FICHA 10 pH, pOH, pH Salino, S Tampao

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QUÍMICA 
 
SOLUÇÕES ÁCIDAS E BÁSICAS/ pH e pOH (Equilíbrio Químico Iónico) 
 
Soluções Ácidas e Básicas 
No nosso dia-a-dia, utilizamos várias soluções em que na maior parte apresentam concentração de iões hidrónio (H3O
+) ou 
de hidrogénio (H+) que variam entre 1×10-1 e 1×10-14moℓ/ℓ, ou seja, apresentam concentrações extremamente baixas. 
Ex: o café que bebemos, é ácido com concentração de H3O
+ que ronda em 1×10-5moℓ/ℓ, entre outras substâncias. 
 
É evidente que para identificação de soluções ácidas ou básicas, há que se ter em conta a concentração de iões H3O
+ ou 
OH- existentes na solução, o que pode ser feito com base nos critérios abaixo indicados: 
 
Identificação de soluções Ácidas e Básicas a 250C 
Soluções Ácidas Soluções Básicas Soluções Neutras 
[H3O+] > [OH-] [OH-] > [H3O+] 
[H3O+] = [OH-] = 1×10-7 [H3O+] > 1×10-7 [OH-] > 1×10-7 
[OH-] < 1×10-7 [H3O+] < 1×10-7 
 
 
pH e pOH 
São funções logarítmicas (decimais) de concentrações de iões de hidrogénio (H+) ou hidrónio (H3O
+) e hidroxila (OH-), 
definidas em 1909 pelo cientista dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen, cujo objectivo era evitar trabalhar com 
valores de concentrações muito pequenos na identificação de soluções ácidas e básicas, tal como ilustra a tabela a cima. 
O pH e o pOH são calculados analogamente pelo simétrico do logaritmo decimal das concentrações dos iões H+/H3O
+ e 
OH- respectivamente, com forme as expressões: 
 
 Ou e 
 
Onde : pH – potencial dos iões hidrónio (H3O
+) ou de hidrogénio(H+) ; 
 pOH – potencial dos iões hodroxila (OH-) 
 log – representa o logaritmo decimal (base 10) 
 
Escala de pH e pOH Solução Neutra (pH=pOH=7) 
 
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 
 Solucões ÁCIDAS Soluções BÁSICAS 
 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 pOH 
 
Solução Neutra (pH=pOH=7) 
 
 A escala a cima representada, mostra que se o pH for inferior a 7, a solução é ácida e se for superior a 7 a solução 
é básica. Por outro lado, se o pOH for superior a 7, a solução é ácida e se for inferior a 7 a solução é básica. 
 
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[𝑯
+ ] 𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[𝑯𝟑𝑶
+ ] 𝒑𝑶𝑯= −𝒍𝒐𝒈[𝑶𝑯
−] 
Ficha 10 (parte 1) 
2 
 
Nota: 
Em qualquer meio aquoso e a temperatura ambiente (250C), o produto [H3O+] × [OH-] é igual a 10-14, 
consequentemente 
 
Ex1: Se uma solução aquosa apresenta 1×10-8moℓ/ℓ de iões H+, qual é o pH e o pOH dessa solução a 250 C? 
Dados: 
[H+] = 1×10-8 
pH = ? 
pOH = ? 
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻
+ ] 
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔1× 10−8 
𝑝𝐻 = −(𝑙𝑜𝑔1+ 𝑙𝑜𝑔10
−8
) 
𝑝𝐻 = −(0 − 8) 
𝑝𝐻 = 8 
 
Se: pH + pOH =14 
 
pOH =14-pH 
pOH=14 – 8 
pOH = 6 
Ex2: Uma solução aquosa apresenta pH=5,2. Calcule [H+] e [OH-]. 
Dados: 
pH = 5,2 
[H+] =? 
[OH-]=? 
 
