Problemas de Equilíbrio Químico

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Problemas de Equilíbrio Químico 
Capítulo 15 – material didático, pg.559 
15.19. O iodeto de hidrogênio gasoso é colocado em recipiente fechado a 425C, onde 
se decompõe parcialmente em hidrogênio e iodo: 2 HI (g) ⇌ H2 (g) + I2 (g). No 
equilíbrio encontra-se que PHI = 0,202 atm, 
Qual é o valor de Keq a essa temperatura? 
 
 
 
 
 
 
 
15.20. O metanol (CH3OH) é produzido comercialmente pela reação catalisada de 
monóxido de carbono e hidrogênio: CO (g) + 2 H2 (g) ⇌ CH3OH (g). Consta que uma 
mistura em equilíbrio em certo recipiente de 2,00 L contém 0,0406 mol de CH3OH, 
0,170 mol de CO e 0,302 mol de H2 a 500 K. Calcule Keq a essa temperatura. 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15.21. A 500 K o seguinte equilíbrio é estabelecido: 2 NO (g) + Cl2 (g) ⇌ 2 NOCl (g). Uma 
mistura em equilíbrio dos três gases tem pressões parciais de 0,095 atm, 0,171 atm e 
0,28 atm para NO, Cl2 e NOCl, respectivamente. Calcule Keq para essa reação a 500 K. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15.22. O gás tricloreto de fósforo e o gás cloro reagem para formar o gás pentacloreto 
de fósforo: PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇌ PCl5 (g). Um recipiente de gás é carregado com uma 
mistura de PCl3 (g) e Cl2 (g), os quais são deixados atingir o equilíbrio a 450 K. No 
equilíbrio as pressões parciais dos três gases são: 
 (a) Qual o valor de Keq a essa temperatura? (b) O 
equilíbrio favorece os reagentes ou os produtos? 
 
 
 
 
 
 
 
Como Keq  1, o equilíbrio favorece aos produtos 
15.23. Uma mistura de 0,10 mol de NO, 0,50 mol de H2 e 0,10 mol de H2O é colocada 
em um recipiente de 1,0 L a 300 K. O seguinte equilíbrio é estabelecido: 
2 NO (g) + 2 H2 (g) ⇌ N2 (g) + 2 H2O (g) 
No equilíbrio, PNO = 1,53 atm. (a) Calcule as pressões parciais de H2, N2 e H2O; (b) 
Calcule Keq. 
Início: 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 2 NO (g) 2 H2 (g) N2 (g) 2 H2O (g) 
Início 2,46 atm 12,3 atm - 2,46 atm 
Equilíbrio 1,53 atm x y z 
 
2,46 atm – 1,53 atm = 0,93 atm (convertido em produto ou que irá consumir do outro 
reagente desde que se use a estequiometria adequada) 
NO (g) e H2 (g): proporção 2 para 2, logo: x = 12,3 atm – 0,93 atm = 11,37 atm 
NO (g) e N2 (g): proporção 2 para 1, logo: y = 0,465 atm 
NO (g) e H2O (g): proporção 2 para 2, logo: z = 2,46 atm + 0,93 atm = 3,39 atm 
Assim: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15.24. Uma mistura de 1,374 g de H2 e 70,31 g de Br2 é aquecida em um recipiente de 
2,00 L a 700 K. Essas substâncias reagem como segue: H2 (g) + Br2 (g) ⇌ 2 HBr (g). 
Encontra-se no recipiente em equilíbrio 0,566 g de H2. (a) Calcule as pressões parciais 
no equilíbrio de H2, Br2 e HBr; (b) Calcule a Keq. 
H2 = 2,015894 g/mol  
 
 ⁄ 
Br2 = 159,808 g/mol  
 
 ⁄ 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
No equilíbrio 
 
 
 ⁄ 
 
 ⁄ 
 
 
 
 H2 (g) Br2 (g) 2 HBr (g) 
Início 19,56 atm 12,63 - 
Equilíbrio 8,06 atm y z 
 
19,56 atm – 8,06 atm = 11,5 atm (convertido em produto ou que irá consumir do outro 
reagente desde que se use a estequiometria adequada) 
H2 (g) e Br2 (g): proporção 1 para 1, logo: y = 12,63 atm – 11,5 atm = 1,13 atm 
H2 (g) e HBr (g): proporção 1 para 2, logo: z = 23,0 atm 
Assim: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15.25. Uma mistura de 0,2000 mol de CO2, 0,1000 mol de H2 e 0,1600 mol de H2O é 
colocada em um recipiente de 2,00 L. O seguinte equilíbrio é estabelecido a 500 K: 
CO2 (g) + H2 (g) ⇌ CO (g) + H2O (g) 
No equilíbrio . (a) Calcule as pressões parciais de CO2, H2 e CO; (b) 
Calcule a Keq para a reação. 
 Início: 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 CO2 (g) H2 (g) CO (g) H2O (g) 
Início 4,1 atm 2,05 atm - 3,28 atm 
Equilíbrio x y z 3,51 atm 
 
3,51 atm – 3,28 atm = 0,23 atm (convertido em produto ou que irá consumir de 
reagente desde que se use a estequiometria adequada) 
H2O (g) e CO2 (g): proporção 1 para 1, logo: x = 4,1 atm – 0,23 atm = 3,87 atm 
H2O (g) e H2 (g): proporção 1 para 1, logo: y = 2,05 atm – 0,23 atm = 1,82 atm 
H2O (g) e CO (g): proporção 1 para 1, logo: z = 0,23 atm 
Assim: 
 
 
 
 
 
 
 
15.26. Um frasco é carregado com 1,500 atm de N2O4 (g) e 1,00 atm de NO2 (g) a 25C. 
A reação de equilíbrio é dada por: 2 NO2 (g) ⇌ N2O4 (g). Após o equilíbrio ser atingido, 
a pressão parcial de NO2 é 0,512 atm. (a) Qual a pressão parcial no equilíbrio de N2O4? 
(b) Calcule a Keq para a reação. 
 2 NO2 (g) N2O4 (g) 
Início 1,00 1,500 
Equilíbrio 0,512 x 
 
1,00 atm – 0,512 atm = 0,488 atm (convertido em produto ou que irá consumir de 
reagente desde que se use a estequiometria adequada) 
NO2 (g) e N2O4 (g): proporção 2 para 1, logo: x = 1,500 atm + 0,244 atm = 1,744 atm 
 
 
 
 
 
 
 
