92 
b) Essencialmente, a água tratada continha cloro molecular, íons cloreto, oxigênio dissolvido, 
e apresentava pH abaixo do recomendado. Considerando apenas essas características da água 
tratada, o que poderia ter promovido a corrosão do encanamento de ferro? Escreva uma equação 
química adequada à sua resposta e a justifique do ponto de vista químico. 
 
Comentários: 
a) A adição de íons fosfato (PO43-) favorece a formação do fostato de chumbo, que é um sal 
que precipita por ser pouco solúvel e ainda dá proteção anódica contra a corrosão. A equação é 
a seguinte: 
𝑃𝑏3(𝑃𝑂4)2 (𝑠) ⇌ 3𝑃𝑏
2+(𝑎𝑞) + 2𝑃𝑂4
3− (𝑎𝑞) 
b) A corrosão do ferro acontece por causa da oxidação deste. Essa água contém oxigênio, O2, 
cloro molecular, Cl2, íons cloreto, Cl-, e íon H+. Sendo assim, as possíveis reações de oxidação 
do ferro com essas espécies são: 
𝐹𝑒 + 𝐶𝑙2 → 𝐹𝑒
2+ + 𝐶𝑙− 
𝐹𝑒 +
1
2
𝑂2 → 𝐹𝑒𝑂 
𝐹𝑒 + 2𝐻+ → 𝐹𝑒2+ + 2𝐻+ 
Como a questão pediu uma equação apenas, qualquer uma dessas serviria como resposta. 
 
Gabarito: 
a) A adição de íons fosfato (PO43-) favorece a formação do fostato de chumbo, que é um sal 
que precipita por ser pouco solúvel e ainda dá proteção anódica contra a corrosão. A equação é 
a seguinte: 
𝑃𝑏3(𝑃𝑂4)2 (𝑠) ⇌ 3𝑃𝑏
2+(𝑎𝑞) + 2𝑃𝑂4
3− (𝑎𝑞) 
b) A corrosão do ferro acontece por causa da oxidação deste. Essa água contém oxigênio, O2, 
cloro molecular, Cl2, íons cloreto, Cl-, e íon H+. Sendo assim, as possíveis reações de oxidação 
do ferro com essas espécies são: 
𝐹𝑒 + 𝐶𝑙2 → 𝐹𝑒
2+ + 𝐶𝑙− 
𝐹𝑒 +
1
2
𝑂2 → 𝐹𝑒𝑂 
𝐹𝑒 + 2𝐻+ → 𝐹𝑒2+ + 2𝐻+ 
Como a questão pediu uma equação apenas, qualquer uma dessas serviria como resposta. 
 
38. (FCM MG/2020) 
Considere as duas soluções seguintes: 
 
Solução I – 100,0 mL de hidróxido de cálcio de concentração 0,005 mol/L. 
Solução II – 100,0 mL de vinagre pH = 3, sendo o ácido acético (Ka = 1,0 10–5) o único ácido 
existente no vinagre. 
 
Analisando as duas soluções, é CORRETO afirmar: 
 

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 93 
a) A concentração do ácido acético na solução II é de 0,001 mol/L. 
b) A solução I e II são misturas homogêneas, com eletrólitos fortes. 
c) O indicador fenolftaleína apresenta cor rosa em I e incolor em II. 
d) O pH da solução I é igual a 12, sendo, dessa forma, solução ácida. 
 