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻
+] 
−𝑝𝐻 = 𝑙𝑜𝑔[𝐻
+] 
*Sendo logaritmo de base 10, teremos: 
[𝐻+] = 10−𝑝𝐻 
[𝐻+] = 10−5,2 ⇔ 
[𝐻+] = 6,3 × 10−6 
*Tendo o pH fornecido no 
exercício, pode-se calcular 
o pOH: 
pH + pOH = 14 
pOH =14 - 5,2 
pOH = 8,8 
 
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻
−] 
−𝑝𝑂𝐻 = 𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻
−] 
[𝑂𝐻−] = 10−𝑝𝑂𝐻 
[𝑂𝐻−] = 10−8,8 
𝑝𝑂𝐻 = 1,58× 10−9 
 
 
pH e pOH de ÁCIDOS e BASES fortes 
Para o calculo do pH e pOH, basicamente é necessário primeiro obter a concentração dos iões H+ e/ou OH-. Portanto, para 
soluções fortes, a concentração do ácido ou da base é igual a concentração dos seus iões. 
 
Para ácidos fortes: 
Considere a ionização de HCℓ: 𝐻𝐶ℓ(𝑎𝑞)
𝐻2𝑂
⇔ 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝐶ℓ(𝑎𝑞)
− (ka >1; ácido forte) 
 [HCℓ] = [H+] = [Cℓ-] 
 
Para Bases fortes: 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞)
𝐻2𝑂
⇔ 𝑁𝑎(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− (kb > 1; base forte) 
 [NaOH] = [Na+] = [OH-] 
Obs: Se for um ácido ou base fortes e dipróticas (com dois iões), 
tripróticas(três iões), etc, para determinar a concentrações de H+ 
ou OH- deve se multiplicar a concentração do seu ácido ou base 
correspondente por 2,3, etc, respectivamente. 
 
Ex: Calcule o pH e o pOH de uma solução de ácido nítrico (HNO3) cuja concentração é de 0,002moℓ/ℓ. 
 Resolução: 
O ácido nítrico ioniza-se de acordo com a equação: 𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑞) 
𝐻2𝑂
⇔ 𝐻(𝑎𝑞)
+ + 𝑁𝑂3(𝑎𝑞)
− 
 [H+] = [HNO3]=[NO3
-] 
 
Dados: 
[H+] = 0,002moℓ/ℓ 
pH= ? 
pOH=? 
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻
+] 
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔0,002 ⇔𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔2×10
−3
 1 
𝑝𝐻 = −(𝑙𝑜𝑔2 + 𝑙𝑜𝑔10
−3
) ⇔ 𝑝𝐻 = −[0,301 − (3 · 𝑙𝑜𝑔10)] 
𝑝𝐻 = −(0,301− 3) ⇔ 𝑝𝐻 = 2,69 
pH + pOH=14 
pOH =14-2,69 
pOH =11,31 
 
pH e pOH de ÁCIDO e BASES fracas 
Para Ácidos Fracos: consideremos o ácido Metanoico ou fórmico (HCOOH) 
𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞)
𝐻2𝑂
⇔ 𝐻𝐶𝑂𝑂(𝑎𝑞)
− + 𝐻(𝑎𝑞)
+ 
*Sendo um ácido fraco onde ka < 1, para determinação da concentração de iões H+, teremos: 
 
 
 pH + pOH = 14 
[𝐻+] = √𝑘𝑎 · [Á𝑐𝑖𝑑𝑜] 
3 
 
Para Bases Fracas: 
Consideremos o hidróxido de amónio (base fraca): 
𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑞) 
𝐻2𝑂
⇔ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− 
 
 
Sendo base fraca, kb < 1. Portanto, a concentração de iões hidroxilo (OH-) será determinada pela expressão: 
Obs: Os valores das constantes (k a e kb) podem ser 
consultados na tabela de Matemática, Física e Química. 
 
Ex: calcule o pH e pOH de hidróxido de amónio (NH4OH) a 0,01moℓ/ℓ, sabendo que kb=1,8×10-5. 
Dados: 
pH=? 
pOH=? 
[NH4OH]=0,01moℓ/ℓ 
Kb=1,8×10-5 
[𝑂𝐻−] = √𝑘𝑏 · [𝑁𝐻4𝑂𝐻] 
[𝑂𝐻−] = √1,8 · 10−5 ×0,01 
[𝑂𝐻−] = √1,8 × 10−7 
[𝑂𝐻−] = √18× 10−8 
[𝑂𝐻−] = 4,24 · 10−4 
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝑂𝐻
−] 
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔4,24 × 10
−4 
𝑝𝑂𝐻 = −(𝑙𝑜𝑔4,24 + 𝑙𝑜𝑔10
−4
) 
𝑝𝑂𝐻 = −(0,63 − 4) 
𝑝𝑂𝐻 = 3,37 
 