15.29. A 100C a constante de equilíbrio para a reação COCl2 (g) ⇌ CO (g) + Cl2 (g) tem 
o valor de Keq = 6,71 x 10
-9. As seguintes misturas de COCl2, CO e Cl2 a 100C estão em 
equilíbrio? Caso não estejam, indique em que sentido a reação deve prosseguir para 
atingir o equilíbrio. 
Substância Caso I Caso II Caso III 
COCl2 6,12 x 10
-2 atm 1,38 atm 3,06 x 10-1 atm 
CO 1,01 x 10-4 atm 3,37 x 10-6 atm 4,53 x 10-5 atm 
Cl2 2,03 x 10
-4 atm 6,89 x 10-5 atm 4,53 x 10-5 atm 
 
 
 
 
 
Caso I: Q  3,35 x 10-7  Q  Keq  reação ocorrerá em direção ao reagente 
Caso II: Q  1,68 x 10-10  Q  Keq  reação ocorrerá em direção ao produto 
Caso III: Q  6,04 x 10-9 Q  Keq  reação em equilíbrio 
15.31. A 100C, Keq = 2,39 para a seguinte reação: SO2Cl2 (g) ⇌ SO2 (g) + Cl2 (g). Em 
uma mistura em equilíbrio dos três gases, as pressões parciais de SO2Cl2 e SO2 são 3,31 
atm e 1,59 atm, respectivamente. Qual é a pressão parcial de Cl2 na mistura em 
equilíbrio? 
 
 
 
 
 
 
 
15.32. A 900 K a seguinte reação tem Keq = 0,345: 
2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g) 
Em uma mistura em equilíbrio as pressões parciais de SO2 e O2 são 0,165 atm e 0,755 
atm, respectivamente. Qual é a pressão parcial de SO3 na mistura em equilíbrio? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15.33. (a) A 1.285C a constante de equilíbrio para a reação Br2 (g) ⇌ 2 Br (g) é Keq = 
0,133. Um recipiente de 0,200 L contendo uma mistura em equilíbrio dos gases tem 
0,245 g de Br2 (g). Qual é a massa de Br (g) no recipiente? 
No equilíbrio: 
 
(
 
 
 
 
⁄ ) 
 
 
( ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(⁄ , 
 
 
( ) 
 
 
 
 
 
(b) Para a reação H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2 HI (g), Keq = 55,3 a 700 K. Em um frasco de 0,200 L 
contendo uma mistura em equilíbrio dos três gases, existem 0,056 g de H2 e 4,36 g de 
I2. Qual é a massa de HI no frasco? 
 
 
(
 
 
 
 
⁄ ) 
 
 
 
 
 
(
 
 
 
 
⁄ ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(
 
 
 
 
⁄ , 
 
 
 
 
 
15.34. (a) A 800 K a constante de equilíbrio para I2(g) ⇌ 2 I(g) é Keq = 2,04 x 10
-3. Se 
uma mistura em equilíbrio em um recipiente contém 3,22 x 10-2 g de I(g), quantos 
gramas de I2 estão na mistura? 
 
 
(
 
 
 
 
⁄ ) 
 
 
 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 
 
( 
 
 ⁄ +
 
 
 
 
 
⁄ 
 
 
⁄ 
(
 
 
 
 
⁄ + 
 
 
 
 
 
 
 ⁄ g 
Para um recipiente de 1 L  
 
15.35. A 2.000C, a constante de equilíbrio para a reação 2 NO (g) ⇌ N2 (g) + O2 (g) é 
Keq = 2,4 x 10
3. Se a pressão parcial de NO for 37,3 atm, quais as pressões parciais de 
NO, N2 e O2 no equilíbrio? 
 NO (g) N2 (g) O2 (g) 
Início 37,3 - - 
Equilíbrio 37,3 – 2   
 
 
 
 
 
 
 
( ) 
 
2400 x (1391,29 – 149,2 + 42) = 2  3339096 - 358080 + 96002 = 2 
95992 - 358080 + 3339096 = 0  1  18,842, 2  18,462 
 
 √ 
 
 
Logo: PNO = 0,376 atm; 
 
15.36. Para o equilíbrio: Br2 (g) + Cl2 (g) ⇌ 2 BrCl (g). A 400 K, Keq = 7,0. Se 0,30 mol de 
Br2 e 0,30 mol de Cl2 são introduzidos em um recipiente de 1,0 L a 400 K, qual será a 
pressão parcial de BrCl no equilíbrio? 
Início: 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 Br2 (g) Cl2 (g) 2 BrCl (g) 
Início 9,84 9,84 - 
Equilíbrio 9,84 -  9,84 -  2 
 
 
 
 
 
 
( ) 
( ) 
 
1  5,604 atm; 2  40,316 atm 
Logo: PBrCl  11,21 atm 
15.38. A 21,8C, Keq = 7,0 x 10
-2 para o equilíbrio: NH4HS (s) ⇌ NH3 (g) + H2S (g). Calcule 
as pressões parciais de NH3 e H2S no equilíbrio se uma amostra de NH4HS sólido é 
colocada em um recipiente fechado e é decomposta até que o equilíbrio seja atingido. 
 
 
Assim: 
15.40. Considere a seguinte reação: CaSO4 (s) ⇌ Ca
2+(aq) + SO4
2-(aq). A 25C a 
constante de equilíbrio é Keq = 2,4 x 10
-5 para essa reação. (a) Se um excesso de 
CaSO4(s) é misturado com água a 25C para produzir uma solução saturada de CaSO4, 
quais as concentrações de Ca2+ e SO4
2- no equilíbrio; (b) Se a solução resultante tem 
um volume de 3,0 L, qual é a massa mínima de CaSO4(s) necessária para atingir o 
equilíbrio? 
 [ 
 ][ 
 ] 
[ ] [ 
 ] 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ 
 