Comentários: 
Analisando alternativa por alternativa, tem-se: 
a) Errada. Na solução II, tem-se que o pH é de 3, ou seja, a concentração de H+ é 10-3 mol/L. 
O Ka do ácido acético é dado pela expressão: 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 (𝑎𝑞) ⇌ 𝐻
+ (𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
− (𝑎𝑞) 𝐾𝑎 = 10−5 
𝐾𝑎 =
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−] ⋅ [𝐻+]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
= 10−5 
Sabendo que a concentração de H+ é igual CH3COO-, tem-se: 
10−3 ⋅ 10−3
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
= 10−5 
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻] = 10
−1 𝑜𝑢 0,1 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
b) Errada. O hidróxido de cálcio é pouco solúvel em água e o ácido acético é um eletrólito 
fraco, já que é um ácido fraco. Isso é evidenciado pelo seu pequeno Ka. 
c) Certa. Como o hidróxido de cálcio é uma base, tem caráter básico, logo, o corante apresenta 
a cor rosa. Já em II, que é um ácido, tem-se a coloração incolor. 
d) Errada. O número de mols em 100 mL (ou 0,1 L) de hidróxido de cálcio 0,005 mol/L é igual 
a: 
0,005 𝑚𝑜𝑙 − − − − 1 𝐿
𝑥 𝑚𝑜𝑙 − − − − 0,1 𝐿
 
𝑥 = 5 ⋅ 10−4 𝑚𝑜𝑙 
O hidróxido de cálcio libera íons OH- na seguinte proporção: 
𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 (𝑎𝑞) → 𝐶𝑎
2+(𝑎𝑞) + 2𝑂𝐻− (𝑎𝑞) 
Sendo assim, o número de mols de OH- é o dobro do de hidróxido de cálcio, ou seja, 10-3 mol. 
Portanto, tem-se uma concentração de: 
[𝑂𝐻−] =
10−3 𝑚𝑜𝑙
0,1 𝐿
= 10−4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] = − log 10−4 = 4 
Portanto, o pOH é igual a 4 e o pH é igual a 10. 
Gabarito: C 
 
 
39. (FCM PB/2020) 
Ter um poço artesiano no próprio terreno e poder aproveitar a água de um lençol freático 
parece ser uma solução incrível. Porém infelizmente a água quase sempre é imprópria para 
consumo, precisando passar por um processo de tratamento. A primeira medida a ser tomada é 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 94 
buscar uma análise físico-química completa da água, que vai medir os parâmetros e fornecer um 
diagnóstico. Sob temperatura de 25°C uma amostra de água de poço apresentou pOH = 8,21. 
 
Assinale a alternativa que corresponde à razão da concentração dos íons [H+] (em mol/L) entre 
a água mineral e a água de poço. 
 
Características da Água Mineral 
 
 
a) 10 
b) 1,17 
c) 0,1 
d) 101,42 
e) 100 
 
Comentários: 
Como o pOH da água do poço é de 8,21, então o pH é igual a: 
𝑝𝐻 = 14 − 8,21 = 5,79 
Sendo assim, a concentração de H+ é de: 
− log𝐻+ = 5,79 
10−5,79 𝑚𝑜𝑙/𝐿 = [𝐻+] 
Sendo assim, a razão entre a concentração da água mineral e a do poço é igual a: 
10−6,79
10−5,79
= 0,1 
Gabarito: C 
 
 
40. (UEM PR/2020) 
Assinale o que for correto. 
 
01. Considerando que Ka (constante de ionização) para o ácido nitroso é maior do que o Ka 
para o ácido cianídrico, então o pKa para o ácido nitroso é menor do que o pKa para o ácido 
cianídrico. 
02. O pOH de uma solução com concentração hidrogeniônica igual a 5 10–9 é igual a 8,3 
(Dado: log 5 0,7). 


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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 95 
04. A concentração de íons H+ de uma solução de pH = 2 é, exatamente, 10.000 vezes maior 
que a concentração de íons H+ de uma solução de água pura (pH neutro). 
08. O pH de uma solução de cloreto de amônio de concentração 0,001mol/L, 20% hidrolisado, 
possui pH maior do que uma solução do mesmo sal, de mesma concentração, mas 30% 
hidrolisado. 
16. Após se evaporarem 3/4 da água de uma solução aquosa de H2SO4 (completamente 
dissociado) de pH = 5, o pH da solução resultante deverá ser 3,75 (Dado: log 4 = 0,6). 
 