𝑝𝐻+𝑝𝑂𝐻 = 14 
𝑝𝐻 = 14− 3,37 
𝑝𝐻 = 10,63 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
1. Calcule a concentração dos iões hidrónio (H3O
+) e hidroxilo (OH-) em soluções com: 
a) pH= 9,1 b) pH = 1,7 c) pOH = 0,8 d) pOH = 2,2 
 
2. Qual é o pH e o pOH das seguintes soluções fortes: (Massas Atómicas: Ba=137; K=39; O=16; H=1) 
a) 2,0.10-1 moℓ/ℓ de HCℓ d) 0,02M de NaOH 
b) 17,1g de Ba(OH)2 em 2,0ℓ de solvente. e) 2,5.10-1 moℓ/ℓ de H2SO4 
 c) 56mg de KOH em 500mℓ de solução f) 148 mg de Ca(OH)2 em 4 l de água 
3. Calcule o pH e o pOH das seguintes soluções fracas 
a) 0,001M de CH3COOH c) 0,06 M de HCOO- e) 2,75∙10-3M de NH3 
b) 0,03M de HCN d) 0,25M de HPO4
2- f) 1,75∙10-2 moℓ/ℓ de HCℓO 
 
4. Quantos gramas de substância estarão dissolvidos em 500mℓ de solução de NaOH com pH = 12,0 
5. Temos 200mℓ de solução de HCℓ com pH = 2,30. Quantos gramas de HCℓ estarão dissolvidos nesta solução? 
6. Determine o pH duma solução de ácido etanoico (CH3COOH) quando se dissolve 6,0g deste ácido em 2,0ℓ de 
solução. Sabendo que o ka = 1,7∙10-5. (Massas Atómicas: C=12; H=1; O=16) 
 
7. Dissolveram-se 2,0moles de HF em 1,0ℓ de solvente. Qual é a concentração e o pH desta solução sabendo que ka = 
7,2∙10-4? 
 
8. Dissolve-se 0,510mg de sulfureto de hidrogénio em água perfazendo uma solução de 0,25dm3. 
a) Calcule a concentração de H2S, HS-, S2- e H3O
+ (Ka1 = 3,0 ∙10-7 ; Ka2 = 1,2∙10-13) 
b) Calcule o pH da solução. 
9. Considere um ácido fraco em solução de 0,001M que tem Ka = 1,75. 10-5. Calcule o pH dessa solução. 
10. Tem-se uma solução de ácido acético (HAC) 0,02 molar. Determine o pH dessa solução. Dados: K HAC = 1,8. 
10-5 e log 6 = 0,77 
11. . Calcule o pH de uma solução 0,045 molar de hidróxido de amônio (NH4OH). Dados: K(NH4OH) = 1,8 . 10-5 
e log 9 = 0,94. 
12. . Determine o pOH de uma solução 0,04 N de uma monobase que está 0,25% dissociada, encontra-se: 
a. ( ) 3; b. ( ) 4 ; c. ( ) 7 ; d. ( ) 10 ; e. ( )11 
[𝑂𝐻−] = √𝑘𝑏 · [𝐵𝑎𝑠𝑒] 
4 
 
Indicadores ácido – base e medidor de pH 
Os indicadores ácido-base são compostos como a fenolftaleina e o alaranjado de metilo, que mudam de cor quando 
passam de uma solução ácida para básica. Eles são geralmente ácidosnos quais não ionizada. HA tem uma cor diferente 
do ião negativo A-. 
Exemplo: HA H+ + A- 
 Cor1 Cor2 
Quando o pH diminue (aumenta H+, o equilíbrio desloca-se para a esquerda, prevalecendo a cor 1. Quando o pH 
aumenta (aumenta OH-, os iões reagem com H+ diminuindo sua concentração. Isso desloca o equilíbrio para a 
direita e prevalece a cor 2. 
O aumento de H+ desloca o equilíbrio para a esquerda e a solução adquire a cor 1. O aumento de OH- 
desloca o equilíbrio para a direita. Neste caso a solução adquire a cor 2. 
Cada indicador muda de cor dependendo do pH do meio em que se encontra 
 