m  2,0 g de CaSO4 
 
15.43. Considere o seguinte equilíbrio, para o qual H  0: 2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g). 
Como cada uma das seguintes variações afetará a mistura em equilíbrio dos três gases: 
(a) O2 é adicionado ao sistema: equilíbrio para a direita. 
(b) a mistura da reação é aquecida: a reação é exotérmica, logo o equilíbrio é 
deslocado para a esquerda. 
(c) o volume do recipiente de reação é dobrado: v = 2 – 3 = -1. O sistema ocorre com 
contração de volume. Se o volume é aumentado, o equilíbrio se deslocará no sentido 
quer ocupa um volume maior, ou seja, equilíbrio para a esquerda. 
(d) Um catalisador é adicionado à mistura: não há alteração da posição de equilíbrio. 
(e) A pressão total do sistema é aumentada adicionando-se um gás nobre: a adição de 
um gás que não participa da reação não provoca alteração das pressões parciais das 
espécies presentes, consequentemente não há deslocamento da posição de equilíbrio. 
(f) SO3(g) é removido do sistema: equilíbrio para a direita. 
15.44. Para a seguinte reação, H=2.816 kJ: 6 CO2(g) + 6 H2O(l) ⇌ C6H12O6(s) + 6 O2(g). 
Como o rendimento de C6H12O6 no equilíbrio é afetado: 
(a) pelo aumento de : equilíbrio para a direita, ↥ 
(b) pelo aumento da temperatura: equilíbrio para a direita, ↥ 
(c) pela diminuição da pressão total do sistema: não há variação de volume no sistema 
(6 mols de gás O2 no produto e 6 mols de CO2 no reagente); assim, não há efeito sobre 
o equilíbrio e, consequentemente, sobre o rendimento em C6H12O6. 
(d) Pela remoção de parte do C6H12O6: equilíbrio para a direita, ↥ 
(e) Pela adição de um catalisador: não há alteração da posição de equilíbrio. 
15.50. Uma mistura de CH4 e H2O é passada sobre um catalisador de níquel a 1.000 K. 
O gás produzido é coletado em um frasco de 5,00 L e descobre-se que ele contém 8,62 
g de CO, 2,60 g de H2, 43,0 g de CH4 e 48,4 g de H2O. Supondo que o equilíbrio foi 
atingido, calcule Keq para a reação. 
Supondo: CH4(g) + H2O(g) ⇌ CO(g) + 3 H2(g) 
No equilíbrio: 
Mol do CaSO4 
 
 
 
 
 ⁄
 ⁄ 
 
 
 
 
 
 
 ⁄
 ⁄ 
 
 
 
 
 
 
 ⁄
 ⁄ 
 
 
 
 
 
 
 ⁄
 ⁄ 
 
 
 
 
 
 
 
15.56. Para o equilíbrio 2 IBr(g) ⇌ I2(g) + Br2(g) Keq = 8,5 x 10
-3 a 150C. Se 0,025 mol de 
IBr é colocado em um recipiente de 2,0 L, qual é a pressão parcial dessa substância 
quando o equilíbrio é atingido? 
PIBr = {0,025 mol x 0,082 atm.L.K
-1.mol-1 x 423 K} / 2,0 L = 0,433575 atm 
 2 IBr (g) I2 (g) Br2 (g) 
Início 0,433575 - - 
Equilíbrio 0,433575 - 2   
 
 
 
 
  
 
 
( ) 
 
  3,375 x 10-2 
Logo: PIBr  0,366 atm 
15.57. Para o equilíbrio PH3BCl3(s) ⇌ PH3(g) + BCl3(g) Keq = 0,052 a 60C. Um pouco de 
PH3BCl3 é adicionado ao recipiente fechado 0,050 L a 60C. O recipiente é carregado 
com 0,0128 mol de BCl3(g). Qual é a pressão parcial de PH3 no equilíbrio? 
 
 ⁄ 
 
  
 PH3BCl3(s) PH3(g) BCl3(g) 
Início - - 6,99 
Equilíbrio - x 6,99 + x 
 
 ( ) 
x  7,431 x 10-3  Logo, = 7,431 x 10
-3 atm 
15.58. NH4HS sólido é introduzido em um frasco evacuado a 24C. A seguinte reação 
acontece: NH4HS (s) ⇌ NH3 (g) + H2S (g). No equilíbrio a pressão total (para NH3 e H2S 
tomados juntos) é 0,614 atm. Qual é Keq para esse equilíbrio a 24C? 
No equilíbrio: Ptotal = 
 ( ), onde 0    0,614 
Exemplo: 
Se  = 0,5 atm, então Keq  0,057 
Se  = 0,307 atm, então Keq  0,094 
15.59. Uma amostra de 0,831 g de SO3 é colocada em um recipiente de 1,00 L e 
aquecida a 1.100 K. O SO3 decompõe-se em SO2 e O2: 
2 SO3(g) ⇌ 2 SO2(g) + O2(g) 
No equilíbrio a pressão total no recipiente é 1,300 atm. Encontre o valor de Keq para 
essa reação a 1.100 K. 
 
 
 
 
 ⁄
 ⁄ 
 
 
 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) O2 (g) 
Início 0,936 - - 
Equilíbrio 0,936 - 2 2  
 
Ptotal =  1,300 = 0,936 -2 + 2 +    = 0,364 atm 
 
 
 
 
 
 
 
 
15.63. NiO deve ser reduzido a níquel metálico em um processo industrial pelo uso da 
reação: NiO(s) + CO(g) ⇌ Ni(s) + CO2(g). A 1.600 K a constante de equilíbrio da reação é 
Keq = 6,0 x 10
2. Se uma pressão de CO de 150 torr deve ser aplicada na fornalha e a 
pressão total nunca deve exceder 760 torr, ocorrerá redução? 
 CO (g) CO2 (g) 
Início 150 - 
Equilíbrio 150 -   
 
 
 
 
 
 
 
 
90.000 - 600 =     149,75 torr 
Assim:  
Logo: Ptotal = 150 atm (ocorre redução e a pressão total não excede o limite) 
15.64. A 700 K a constante de equilíbrio para a reação CCl4(g) ⇌ C(s) + 2 Cl2(g) é Keq = 
0,76. Para um frasco preenchido com 2,00 atm de CCl4, que atinge o equilíbrio a 700 K, 
(a) Qual a fração de CCl4 convertida em C e Cl2?; (b) Quais as pressões parciais de CCl4 e 
Cl2 no equilíbrio? 
 CCl4 (g) 2 Cl2 (g) 
Início 2 - 
Equilíbrio 2 -  2 
 
 
 
 
 
 
( ) 
 
 
1  0,5287 atm; 2  -0,7187 atm 
Logo: 
Fração convertida: 
 (
 
 
 
 
) (
 
 
* 
15.74. A 25Ca reação: NH4HS(s) ⇌ NH3(g) + H2S(g), tem Keq = 0,120. Um frasco de 5,00 
L é carregado com 0,300 g de H2S(g) puro a 25C. NH4HS sólido é a seguir adicionado 
até que reste um excesso de sólido que não reagiu. (a) Qual é a pressão inicial de 
H2S(g) no frasco? (b) Por que a reação não ocorre até que o NH4HS seja adicionado? (c) 
Quais são as pressões parciais de NH3 e H2S no equilíbrio? (d) Qual é a fração molar de 
H2S na mistura de gases em equilíbrio? (e) Qual é a massa mínima, em gramas, de 
NH4HS que deve ser adicionada ao frasco para atingir o equilíbrio? 
 