Comentários: 
Analisando afirmativa por afirmativa, tem-se: 
01. Certa. O pKa é -log do Ka, ou seja, quanto maior o Ka, menor o pKa. Sendo assim, o pKa 
para o ácido nitroso é menor do que o pKa para o ácido cianídrico. 
02. Errada. Como a concentração de H+ é de 5 x 10-9 mol/L, então, o pH é igual a: 
𝑝𝐻 = − log 5 ⋅ 10−9 = 9 − log 5 = 9 − 0,7 = 8,3 
Sendo assim, o pOH é igual a: 
𝑝𝑂𝐻 = 14 − 8,3 = 5,7 
04. Errada. Em um pH de 2, a concentração de H+ é de 10-2 mol/L, já na água pura de pH 
neutro, ou seja, igual a 7, tem-se uma concentração de H+ é de 10-7 mol/L. Sendo assim, a razão 
é igual a: 
10−2
10−7
= 100.000 𝑣𝑒𝑧𝑒𝑠 𝑚𝑎𝑖𝑜𝑟 
08. Certa. O cloreto de amônio é um sal ácido, já que vem de uma base fraca, NH4OH, e um 
ácido forte, HCl. Sendo assim, quanto mais hidrolisado em porcentagem, mais íons H+ em 
solução, ou seja, menor o pH. Sendo assim, 30% hidrolisado tem pH menor do que na situação 
a 20% hidrolisado. 
16. Errada. Em um pH 5, tem-se 10-5 mol/L de H+ e, considerando um volume de 1L, tem-se 
10-5 mol. Evaporando ¾do volume, resta ¼ de litro, ou seja, 0,25 L. Sendo assim, a nova 
concentração é igual a: 
[𝐻+] =
10−5 𝑚𝑜𝑙
0,25 𝐿
= 4 ⋅ 10−5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Então, o pH é igual a: 
𝑝𝐻 = − log 4 ⋅ 10−5 = 5 − log 4 = 5 − 0,6 = 4,4 
Gabarito: 09 
 
 
41. (UNESP SP/2020) 
As antocianinas existem em plantas superiores e são responsáveis pelas tonalidades 
vermelhas e azuis das flores e frutos. Esses corantes naturais apresentam estruturas diferentes 
conforme o pH do meio, o que resulta em cores diferentes. 
O cátion flavílio, por exemplo, é uma antocianina que apresenta cor vermelha e é estável em 
pH 1. Se juntarmos uma solução dessa antocianina a uma base, de modo a ter pH por volta 
de 5, veremos, durante a mistura, uma bonita cor azul, que não é estável e logo desaparece. 

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 96 
Verificou-se que a adição de base a uma solução do cátion flavílio com pH 1 dá origem a 
uma cinética com 3 etapas de tempos muito diferentes. A primeira etapa consiste na observação 
da cor azul, que ocorre durante o tempo de mistura da base. A seguir, na escala de minutos, 
ocorre outra reação, correspondendo ao desaparecimento da cor azul e, finalmente, uma terceira 
que, em horas, dá origem a pequenas variações no espectro de absorção, principalmente na 
zona do ultravioleta. 
(Paulo J. F. Cameira dos Santos et al. “Sobre a cor dos vinhos: 
o estudo das antocianinas e compostos análogos não parou 
nos anos 80 do século passado”. www.iniav.pt, 2018. Adaptado.) 
 
A variação de pH de 1 para 5 significa que a concentração de íons H+ (aq) na solução 
__________, aproximadamente, __________ vezes. Entre as etapas cinéticas citadas no texto, 
a que deve ter maior energia de ativação e, portanto, ser a etapa determinante da rapidez do 
processo como um todo é a __________. 
 
As lacunas do texto são preenchidas, respectivamente, por: 
 
a) aumentou ; 10 000 ; primeira. 
b) aumentou ; 10 000 ; terceira. 
c) diminuiu ; 10 000 ; terceira. 
d) aumentou ; 5 ; terceira. 
e) diminuiu ; 5 ; primeira. 
 