pH DE SOLUÇÕES DE SAIS 
Segundo Bronsted, SAIS são constituídos por catiões (iões positivos) provenientes de bases e Aniões (iões negativos) provenientes de 
ácidos. Porém, as suas soluções aquosas nem sempre são neutras (em termos de pH), ou seja, nem sempre tem pH aproximado ou 
igual a 7. As soluções de sais formadas por catiões de bases fracas e aniões de bases fortes, apresentam um carácter ácido, pois há 
predominância de iões H+ em maior quantidade relactivamente a iões OH-, assim sendo, a concentração de H+ será calculada da 
seguinte forma: 
 
 Onde: 
 [sal] – Concentração do sal 
 Ka – Constante de acidez (do catião libertado ou da base) 
 
 
Ex: Calcule o pH e o pOH do cloreto de amónio (NH4Cℓ) que se encontra a 0,001M. 
(Ka de NH4
+ igual a 5,8•10-10) 
Resolução: 
É necessário ionizar o sal de modo a prever os iões libertados: NH4Cℓ(aq) ⇔ NH+
4(aq) + Cℓ-
(aq). 
Tratando se de um sal de carácter ácido 
pois os iões Cℓ- provem de ácido forte, 
vamos calcular [H+] 
Dados: 
pH=? 
pOH=? 
[NH4Cℓ]=0,001M 
Ka(NH4
+)=5,8·10-10 
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻
+] 
[𝐻+ ] = √𝑘𝑎 ∙ [𝑁𝐻4𝐶ℓ] ⇔ [𝐻+ ] = √0,001 ∙ 5,8 ∙ 10−10 
[𝐻+ ] = √0,0058 ∙ 10−10 ⇔ [𝐻+ ] = 7,6 ∙ 10−7 
 
𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔7,6 ∙ 10−7 ⇔ 𝑝𝐻 = −(0,88 − 7) 
𝑝𝐻 = 6,12 
 
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 
𝑝𝑂𝐻 = 14 − 6,12 
𝑝𝑂𝐻 = 7,88 
 
As soluções de sais constituídas por catiões de bases fortes e aniões de ácidos fracos, apresentam carácter básido, ou seja, apresentam 
maior quantidade de iões OH-. Por tanto, a concentração de OH- será calculada pela seguinte expressão: 
 Onde: 
 [sal] – Concentração do sal 
 Kb – Constante de basicidade (do anião libertado) 
 
 
 
Ex: Calcule o pH e o pOH do metanoato de cálcio (Ca(HCOO)2) que se encontra a 0,003M. 
(Kb de HCOO- igual a 6,3•10-11) 
[𝑯+] = √𝒌𝒂 ∙ [𝒔𝒂𝒍] se: 
𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[𝑯
+]; 𝑒𝑛𝑡ã𝑜: 𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈√𝒌𝒂∙[𝒔𝒂𝒍] 
 
[𝑶𝑯−] = √𝒌𝒃 ∙ [𝒔𝒂𝒍] se: 
𝒑𝑶𝑯= −𝒍𝒐𝒈[𝑶𝑯
−]; 𝑒𝑛𝑡ã𝑜: 𝒑𝑶𝑯 = −𝒍𝒐𝒈√𝒌𝒃∙[𝒔𝒂𝒍] 
 
5 
 
Resolução: 
ionizando o sal, teremos: Ca(HCOO)2(aq) ⇔ Ca2+
(aq) + HCOO-
(aq). 
*Tratando-se de um sal de carácter básico, pois os iões Ca2+ provem de base forte, vamos calcular [OH-] 
Repare que na racção acima dada o liberta-se o anião HCOO
-
 que é base,
 
(na tabela consulta-se a sua constante para que seja usado no calculo de [OH
-
]) é 
 