 
 
 
 ⁄
 ⁄ 
 
 
(b) Para que o equilíbrio seja atingido, deve ser possível tanto para o processo direto 
quanto para o processo inverso ocorrer. Para que o processo direto ocorra, deve existir 
um pouco de NH4HS presente. Para que o processo inverso ocorra, deve existir tanto 
NH3 quanto H2S. Em ambos os casos, os compostos necessários podem estar presentes 
inicialmente ou ser formados pela reação de outras espécies. 
(c) 
 NH3 (g) H2S (g) 
Início - 4,302 x 10-2 atm 
Equilíbrio  4,302 x 10-2 atm +  
 
 
0,120 =  x (4,302 x 10-2 + )  0,04302 + 2 – 0,120 = 0  1  0,3256; 2  -0,3686 
Assim: 
(d) 
 
( ) 
 
(e) 
 
 
 
 
 ⁄
 ⁄ 
 
 
Assim: 
NH4HS ------------------ H2S 
51,111 g ---------------- 34,0809 g 
 g ----------------------- 2,5704 g 
  3,8548 g no mínimo de NH4HS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Capítulo 16 – material didático, pg.603 
16.5. Dê a base conjugada dos seguintes ácidos de Bronsted-Lowry: (a) H2SO3; (b) 
HC2H3O2; (c) H2AsO4
2-; (d) NH4
+ 
(a) H2SO3 + H2O ⇌ H3O
+ + HSO3
- 
(b) HC2H3O2 + H2O ⇌ C2H3O2
- + H3O
+ 
(c) H2AsO4
2- + H2O ⇌ HAsO4
3- + H3O
+ 
(d) NH4
+ + H2O ⇌ NH3 + H3O
+ 
16.6. Determine o ácido de Bronsted-Lowry e a base de Bronsted-Lowry no lado 
esquerdo de cada uma das seguintes equações, bem como o ácido conjugado e a base 
conjugada no lado direito: 
(a) NH4
+(aq) + CN-(aq) ⇌ HCN(aq) + NH3(aq) 
Par ácido/base: NH4
+(aq) / NH3(aq) 
Par base/ácido: CN-(aq) / HCN(aq) 
(b) (CH3)3N(aq) + H2O(l) ⇌ (CH3)3NH
+(aq) + OH-(aq) 
Par ácido/base: H2O(l) / OH
-(aq) 
Par base/ácido: (CH3)3N(aq) / (CH3)3NH
+(aq) 
(c) HCHO2(aq) + PO4
3-(aq) ⇌ CHO2
-(aq) + HPO4
2-(aq) 
Par ácido/base: HCHO2(aq) / CHO2
-(aq) 
Par base/ácido: PO4
3-(aq) / HPO4
2-(aq) 
16.9. O íon hidrogeno-oxalato é anfótero. Escreva uma equação química balanceada 
mostrando como ele age como um ácido em relação à água e outra equação 
mostrando como ele age como uma base em relação à água. Qual é o ácido conjugado 
de HC2O4
-? Qual é a sua base conjugada? 
HC2O4
-(aq) + H2O(l) ⇌ C2O4
2-(aq) + H3O
+(aq); par ácido/base 
HC2O4
-(aq) + H2O(l) ⇌ H2C2O4(aq) + OH
-(aq); par base/ácido 
16.10. Escreva uma equação para a reação na qual H2C6O5H7
-(aq) atua como uma base 
em H2O(l). (b) Escreva uma equação para a reação na qual H2C6O5H7
-(aq) atua como 
um ácido em H2O(l). (c) Qual é o ácido conjugado de H2C6O5H7
-(aq)? Qual é sua base 
conjugada? 
H2C6O5H7
-(aq) + H2O(l) ⇌ H3C6O5H7(aq) + OH
-(aq); par base/ácido 
H2C6O5H7
-(aq) + H2O(l) ⇌ HC6O5H7
2-(aq) + H3O
+(aq); par ácido/base 
16.15. Determine os produtos das seguintes reações ácido-base e também se o 
equilíbrio está à esquerda ou à direita da equação: 
(a) HCO3
-(aq) + F-(aq) ⇌ CO3
2-(aq) + HF(aq) 
Bases: F-(aq) / CO3
2-(aq), logo equilíbrio para esquerda; 
(b) O2-(aq) + H2O(l) ⇌ 2 OH
-(aq) 
Bases: O2-(aq) / OH-(aq), logo equilíbrio para direita; 
(c) HC2H3O2(aq) + HS
-(aq) ⇌ C2H3O2
-(aq) + H2S(aq) 
Bases: HS-(aq) / C2H3O2
-(aq), logo equilíbrio para direita; 
16.19. Calcule [H+] para cada uma das seguintes soluções, e indique se a solução é 
ácida, básica ou neutra: 
(a) [OH-] = 0,00005 mol/L 
(b) [OH-] = 3,2 x 10-9 mol/L 
(c) Uma solução na qual [OH-] é cem vezes maior que [H+] 
Kw = [H
+].[OH-]  10-14 = [H+].[OH-] 
(a) [H+] = 2 x 10-10 mol/L, solução básica 
(b) [H+] = 3,125 x 10-6 mol/L, solução ácida 
(c) Se [H+] = x, [OH-] = 100x  10-14 = x . 100x x =10-8 mol/L, solução básica 
 
16.23. Por qual fator [H+] muda para uma variação de pH de: (a) 2,00 unidades; (b) 
0,50 unidades? 
pH = -log[H+]  [H+] = 10-pH 
(a) Exemplo: pH1 = 1 e pH2 = 3, então [H
+]1 = 10
-1 mol/L e [H+]2 = 10
-3 mol/L 
Logo: 
[ ] 
[ ] 
 
 
 ⁄ 
(b) Exemplo: pH1 = 1,0 e pH2 = 1,5, então [H
+]1 = 10
-1 mol/L e [H+]2 = 10
-1,5 mol/L 
Logo: 
[ ] 
[ ] 
 
 
 
⁄ √ 
 
16.24. Considere duas soluções, solução A e solução B. [H+] na solução A é 500 vezes 
maior que na solução B. Qual é a diferença nos valores de pH das duas soluções? 
[ ] [ ] 
[ ] [ ] 
Assim: ( ) 
16.29. O pH médio normal do sangue arterial é 7,40. A temperatura normal do corpo 
(36C), Kw = 2,4 x 10
-14. Calcule [H+] e [OH-] para o sangue a essa temperatura. 
pH = - log[H+] [H+] = 10-pH [H+] = 10-7,40  3,981 x 10-8 mol/L 
Kw = [H
+] . [OH-] 2,4 x 10-14 = 3,981 x 10-8. [OH-] [OH-]  6,029 x 10-7 mol/L 
16.30. O dióxido de carbono na atmosfera se dissolve em pingos de chuva para 
produzir ácido carbônico (H2CO3), fazendo com que o pH da chuva limpa e não poluída 
varie de aproximadamente 5,2 para 5,6. Quais são as variações em [H+] e [OH-] nos 
pingos de chuva? 
[ ] 
[ ] 
 