Comentários: 
Seguindo a lógica de ideias do trecho, tem-se: 
I. O aumento de pH traduz uma redução na concentração de íons H+. 
II. Como o pH mudou 4 unidades, ou seja, foi de 1 para 5, a concentração inicial reduziu em 
104 ou 10.000 vezes. 
III. A terceira etapa, segundo o texto, ocorre em horas, sendo a mais demorada. Sendo assim, 
ela é a etapa lenta, ou seja, a etapa que dita a velocidade da reação. 
Sendo assim, o trecho completo é dado por: 
“A variação de pH de 1 para 5 significa que a concentração de íons H+ (aq) na solução diminuiu 
aproximadamente, 10.000 vezes. Entre as etapas cinéticas citadas no texto, a que deve ter maior 
energia de ativação e, portanto, ser a etapa determinante da rapidez do processo como um todo 
é a terceira.” 
Gabarito: C 
 
 
42. (Faculdade Santo Agostinho BA/2020) 
A tecnologia de construção de barragens utiliza métodos seguros de deposição de rejeitos, em 
especial, os lançamentos deles em barragens. A construção das barragens pode se dar por meio 
de processos tradicionais, pela utilização do próprio material resultante do beneficiamento ou, 
ainda, com o estéril. 

 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 97 
Tais estruturas devem atender às exigências de proteção ambiental e de segurança, além de 
inserir-se como parte integrante do processo produtivo, atendendo, por exemplo, as 
necessidades de recuperação e introdução da água nos circuitos da mina e da usina de 
concentração. Deve-se também ter como horizonte a possibilidade de, no futuro, reaproveitar 
esse rejeito como um bem mineral, pois o avanço tecnológico e a escassez de bens minerais 
poderão viabilizar esse empreendimento. 
É conclusivo que um projeto de barragem de rejeitos abrange diversas áreas do conhecimento 
com igual índice de importância. 
Disponível em: <http://mineralis.cetem.gov.br:8080/ 
bitstream/cetem/769/1/CCL00410010.pdf>. 
Acesso em: 15 set. 2019. 
 
Para se construir uma barragem com concreto, temos de observar duas situações de risco: no 
início da construção, o concreto tem pH alcalino para proteger a ferragem da oxidação. Após 
alguns anos, o pH se acidifica pela reação com H2CO3. 
Para se testar essa acidificação, foi usada uma solução de H2CO3, de concentração 0,025 
mol/L, a qual apresenta um grau de ionização de 2% à temperatura ambiente. De acordo com os 
dados, podemos afirmar, corretamente, que o valor do pH para a solução testada será de 
 
a) 1. 
b) 2. 
c) 3. 
d) 4. 
e) 5. 
 
Comentários: 
Se a solução de H2CO3 libera 2 mols de H+: 
𝐻2𝐶𝑂3 → 2𝐻
+ + 𝐶𝑂3
2− 
Sendo assim, a quantidade de H+ é o dobro da do ácido, ou seja, 0,05 mol/L. No entanto, como 
apenas 2% é ionizado, então, a verdadeira quantidade de H+ é dada por: 
[𝐻+] =
2
100
⋅ 0,05
𝑚𝑜𝑙
𝐿
= 10−3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Sendo assim, o pH é igual a: 
𝑝𝐻 = − log 10−3 = 3 
Gabarito: C 
 
 
43. (FAMERP SP/2020) 
Uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) apresenta pH igual a 9. Considerando-se o valor 
de Kw igual a 10–14, a concentração de íons OH– nessa solução é igual a 
 
a) 10–7 mol/L. 
b) 10–8 mol/L. 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 98 
c) 10–5 mol/L. 
d) 10–9 mol/L. 
e) 10–6 mol/L. 
 