Dados: 
pH=? 
pOH=? 
[Ca(HCOO)2]=0,003M 
Kb(HCOO-)=6,3·10-11 
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 [𝑂𝐻
−] 
[𝑂𝐻− ] = √𝑘𝑏 ∙ [𝐶𝑎(𝐻𝐶𝑂𝑂)2] ⇔ 
[𝑂𝐻− ] = √0,003 ∙ 6,3 ∙ 10−11 
[𝑂𝐻− ] = √0,0189 ∙ 10−11 ⇔ [𝑂𝐻− ] = 4,35 ∙ 10−7 
 
𝑝𝑂𝐻 = −𝑙𝑜𝑔4,35 ∙ 10−7 ⇔ 𝑝𝑂𝐻 = −(0,64 − 7) 
𝑝𝑂𝐻 = 6,36 
 
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 
𝑝𝐻 = 14 − 6,36 
𝑝𝐻 = 7,64 
 
 
 
 
 
HIDRÓLIS E SALINA 
 
É a reacção que ocorre entre o sal e a água, produzindo o ácido e a base correspondentes.Ex: Sal + água ⇔ Ácido + Base 
Características da hidrólise salina : há sempre formação de iões; O sal proveniente de um ácido ou base forte é predominantemente 
iónico; O sal proveniente de ácido ou base fraca é predominantemente molecular 
 
1. Hidrólise de sal de Ácido Forte e Base Fraca 
 Ao prepararmos uma solução aquosa de NH4NO3, verificamos que seu pH é menor que 7. Esse fato pode ser explicado pela 
análise da hidrólise do sal. 
NH4NO3(aq) ⇔ NH+
4(aq) + NO-
3(aq) 
 Catião de Anião de 
 base fraca ácido forte 
Assim, uma maneira mais correcta de representar a reacção é: 
 
A presença do ião H+ justifica a acidez da solução (pH < 7). 
Sendo NH4
+ o ácido fraco conjugado da base fraca NH3, o valor de Kh é dado pela relação: 
 Onde: 
 Kh – constante de hidrólise 
 Kw – producto iónico da água (1×10-14) 
 Kb – constante da base formada na hidrólise 
 
2. Hidrólise de Sal de Ácido Fraco e Base Forte 
As soluções aquosas dos sais derivados de ácidos fracos e bases forte são alcalinas. O anião reage com a água para formar o 
ácido fraco de origem. Neste caso, o anião exibe carácter básico fraco e o catião tem carácter neutro. 
Ex: NaCN (pH > 7 ) 
 KCN(aq) ⇔ K+
(aq) + CN-
(aq) 
 Catião de Anião de 
 base forte ácido fraco 
E a hidrólise do sal acima dado, ocorre da seguinte forma: 
 
Analisando a reacção verifica-se a libertação de OH-, justificando o carácter básico do sal (pH>7) 
Para este tipo de hidrólise o valor de Kh será dado de forma resumida pela expressão: 
 Onde: 
 Kh – constante de hidrólise 
 Kw – producto iónico da água (1×10-14) 
 Ka – constante de acidez (do ácido formada na hidrólise) 
 
 
𝑘ℎ =
𝑘𝑤
𝑘𝑏
 
𝑘ℎ =
𝑘𝑤
𝑘𝑎
 
6 
 
3. Hidrólise de Sal de Ácido Fraco e Base Fraca 
Ex: NH4CN 
Os iões encontrados neste sal são: NH+
4(aq) “proveniente de Base fraca” e CN- “proveniente de ácido Fraco” 
Assim, a reacção de hidrólise pode ser representada da seguinte forma: 
 
 
 
Observe que tanto o catião assim como o anião sofrem hidrólise, logo: pH= pOH, por conseguinte, a solução é neutra. 
A Constante de hidrólise deste sal será: 
 Onde: 
 Kh – constante de hidrólise 
 Kw – producto iónico da água (1×10-14) 
 Ka – constante de acidez (do ácido formada na hidrólise) 
 Kb – Constante da base 
 Nota: 
 Os sais formados por Ácidos Fortes e Bases Fortes não sofrem hidrólise e apresentam carácter neutro; 
 Na hidrólise salina, o que sofre hidrólise é o ião proveniente de ácido ou base fraca. 
 Os valores de Ka e Kb são consultados na pég.55/56 da tabela de Matemática, Física e Química. 
 