 
 
⁄ 
pH + pOH = 14 pOH1 = 8,8 e pOH2 = 8,4 pOH = -log[OH
-] 
[ ] 
[ ] 
 
 
 ⁄ 
 
16.33. Calcule o pH de cada uma das seguintes soluções de ácido forte: 
(a) 8,5 x 10-3 mol/L de HBr 
pH = - log[H+] = - log [8,5 x 10-3]  2,07 
(b) 1,52 g de HNO3 em 575 mL de solução 
 
 
 
 
 ⁄ 
 
pH = - log[H+] = -log[4,195 x 10-2]  1,38 
(c) 5,00 mL de 0,250 mol/L de HClO4 diluído para 50,0 mL 
M1V1 = M2V2 5,00 mL x 0,250 mol/L = M2 x 50,0 mL M2 = 0,025 mol/L 
pH = -log[0,025]  1,60 
(d) Uma solução formada pela mistura de 10,0 mL de 0,100 mol/L de HBr com 20,0 mL 
de 0,200mol/L de HCl 
Ambos são ácidos fortes, então é aplicada a regra das misturas: 
Mf = {M1V1 + M2V2} / {V1 + V2}  Mf = 0,167 mol/L 
pH = -log[0,167]  0,78 
16.39. Calcule o pH de uma solução de preparada pela adição de 15,00 g de hidreto de 
lítio (LiH) em água suficiente para perfazer 2,500 L de solução. 
LiH (s)  Li+(aq) + H-(aq) 
H-(aq) + H2O(l) ⇌ H2(g) + OH
-(aq) 
 
 
 
 
 ⁄ 
 
pOH = -log [OH-] pOH = -log [0,7547]  0,122 
pH = 14 – pOH  13,88 
16.40. Calcule o pH de uma solução preparada pela adição de 2,50 g de óxido de lítio 
(Li2O) em água suficiente para perfazer 1,200 L de solução. 
O2-(s) + H2O(l)  2 OH
-(aq) 
 
 
 
 
 ⁄ 
 
pOH = -log[OH-]  pOH = -log[2 x 6,9723 x 10-2]  0,856  pH  13,14 
16.41. Escreva a equação química e a expressão de Ka para a ionização de cada um dos 
seguintes ácidos em solução aquosa. Primeiro mostre a reação com H+(aq) como 
produto e, em seguida, com o íon hidrônio: 
(a) HBrO2 
HBrO2(aq) ⇌ H
+(aq) + BrO2
-(aq) 
HBrO2(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + BrO2
-(aq) 
(b) HC3H5O2 
HC3H5O2(aq) ⇌ H
+(aq) + C3H5O2
-(aq) 
HC3H5O2(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + C3H5O2
-(aq) 
16.43. O ácido lático (HC3H5O3) tem um hidrogênio ácido. Uma solução de 0,10 mol/L 
de ácido lático tem um pH de 2,44. Calcule o Ka. 
 HC3H5O3(aq) ⇌ H
+(aq) + C3H5O3
-(aq) 
Início 0,10 - - 
Equilíbrio 0,10-10-2,44 10-2,44 10-2,44 
 
( )
 
 
16.44. O ácido fenilacético (HC8H7O2) é uma das substâncias que se acumula no sangue 
de pessoas com fenilcetonúria, um distúrbio de origem genética que pode causar 
retardamento mental ou até a morte. Uma solução de 0,085 mol/L de HC8H7O2 tem pH 
de 2,68. Calcule o valor de Ka para esse ácido. 
 HC8H7O2(aq) ⇌ H
+(aq) + C8H7O2
-(aq) 
Início 0,085 - - 
Equilíbrio 0,085-10-2,68 10-2,68 10-2,68 
 
( )
 
 
16.45. Uma solução de um ácido fraco 0,200 mol/L de HA é 9,4% ionizada. Usando essa 
informação, calcule [H+], [A-], [HA] e Ka para HA. 
 HA(aq) ⇌ H+(aq) + A-(aq) 
Início c - - 
Equilíbrio c - c c c 
 
( ) 
 
 
 
 
 
Logo: 
 ( ⁄ )
 
 
 
 
 
[H+] = [A-] = c = 0,0188 mol/L 
[HA] = c(1-) = 0,1812 mol/L 
α 
[ ]
[ A]
 
 
 
 
 
 
16.46. Uma solução de 0,100 mol/L de ácido cloroacético (ClCH2COOH) é 11,0% 
ionizada. Usando essa informação, calcule [ClCH2COOH], [ClCH2COO
-], [H+] e o Ka para 
o ácido cloroacético. 
 
( ) 
 
 
 
 
 
Logo: 
 ( ⁄ )
 
 
 
 
 
[H+] = [ClCH2COO
-] = 0,011 mol/L 
[ClCH2COOH] = 0,089 mol/L 
16.47. Uma amostra específica de vinagre tem um pH de 2,90. Supondo que o ácido 
acético seja o único ácido que o vinagre contém (Ka = 1,8 x 10
-5), calcule a 
concentração de ácido acético no vinagre. 
 HAc(aq) ⇌ H+(aq) + Ac-(aq) 
Início c - - 
Equilíbrio c - 10-2,90 10-2,90 10-2,90 
 
( ) 
 
 
x
y
𝛼 
 𝛼⁄ 
𝐾𝑎
𝑐⁄ 
0 1 
C(g/L) = M . Mol  C(g/L) = c . 60,05 g/mol  5,36 g/L 
16.48. Qual a quantidade de matéria de HF (Ka = 6,8 x 10
-4) deve estar presente em 
0,500 L para formar uma solução com um pH de 2,70? 
 HF(aq) ⇌ H+(aq) + F-(aq) 
Início c - - 
Equilíbrio c - 10-2,70 10-2,70 10-2,70 
 
( ) 
 
 
C(g/L) = M . Mol  C(g/L) = c . 20,01 g/mol  0,156 g/L 
16.49. A constante de dissociação ácida para o ácido benzoico (HC7H5O2) é 6,3 x 10
-5. 
Calcule as concentrações no equilíbrio de H3O
+, C7H5O2
- e HC7H5O2 na solução quando 
a concentração inicial de HC7H5O2 for 0,050 mol/L. 
 HC7H5O2(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + C7H5O2
-(aq) 
Início 0,050 - - - 
Equilíbrio 0,050 - x - x x 
 
( ) 
 
 
[H3O
+] = [C7H5O2
-]  mol/L 
[HC7H5O2] = 4,8256 x 10
-2 mol/L 
pH = -log [H3O
+]  2,76 
16.53. A sacarina, um substituto do açúcar, é um ácido fraco com pKa = 2,32 a 25C. Ela 
se ioniza em solução aquosa como segue: 
HNC7H4SO3(aq) ⇌ H
+(aq) + NC7H4SO3
-(aq) 
Qual é o pH de uma solução de 0,10 mol/L dessa substância? 
 