Comentários: 
Se o pH é igual a 9, então o pOH é igual a: 
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 
𝑝𝑂𝐻 = 14 − 9 = 5 
Sendo assim, a concentração de íons OH- é igual a: 
𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] = 5 
[𝑂𝐻−] = 10−5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Gabarito: C 
 
 
44. (FGV SP/2020) 
A furaltadona (C13H16N4O6) é uma substância bactericida empregada no combate à salmonela, 
sendo adicionada à água de bebedouros em criadouros de aves. A furaltadona interage com a 
água de acordo com a reação representada pela equação: 
 
C13H16N2O6 (aq) + H2O C13H16N2O6H+ (aq) + OH– (aq) 
 
Sabendo que a constante de equilíbrio dessa reação, a 25 ºC, é Kb = 1,0 10–5, uma solução 
0,1 mol/L de furaltadona a 25 ºC apresenta pH igual a 
 
a) 1. 
b) 3. 
c) 5. 
d) 9. 
e) 11. 
 
Comentários: 
A reação e as concentrações de suas espécies podem ser representadas em mol/L da seguinte 
maneira: 
 𝐶13𝐻16𝑁2𝑂6 (𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂 (𝑙) → 𝐶13𝐻16𝑁2𝑂6𝐻
+ (𝑎𝑞) + 𝑂𝐻− (𝑎𝑞) 
Início 0,1 0,1 0 0 
Reação x x x x 
Equilíbrio 0,1-x 0,1-x x x 
Sendo assim, a expressão de Kb é dada por: 
( ) →

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 
 
AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 99 
𝐾𝑏 =
[𝑂𝐻−] ⋅ [𝐶13𝐻16𝑁2𝑂6𝐻
+]
[𝐶13𝐻16𝑁2𝑂6]
= 10−5 
𝑥 ⋅ 𝑥
0,1 − 𝑥
= 10−5 
Aproximando 0,1-x para 0,1, tem-se: 
𝑥2
0,1
= 10−5 
𝑥2 = 10−6 
𝑥 = 10−3
𝑚𝑜𝑙
𝐿
= [𝑂𝐻−] 
Sendo assim, o pOH é igual a: 
𝑝𝑂𝐻 = − log 10−3 = 3 
Logo, o pH é igual a: 
𝑝𝐻 = 14 − 3 = 11 
Gabarito: E 
 
 
45. (FPS PE/2020) 
Um técnico de laboratório utiliza um balão volumétrico para preparar 500 mL de uma solução 
0,005 M de KOH (aq). Posteriormente, transfere 100,0 mL da solução preparada para um frasco. 
Esquecendo-se de tampar o frasco, o técnico deixa a solução em recipiente aberto por vários 
dias antes do uso. Durante esse tempo, parte da água evapora e o volume se reduz para 50,0 
mL. 
Qual é o pH da solução após a evaporação, considerando a temperatura igual a 25º C? 
 
a) 2 
b) 8 
c) 10 
d) 4 
e) 12 
 
Comentários: 
Colentado 100 mL (ou 0,1 L) da amostra de 0,005 mol/L de KOH, tem-se um número de mols 
de: 
 
0,005 𝑚𝑜𝑙 − − − − 1 𝐿
𝑥 𝑚𝑜𝑙 − − − − 0,1 𝐿
 
𝑥 = 5 ⋅ 10−4 𝑚𝑜𝑙 
Sendo assim, quando o volume final for de 50 mL (ou 5 x 10-2 L), tem-se uma concentração de 
KOH, que é a mesma de OH-, igual a: 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 100 
[𝑂𝐻−]=
5 ⋅ 10−4 𝑚𝑜𝑙
5 ⋅ 10−2 𝐿
= 10−2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
Sendo assim, o pOH é igual a: 
𝑝𝑂𝐻 = − log 10−2 =2 
Então, o pH é de: 
𝑝𝐻 = 14 − 2 = 12 
Gabarito: E 
 
 
46. (Santa Casa SP/2020) 
A ureia, ao ser aquecida a uma temperatura entre 85 ºC e 90 ºC, sofre decomposição conforme 
a equação a seguir: 
 
CO(NH2)2 + 3H2O 2NH4+ + CO2 + 2OH– 
 
O OH– gerado na decomposição térmica de 10–5 mol de ureia foi adicionado a 1 L de solução 
ácida de pH = 5. Considerando o produto iônico da água (Kw) igual a 10–14, o novo pH dessa 
solução é igual a 
 
a) 9. 
b) 11. 
c) 10. 
d) 8. 
e) 7. 
 