 
SOLUÇÃO-TAMPÃO (Equilíbrio Químico Iónico) 
 
Conceito 
É aquela que adicionada uma pequena quantidade de ácido ou Base o seu pH não sofre variação considerável. 
Ou 
As soluções - Tampão – são soluções que por força da sua composição resistem à variação do pH quando a elas se 
adicionam pequenas quantidadaes de ácido ou base fortes. 
 
 
As soluções tampão são basicamente constituídas por: 
Mistura de um ácido fraco e o seu sal; Mistura de uma base fraca e o seu sal; 
Mistura de um ácido fraco e a sua base conjugada fraca; 
 
Ex: HCOOH//NaHCOO (ácido fraco e o seu sal); NH3//NH4Cℓ (Base fraca e o seu sal) 
NH4
+//NH3 (Ácido e sua base conjugada “fracas”) 
 
Obs: portanto, conforme os exemplo acima dados, não são consideradas soluções - tampão as seguintes misturas: NaOH//NaCℓ; HBr//KBr; HCℓ//Cℓ-
. pois trata-se de misturas de soluções fortes. 
 
 
Determinação de pH e pOH de uma Solução – Tampão 
 
 Ou 
 
 
 
 Ou 
 
 
 Ou 
 
Nota: os valores de pKa e pKb são constantes que podem ser consultados ta Tabela e Matemática, Física e Química. 
 
𝑘ℎ =
𝑘𝑤
𝑘𝑎× 𝑘𝑏
 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
[𝑆𝑎𝑙]
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜] 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
[𝐵𝑎𝑠𝑒]
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜] 
𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
[𝑆𝑎𝑙]
[𝐵𝑎𝑠𝑒] 𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
[Á𝑖𝑑𝑜]
[𝐵𝑎𝑠𝑒] 
 
 
𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎 𝑝𝐾𝑏 = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑏 
7 
 
Ex1:Calcule o pH e pOH de uma solução formada por uma mistura de Ácido fórmico (HCOOH) a 0,25moℓ/ℓ e formiato 
de potássio (KHCOO) a 0,5moℓ/ℓ. (Ka(HCOOH) = 1,6·10-4) 
Dados: 
[HCOOH]= 0,25moℓ/ℓ 
[KHCOO]= 0,5moℓ/ℓ 
Ka(HCOOH)= 1,6·10-4 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
[𝑆𝑎𝑙]
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜] 
*Vistoque o exercício não apresenta o valor da constante 
“pKa”, é necessário determinar este valor: 
𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔𝐾𝑎⇔ 𝑝𝐾𝑎 = −𝑙𝑜𝑔1,6·10
−4
 
𝑝𝐾𝑎 = −(𝑙𝑜𝑔1,6 + 𝑙𝑜𝑔10
−4
) 
𝑝𝐾𝑎 = −(𝑙𝑜𝑔1,6 −4) ⇔ 𝑝𝐾𝑎 = −(0,2− 4) 
𝑝𝐾𝑎 = 3,8 
 
 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
[𝑆𝑎𝑙]
[Á𝑐𝑖𝑑𝑜] 
𝑝𝐻 = 3,8+ 𝑙𝑜𝑔
0,5
0,25 
𝑝𝐻 = 3,8 + 𝑙𝑜𝑔2 ⇔𝑝𝐻 = 3,8 + 0,30 
𝑝𝐻 = 4,1 
 
pH+pOH=14 pOH=14-4,1 
pOH=14-pH pOH=9,9 
 
 
 
 
Ex2: Uma solução tampão for preparada misturando-se 200mℓ de NH3 a 0,4M e 300mℓ de NH4Cℓ a 0,3M. 
(pKb de NH3 =4,76) a) Determine o pH da solução.b) Determine o novo pH apôs a adição de 0,02moles de H3O
+. 
Dados: 
V1=200mℓ=0,2ℓ 
[NH3] = 0,4M 
V2=300mℓ=0,3ℓ 
[NH4Cℓ] = 0,3M 
pKb(NH3)= 4,76 
a) pH=? 
b) Nvo pH=? 
 