 HNC7H4SO3(aq) ⇌ H
+(aq) + NC7H4SO3
-(aq) 
Início 0,10 - - 
Equilíbrio 0,10 – x x x 
OH
O
 
( ) 
 
 
pH = - log [H+]  1,71 
16.57. Demonstre que para um ácido fraco, a porcentagem de ionização deve variar 
com o inverso da raiz quadrada da concentração do ácido. 
 HA(aq) ⇌ H+(aq) + A-(aq) 
Início c - - 
Equilíbrio c - c c c 
 
( ) 
 
 
 
 
 
Supondo   1, 
 
 √
 
 
 
16.58. Para soluções de um ácido fraco, um gráfico de pH versus o logaritmo da 
concentração inicial do ácido deve ser uma linha reta. Qual é a ordem de grandeza do 
declive da linha? 
 HA(aq) ⇌ H+(aq) + A-(aq) 
Início c - - 
Equilíbrio c - c c c 
 
pH = -log[H+] pH = -log[c] pH = - log c – log  
 
 
16.59. O ácido cítrico, o qual está presente nas frutas cítricas, é um ácido triprótico. 
Calcule o pH e a concentração do ânion citrato (C6H5O7
3-) para uma solução 0,050 
mol/L de ácido cítrico. Explique quaisquer aproximações ou suposições que você venha 
a fazer em seus cálculos. 
α 
[ ]
[ A]
 
α 
[ ]
[ A]
 
y = ax + b 
bx 
a =- 1 
b = - log  
 
H3Ci ⇌ H
+ + H2Ci
- Ka1 = 7,4 x 10
-4 
0,050 - - 
0,050 – x x x 
 
( ) 
 
 
H2Ci
- ⇌ H+ + HCi2- Ka2 = 1,7 x 10
-5 
x x - 
x – y x + y y 
 
( ) 
 
 
 
HCi2- ⇌ H+ + Ci3- Ka3 = 4,0 x 10
-7 
y x+y - 
y – z x+y+z z 
 
( ) 
 
 
[Ci3-]  1,177 x 10-9 mol/L 
[H+]  5,724 x 10-3 + 1,69 x 10-5 + 1,177 x 10-9  0,00574 mol/L 
pH  2,24 
Pelos valores encontrados, poderíamos ter assumido que: 
i) Uma contribuição efetiva de [H+] deriva apenas da primeira e da segunda 
etapa de ionização; 
ii) Para o cálculo da [Ci3-] poderíamos ter feito a seguinte rota: 
HCi2- ⇌ H+ + Ci3- Ka3 = 4,0 x 10
-7 
y x+y - 
y – z x+y+z z 
 
( ) 
 
 
 
16.64. Escreva a equação química e a expressão de Kb para a reação de cada uma das 
seguintes bases com a água: 
(a) propilamina: H3CCH2CH2NH2 
H3CCH2CH2NH2(aq) + H2O(l) ⇌ H3CCH2CH2NH3
+(aq) + OH-(aq) 
(b) íon monohidrogenofosfato: HPO4
2- 
 HPO4
2-(aq) + H2O(l) ⇌ H2PO4
-(aq) + OH-(aq) 
(c) íon benzoato: C6H5CO2
- 
C6H5CO2
-(aq) + H2O(l) ⇌ C6H5CO2H(aq) + OH
-(aq) 
 
[ 
 ] [ ][ ]
 
 
[ 
 ] [ ]
[ 
 ]
 
 
[ ] [ 
 ]
[ 
 ]
 
16.65. Calcule a concentração em quantidade de matéria de íons OH- em uma solução 
de 0,075 mol/L de etilamina (C2H5NH2) (Kb = 6,4 x 10
-4). Calcule o pH dessa solução. 
 C2H5NH2(aq) + H2O(l) ⇌ C2H5NH2
+(aq) + OH-(aq) 
Início 0,075 - - - 
Equilíbrio 0,075 - x - x x 
 
[ 
 ] [ ]
[ ]
 
 
 
 
x  6,6156 x 10-3 mol/L 
pOH = - log x  2,179  pH  11,82 
16.67. A efedrina, um estimulante do sistema nervoso central, é usada em 
borrifadores nasais como um descongestionante. Esse composto é uma base orgânica 
fraca: 
C10H15ON(aq) + H2O(l) ⇌ C10H15ONH
+(aq) + OH-(aq) 
Uma solução de 0,035 mol/L de efedrina tem pH de 11,33. (a) Quais são as 
concentrações no equilíbrio de C10H15ON, C10H15ONH
+ e OH-? (b) Calcule o Kb para a 
efedrina. 
 C10H15ON(aq) + H2O(l) ⇌ C10H15ONH
+(aq) + OH-(aq) 
Início 0,035 - - - 
Equilíbrio 0,035 - x - x x 
Porém: pH = 11,33  pOH = 14 – pH = 2,67  pOH = -log[OH-] 
[OH-] = 10-2,67  2,138 x 10-3 mol/L  [OH-] = [C10H15ONH
+] 
[C10H15ON] = 3,286 x 10
-2 mol/L 
 
[ 
 ] [ ]
[ ]
 