Comentários: 
Nota-se que o número de mols de OH- formados é o dobro do número de mols de ureia. Sendo 
assim, tem-se: 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑢𝑟𝑒𝑖𝑎 − − − − 2 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑒 𝑂𝐻−
10−5 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑢𝑟𝑒𝑖𝑎 − − − − 𝑥 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂𝐻−
 
𝑥 = 2 ⋅ 10−5 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂𝐻− 𝑒𝑚 1 𝐿 
Como o pH da solução ácida é de 5, tem-se que a concentração de íons H+ é de 10-5 mol/L. 
Na reação de formação da água, tem-se: 
𝐻+ + 𝑂𝐻− → 𝐻2𝑂 
Sendo assim, tem-se a reação de 1:1 entre H+ e OH-. Com isso, 10-5 mol de H+ deve reagir 
com 10-5 mol de OH-, como tem-se 2 x 10-5 mol, a hidroxila está em excesso. 
Portanto, o excesso de OH- é igual a: 
2 ⋅ 10−5 𝑚𝑜𝑙 − 10−5 𝑚𝑜𝑙 = 10−5 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑂𝐻− 𝑒𝑚 1 𝐿 
Sendo assim, o pOH é igual a: 
𝑝𝑂𝐻 = − log 10−5 = 5 
85ºC 90ºC−
⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 101 
Portanto, o pH é de: 
𝑝𝐻 = 14 − 5 = 9 
Gabarito: A 
 
47. (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. 
 
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: 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 102 
0,05 mol/L · 0,1 L · 2 = 0,01 mol de H+ proveniente do ácido 
Gabarito: C 
 
48. (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 
e) 7,5 
 
Comentários: 
pKa = - log Ka → Ka = 10-6,1 
𝐾𝑎 =
[𝐻3𝑂
+] · [𝐻𝐶𝑂3
−]
[𝐻2𝐶𝑂3]
 
𝐾𝑎 =
[𝐻3𝑂
+] · [𝐻𝐶𝑂3
−]
[𝐻2𝐶𝑂3]
 
10−6,1 =
[𝐻3𝑂
+] · [2,8 · 10−3]
[1,4 · 10−4]
 
[𝐻3𝑂
+] =
1
2
· 10−7,1 
𝑝𝐻 = − log(
1
2
· 100,9) = −(log
1
2
+ log 10−7,1) = 
−(log 1 − log 2 + log 10−7,1) = −(0 − 0,3 − 7,1) = 7,4 
Gabarito: D 
 
49. (EsPCEX/2018) 
A uma solução aquosa de 100 mL de ácido clorídrico (HC) 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: 

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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 103 
- 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. 
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−]𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 =
0,2 𝑚𝑜𝑙
0,5 𝐿
= 0,4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
pOH = - log [OH-] 
𝑝𝑂𝐻 = − log 0,4 = − log 4 · 10−1 = −(log4 + log 10−1) = −(0,60 − 1) = 0,4 
pH + pOH = 14 
pH = 14 – 0,4 = 13,6 
Gabarito: A 
 
50. (Unioeste PR/2019) 
O ácido fórmico é o ácido metanoico, utilizado em vários produtos de limpeza e controle de 
pH, entre outros. Sabendo que o valor de Ka para este ácido é de 1·10–4. Assinale a alternativa 
CORRETA. 
 
a) Uma solução equimolar do ácido e seu sal fornecerão pH 7. 
b) Uma solução equimolar do ácido e seu sal resultam em pOH 4. 
c) O pKa deste ácido é 1. 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 104 
d) Uma solução de 1,0 mol·L–1 deste ácido dissocia e fornece concentração de H+ de, 
aproximadamente, 0,01 mol·L–1. 
e) Ele é considerado um ácido forte. 
 