 
 
*Para este género de exercício em que esta em que praticamente estamos a 
preparar a sol. Tampão (mistura), é necessário determinar as concentrações 
finais. E segue-se: 
a) 
𝑀1 × 𝑉1 = 𝑀𝑓 × 𝑉𝑓 ⇔ 𝑀𝑓 =
𝑀1 × 𝑉1
𝑉𝑓
 
*O volume final é determinado pela soma dos volumes 1 e 2: 
𝑉𝑓 = 𝑉1 +𝑉2 ⇔ 𝑉𝑓 = (0,2+ 0,3)ℓ ⇔ 𝑉𝑓 = 0,5ℓ 
 
𝑀𝑓(𝑁𝐻3) =
0,4𝑀 × 0,2ℓ
0,5ℓ
= 0,16𝑀 
𝑀𝑓 (𝑁𝐻4𝐶ℓ ) =
0,3𝑀 × 0,3ℓ
0,5ℓ
= 0,18𝑀 
*Tendo se determinado as concentrações finais, e tratando-se de solução-
tampão formada por uma Base e seu sal, vamos calcula o pOH: 
𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
[𝑆𝑎𝑙]
[𝐵𝑎𝑠𝑒] 
𝑝𝑂𝐻 = 4,76+ 𝑙𝑜𝑔
0,18
0,16
 
⇔ 𝑝𝑂𝐻 = 4,76 + 𝑙𝑜𝑔1,125 
𝑝𝑂𝐻 = 4,76+ 0,05 
𝑝𝑂𝐻 = 4,81 
 
*𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 ⇔ 𝑝𝐻 = 14− 4,81 ⇔ 𝒑𝑯 = 𝟗,𝟏𝟗 
 
 
b)*É necessário primeiro determinar a [H3O+] que 
corresponde a 0,02moles. Pois não é aconselhável 
adicional quantidade de substância (n0 de moles) 
sobre a concentração molar: 
[𝐻3𝑂
+] =
𝑛
𝑉
=
0,02𝑚𝑜ℓ
0,5ℓ
 
[𝐻3𝑂
+] = 0,04𝑀 
De seguida: 
Nova [NH3] = (0,16-0,04)M 
 [NH3] = 0,12M 
 
Nova [NH4Cℓ] = (0,18+0,04)M 
 [NH4Cℓ] = 0,22M 
 
Novo pH: 
𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔
[𝑆𝑎𝑙]
[𝐵𝑎𝑠𝑒] 
𝑝𝑂𝐻 = 4,76+ 𝑙𝑜𝑔
0,22
0,12 
𝑝𝑂𝐻 = 4,76+ 0,26 
𝑝𝑂𝐻(𝑁𝑜𝑣𝑜) = 5,01 
𝑝𝐻(𝑁𝑜𝑣𝑜) = 14 − 5,01 
 
𝒑𝑯(𝑵𝒐𝒗𝒐) = 𝟖,𝟗𝟗 
 
Obs: Na resolução da alínea “b”, sobre a [NH3] “que é uma solução básica”, subtraiu-se a de [H3O
+] “visto que 
estes iões apresentam carácter ácido”. E no mesmo fio de pensamento as concentrações das soluções de NH4Cℓ e 
H3O
+ foram adicionadas pois ambas são ácidos, ou seja, “apresentam mesmo carácter” 
Recorda-se que os valores das constantes Ka, Kb, pKa e pKb podem ser consultados na tabela de Matemática, Física e 
Química entre as pág. 55 e 56. 
 
Importância das Soluções – Tampão 
São usadas na investigação bioquímica, principalmente nas culturas de microorgnismos, que são em geral desenvolvidas 
em meios tamponados, pois estes vivem melhor em determinadas faixas de pH. 
Manutenção do pH no meio intracelular e extra celular, para o funcionamento adequado de todo o sistema biológico. 
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Os fluidos corporais também são mantidos em sistemas tampões. Por exemplo, o pH do sangue deve ser mantido entre 
7,35 a 7,45 (significa que o sangue não deve ter carácter ácido nem básico “o equilíbrio é graças ao sistema: HCO 3
-
//H2CO3 e HPO4
2-//H2PO4
-). 
…“Quando o pH do sangue estiver fora do intervalo acima mencionado, surgem doenças como a 
Alcalose (se o pH estiver acima do intervalo) ou Acidose (se o pH estiver abaixo do intervalo) ”… 
 