16.71. (a) Dado Ka para o ácido acético é 1,8 x 10
-5 e que Ka para o ácido hipocloroso é 
3,0 x 10-8, qual é o ácido mais forte? (b) Qual é a base mais forte, o íon acetato ou íon 
hipoclorito? (c) Calcule os valores de Kb para o C2H3O2
- e para ClO-. 
HAc(aq) ⇌ H+(aq) + Ac-(aq) Ka = 1,8 x 10
-5 
HClO(aq) ⇌ H+(aq) + ClO-(aq) Ka = 3,0 x 10
-8 
O ácido mais forte é o que possui o mais alto valor de Ka, logo é o ácido acético. 
Para achar a base mais forte, Ka . Kb = Kw 
Ac-(aq) + H2O(l) ⇌ HAc(aq) + OH
-(aq) Kb  5,56 x 10
-10 
ClO-(aq) + H2O(l) ⇌ HClO(aq) + OH
-(aq) Kb  3,33 x 10
-7 
Assim, ClO- é a base mais forte. 
16.73. Calcule [OH-] e o pH para cada uma das seguintes soluções: 
(a) 0,10 mol/L de NaCN 
CN-(aq) + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH
-(aq) Kb = 10
-14 / (4,9 x 10-10)  2,04 x 10-5 
Kb = x
2/ (0,10 - x)  x = [OH-]  1,418 x 10-3 mol/L 
pOH  2,85  pH  11,15 
(b) 0,080 mol/L de Na2CO3 
CO3
2-(aq) + H2O(l) ⇌ HCO3
-(aq) + OH-(aq) Kb = Kw/Ka2 = 10
-14/(5,6 x 10-11)  1,786 x 10-4 
Kb = x
2 / (0,080 – x)  x = [OH-]  3,691 x 10-3 mol/L 
pOH  2,43  pH  11,57 
(c) 0,10 mol/L de NaNO2 e 0,20 mol/L de Ca(NO2)2 
NO2(aq) + H2O(l) ⇌ HNO2(aq) + OH
-(aq) Kb = 10
-14/(4,5 x 10-4)  2,22 x 10-11 
[NO2
-] = (0,10 mol/L x 1 L + 0,20 mol x 2 x 1 L)/(1 L + 1 L) = 0,25 mol/L 
Kb = x
2 / (0,25 – x)  x = [OH-]  2,357 x 10-6 mol/L 
pOH  5,63  pH  8,37 
16.79. O ácido sórbico (HC6H7O2) é um ácido monoprótico fraco com Ka = 1,7 x 10
-5. 
Seu sal (sorbato de potássio) é adicionado ao queijo para inibir a formação de mofo. 
Qual o pH de uma solução que contém 11,25 g de sorbato de potássio em 1,75 L de 
solução? 
C6H7O2
-(aq) + H2O(l) ⇌ HC6H7O2(aq) + OH
-(aq) Kb = 10
-14/(1,7 x 10-5)  5,88 x 10-10 
M = m / (Mol x V)  M = 11,25 g / (150,22 g/mol x 1,75 L)  4,279 x 10-2 mol/L 
Kb = x
2 / (4,279 x 10-2 – x)  x = [OH-]  5,017 x 10-6 mol/L 
Assim: pOH  5,3  pH  8,7 
16.80. O fosfato trissódio (Na3PO4) está disponível em lojas como TSP e é usado como 
um agente de limpeza. O rótulo em uma caixa de TSP adverte que a substância é muito 
básica (cáustica ou alcalina). Qual é o pH de uma solução que contém 50,0 g de TSP em 
um litro de solução? 
M = m / (Mol x V)  M = 50,0 g / (163,94 g/mol x 1 L)  0,305 mol/L 
PO4
3-(aq) + H2O(l) ⇌ HPO4
2-(aq) + OH-(aq) Kb = 10
-14/(4,2 x 10-13)  2,38 x 10-2 
Kb = x
2 / (0,305 – x) x = [OH-]  4,279 x 10-2 mol/L 
pOH  1,37  pH  12,63 
16.98. Qual é o pH de uma solução 2,5 x 10-9 mol/L de NaOH? 
Nestas condições é preciso considerar a auto-ionização da água: 
[OH-] = 10-7 mol/L + 2,5 x 10-9 mol/L = 1,025 x 10-7 mol/L 
pOH = - log[OH-] = 6,989  pH  7,011 
16.104. Muitas moléculas orgânicas razoavelmente grandes contendo átomos de 
nitrogênio básicos não são muito solúveis em água como moléculas neutras, mas elas 
normalmente são muito solúveis como seus sais ácidos. Supondo que o pH do 
estômago é 2,5, indique se cada um dos seguintes compostos estaria presente no 
estômago como uma base neutra ou na forma protonada: nicotina, Kb = 7 x 10
-7; 
cafeína, Kb = 4 x 10
-14; estricnina, Kb = 1 x 10
-6; quinina, Kb = 1,1 x 10
-6 
B(aq) + H2O(l) ⇌ BH
+(aq) + OH-(aq) Kb 
2 H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + OH-(aq) Kw 
BH+(aq) + H2O(l) ⇌ B(aq) + H3O
+(aq) Ka = Kw / Kb 
 
 
 
[ ]
[ ]
 
Logo: (a) nicotina: [B]/[BH+]  4,518 x 10-6, predomina forma [BH+] 
(b) cafeína: [B]/[BH+]  79,06, predomina forma [B] 
 
 
(c) estricnina: [B]/[BH+]  3,162 x 10-6, predomina forma [BH+] 
 
 
(d) quinina: [B]/[BH+]  2,875 x 10-6, predomina forma [BH+] 
 
 
16.105. O aminoácido glicina (H2N-CH2-COOH) pode participar nos seguintes 
equilíbrios em água: 
H2N-CH2-COOH + H2O ⇌ H2N-CH2-COO
- + H3O
+ Ka = 4,3 x 10
-3 
H2N-CH2-COOH + H2O ⇌ 
+H3N-CH2-COOH + OH
- Kb = 6,0 x 10
-5 
(a) Use os valores de Ka e Kb para estimar a constante de equilíbrio para a 
transferência de próton intramolecular para a forma zwitterion: 
H2N-CH2-COOH ⇌ 
+H3N-CH2-COO
- 
Quais suposições você precisou fazer? 
Somando I e II: 
2 H2N-CH2-COOH ⇌ H2N-CH2-COO
- + +H3N-CH2-COOH Keq = Ka x Kb 
Dividindo por 2: 
 H2N-CH2-COOH ⇌ 
+H3N-CH2-COO
- Keq = (Ka x Kb)
1/2  5,08 x 10-4 
Suposição: +H3N-CH2-COO
- é uma combinação de 50-50% das formas H2N-CH2-COO
- e 
+H3N-CH2-COOH 
(b) Qual é o pH de uma solução aquosa de 0,050 mol/L de glicina? 
Ka = x
2 / (0,050 – x)  [H+]  1,267 x 10-2 mol/L 
Kb = y
2 / (0,050 – y)  [OH-]  1,702 x 10-3 mol/L 
Assim: [H+]  1,097 x 10-2 mol/L, pH  1,96 
 
(c) Qual seria a forma predominante da glicina em uma solução de pH 13? E com 
pH 1? 
pH = 13  +H3N-CH2-COOH 
pH = 1  H2N-CH2-COO
- 
16.106. A estrutura de Lewis do ácido acético é mostrada na tabela. A substituição 
dos átomos de hidrogênio por átomos de cloro provoca um aumento na acidez, 
como segue: 
Ácido Fórmula Ka 
Acético CH3COOH 1,8 x 10
-5 
Cloroacético CH2ClCOOH 1,4 x 10
-3 
Dicloroacético CHCl2COOH 3,3 x 10
-2 
Tricloroacético CCl3COOH 2 x 10
-1 
Usando as estruturas de Lewis como a base de sua discussão, explique a tendência 
observada na acidez da série. Calcule o pH de uma solução 0,010 mol/L de cada 
ácido. 
A força ácida dos ácidos carboxílicos aumenta à medida que o número de átomos 
eletronegativos no ácido aumenta. As estruturas dos ácidos citados na tabela são 
representadas abaixo: 
 