Comentários: 
Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log
[𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑎𝑡𝑜]
[á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑖𝑐𝑜]
 
Logo, pH = pKa, pH = - log 10-4 = 4 
b) Errado. 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log
[𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑎𝑡𝑜]
[á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑖𝑐𝑜]
 
Logo, pH = pKa, pH = - log 10-4 = 4 
pH = 4 e pOH = 10. 
c) Errado. 
pKa = - log Ka = - log 10-4 = 4 
d) Certo. 
Para um ácido fraco, tem-se: 
 HA ⇌ H+ + A- 
Início 1 mol/L - - 
Reagiu/formou: x x x 
equilíbrio 1 - x x x 
𝐾𝑎 =
[𝐻+] · [𝐴−]
[𝐻𝐴]
 
10−4 =
𝑥 · 𝑥
1 − 𝑥
 
Para 1 – x ≈ 1, tem-se: 
𝑥2 = 10−4 
𝑥 = 10−2 
A concentração de H+ é igual a 0,01 mol/L. 
e) Errado. Todos os ácidos orgânicos são fracos. Ka próximo de 10-5 são de ácidos fracos. 
Gabarito: D 
 
51. (PUC RS/2019) 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 105 
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 
 
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 erespectivamente, 
 
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+] 
Pepsina Tripsina 
pH = -log [H+] 
2 = -log [H+] 
[H+] = 10-2 mol/L 
pH = -log [H+] 
6 = -log [H+] 
[H+] = 10-6 mol/L 
Gabarito: A 
 
10. Considerações Finais das Aulas 
Acabou mais um! Parabéns! 
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AULA 22 – EQUILÍBRIO IÔNICO – PARTE I 106 
Esse capítulo deve ter tirado um pouco do seu sossego, mas não se esqueça que o 
esforço que você teve nessa aula será recompensado. Os conteúdos aqui estudos encontram-
se entre os principais tópicos de todos os vestibulares do país. Então, sorria que seu esforço 
será recompensado. 
Respire fundo, faça um break e vamos continuar. 
 
“No que diz respeito ao empenho, ao compromisso, ao 
esforço, à dedicação, não existe meio termo. Ou você faz 
uma coisa bem feita ou não faz.” 
Ayrton Senna 
 
 
“Do. Or do not. There is no try” 
(Fazer ou não fazer, não existe tentativa). 
Mestre Yoda 
 
11. Referências 
Figura 1 – Silvia Trigo/Unsplash. Disponível em < 
https://unsplash.com/photos/7YXOqZDhhG0 >. Acesso em 04 de junho de 2020. 
Figura 2 – Monika Kozub/Unsplash. Disponível em < 
https://unsplash.com/photos/uPSCahK1OIw>. Acesso em 05 de junho de 2020. 
 
@professorprazeres 
 
 
Folha de versão 
06/02/2023 
 
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	Introdução
	1. Constante Ácida - Ka
	Análise comparativa da constante ácida
	Cálculo do pKa
	2. Constante básica - Kb
	Cálculo da constante básica
	3. Lei da diluição de Ostwald
	Equação
	Análise Qualitativa da Lei de Ostwald
	4. PH e POH
	Auto-ionização da água
	Análise do pH e pOH
	Indicadores ácido-base
	5. Questões Fundamentais
	6. Já Caiu nos Principais Vestibulares
	Ka e Kb
	Indicadores Ácido-Base
	pH e pOH
	7. Gabarito das Questões Fundamentais
	8. Gabarito Sem Comentários
	9. Questões Resolvidas E Comentadas
	10. Considerações Finais das Aulas
	11. Referências