 
EXERCICIOS 
13. Misturam-se soluções equimolares de ácido e base. Quais dos seguintes pares ácido/base dão origem a uma solução 
neutra? 
a) NH4OH + CH3COOH b) NaOH + CH3COOH c) NaOH+HCℓ d) NH4OH+HCℓ 
14. Calcule a constante de hidrólise (Kh) de cianeto de potássio (KCN), sabendo que Ka do ácido cianídrico (HCN) é 
7,1∙10-10. 
15. Calcule para uma solução de 0,10,moℓ/ℓ de cloreto de amónio (NH4Cℓ), à temperatura de 250 C. 
a) A constante de hidrólise.· (Kb = 1,8∙10-5) b) O pH da solução 
16. À temperatura de 250C, uma solução aquosa de 0,2moℓ/ℓ de cianeto de sódio (NaCN) encontra-se 0,85% 
hidrolisado. Calcule: 
a) A constante de hidrólise. b) A constante de ionização do ácido cianídrico. c) O pH da solução. 
17. Dos sais que se seguem indique os que sofrem hidrolise. Dê as respectivas equações iónico-moleculares e diga o 
carácter das suas soluções. 
a)NaCN b)KNO3 c)MgSO4 d)ZnBr2 e) NH4CH3COO- f) CaCℓ2 g)NaCℓO4
 h)KHCOO i) K2CO3 
18. Calcule o pH de cada uma das seguintes soluções tampão, preparadas colocando-se em 2,0ℓ de solução: 
a) 0,10moles de NH3 e 0,10moles de NH4Cℓ c) 0,2 moles de CH3COOH e 0,4moles de NaCH3COO 
b) c) 0,2moles de HF e 0,3moles de KF 
19. Misturaram-se 500mℓ de uma solução de CH3COOH a 0,2M e 500mℓ de NaCH3COO a 0,2M. Calcule o pH desta 
solução tampão. 
20. Uma solução tampão foi preparada misturando-se 200mℓ de uma solução de amoníaco a 0,6M e 300mℓ de solução 
de cloreto de amónio a 0,3M. Calcule o pH desta solução. a)Qual é o pH desta solução se forem adicionadas 
0,020moles de iões de hidrogénio (H+)? 
21. Qual será o pH de uma solução que se forma pela dissolução de 5,0moles de ácido hipocloroso e 1,0moles de 
hipoclorito de potássio em 2,0litros de água. (pKa=7,49). 
22. Calcula o pH de uma solução obtida na dissolução de 1,2moles de cianeto de hidrogénio e 1,2moles de cianeto de 
sódio em 1,0ℓ de água. (pKa=9,11). 
23. Determine o pH de uma solução tampão que se obtém ao dissolver-se 0,2moles de cloreto de amónio e 0,1moles de 
amoníaco em 0,5ℓ de água. 
24. Dispõe-se de duas soluções “A” e “B”. A solução “A” contém por litro 0,2moles de cianeto de potássio e 0,1moles 
de ácido cianídrico. A solução “B” contém por litro 0,1moles de cloreto de sódio e 0,4moles de ácido clorídrico. 
a) Qual das soluções é tampão? Justifique b) Calcule o pH da solução tampão. 
25. Temos 1,0litros de uma solução tampão de NH4
+ a 2,0M e NH3 a 1,0M 
a) Calcule o pH desta solução. b)Calcule o novo pH quando se acrescenta 0,1moles de OH-. 
b) Qual será o novo pH se invés de OH-, acrescentar-se 0,1moles de H3O
+. 
26. Qual é a quantidade de etanoato de sódio (NaCH3COO) que se deve adicionar a 1,0litros de uma solução de ácido 
acético (CH3COOH) a 0,01moℓ/ℓ para se preparar uma solução tampão de pH=5,73 sabendo que pKa=4,73? 
27. Determine o pH das seguintes soluções alcalinas: 0,001M de cloreto de amónio c) 0,01M de fluoreto de 
potássio 
a) 0,003 moℓ/ℓ de formiáto de cálcio e) 0,1 moℓ/ℓ de acetato de potássio 
 
 
 Docente: Alfredo Mabica