 
 
 
 
A substituição progressiva dos átomos de hidrogênio do grupamento –CH3 por átomos de Cl 
(mais eletronegativos) conduz a um aumento da força ácida, conforme os valores de Ka 
apresentados. 
Para o cálculo do pH: 
Ka = x
2 / (0,010 – x) 
Acético CH3COOH 1,8 x 10
-5 x1  4,154 x 10
-4 mol/L  pH  3,38 
Cloroacético CH2ClCOOH 1,4 x 10
-3 x2  3,107 x 10
-3 mol/L pH  2,51 
Dicloroacético CHCl2COOH 3,3 x 10
-2 x3  8,041x 10
-3 mol/L  pH  2,09 
Tricloroacético CCl3COOH 2 x 10
-1 x4  9,545 x 10
-3 mol/L pH  2,02 
 
16.108. O volume do estômago de um adulto varia de aproximadamente 50 mL quando vazio a 
1 L quando cheio. Se o volume do estômago for 400 mL e seu conteúdo tiver pH igual a 2,00, 
qual a quantidade de matéria de H+ que ele contém? Supondo que todo H+ seja oriundo de 
HCl, quantos gramas de hidrogenocarbonato de sódio são necessários para neutralizar 
totalmente o ácido do estômago? 
pH = - log[H+] [H+] = 10-2 mol/L = [HCl] 
M = n / V  10-2 mol/L = n / 0,4 L  n = 0,004 mol de HCl 
HCl(aq) + NaHCO3(s)  NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l) 
36,46094 g/mol  84,007 g/mol 
OH
O
Cl
OH
O
Cl
Cl OH
O
Cl
Cl
Cl
CH3
OH
O
0,004 mol x 36,46094 g/mol   
  0,3360 g ou 336 mg (aproximadamente) 
 
 
 
 
Capítulo 17 – Material didático, pg.645 
17.2. (a) Considere o equilíbrio B(aq) + H2O(aq) ⇌ HB
+(aq) + OH-(aq). Usando o 
princípio de Le Châtelier, explique o efeito da presença de um sal de HB+ na ionização 
de B. (b) Dê um exemplo de sal que pode diminuir a ionização de NH3 em solução. 
(a) A adição de um sal HB+, após a dissociação completa, aumenta a concentração de 
íons HB+ (íon comum, produto). Pelo princípio de Le Châtelier, o equilíbrio é deslocado 
para a esquerda, ou seja, a ionização de B é diminuída. 
(b) Sal NH4Cl 
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4
+(aq) + OH-(aq) 
NH4Cl(s)  NH4
+(aq) + Cl-(aq) 
17.3. O pH aumenta, diminui ou permanece o mesmo quando cada um dos seguintes 
itens é adicionado? 
(a) NaNO2 à solução de HNO2 
NaNO2(s)  Na
+(aq) + NO2
-(aq) 
HNO2(aq) ⇌ H
+(aq) + NO2
-(aq) 
[NO2
-] ⇧, equilíbrio p/esquerda, menor ionização do ácido, pH ⇧ 
(b) (CH3NH3)Cl à solução de CH3NH2 
(CH3NH3)Cl(s)  CH3NH3
+(aq) + Cl-(aq) 
CH3NH2(aq) + H2O(l) ⇌ CH3NH3
+(aq) + OH-(aq) 
[CH3NH3
+] ⇧, equilíbrio para esquerda, menor ionização da base, pH ⇩ 
(c) Formiato de sódio à solução de ácido fórmico 
NaCOOH(s)  Na+(aq) + HCOO-(aq) 
HCOOH(aq) ⇌ H+(aq) + HCOO-(aq) 
[HCOO-] ⇧, equilíbrio para a esquerda, menor ionização do ácido, pH ⇧ 
(d) brometo de potássio à solução de ácido bromídrico 
KBr(s)  K+(aq) + Br-(aq) 
HBr(aq)  H+(aq) + Br-(aq) 
O ácido bromídrico é um ácido forte, 100% ionizado. Assim, a adição de KBr não irá 
afetar o pH 
(e) HCl à solução de NaC2H3O2 
HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq) 
NaC2H3O2(s)  Na
+(aq) + C2H3O2
-(aq) 
C2H3O2
-(aq) + H2O(l) ⇌ HC2H3O2(aq) + OH
-(aq) 
O acetato de sódio é um sal de hidólise básica. A adição de um ácido forte como HCl irá 
consumir o OH- gerado. Em termos de deslocamento, o equilíbrio será deslocado para 
a direita favorecendo ao aumento da extensão de hidrólise do sal. O pH será 
dependente da quantidade de HCl adicionado, de qualquer forma, pH ⇩. 
17.5. Usando a informação do Apêndice D, calcule o pH e a concentração de íon 
propionato , [C3H5O2
-], de uma solução de 0,060 mol/L de propionato de potássio 
(KC3H5O2) e 0,085 mol/L de ácido propiônico (HC3H5O2). Dado: Ka = 1,3 x 10
-5 
 HC3H5O2(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + C3H5O2
-(aq) 
In. 0,085 - - 0,060 
Eq. 0,085 – x - x 0,060 + x 
 
[ 
 ] [ 
 ]
[ ]
 
 ( )
( )
 
x  1,8407 x 10-5 mol/L 
Logo: [C3H5O2
-]  0,060 mol/L, pH  4,74 
17.6. Usando a informação do apêndice D, calcule o pH e a concentração do íon 
trimetilamônio de uma solução de 0,075 mol/L de trimetilamina [(CH3)3N], e de 0,10 
mol/L de cloreto de trimetilamônio [(CH3)3NHCl]. Dado: pKb = 4,13 
(CH3)3NHCl(s)  (CH3)3NH
+(aq) + Cl-(aq) 
 (CH3)3N(aq) + H2O(l) ⇌ (CH3)3NH
+(aq) + OH-(aq) 
In. 0,075 - 0,10 - 
Eq. 0,075 – x - 0,10 + x x 
 
( ) 
 
 Simplificando: x  5,56 x 10-5 mol/L 
[(CH3)3NH
+]  0,10 mol/L; pOH  4,25, assim: pH = 9,75 
17.8. Calcule o pH dos seguintes itens: 
(a) uma solução preparada pela combinação de 50,0 mL de 0,15 mol/L ácido acético e 
50,0 mL de 0,20 mol/L de acetato de sódio (Ka = 1,8 x 10
-5) 
NaAc(s)  Na+(aq) + Ac-(aq) 
HAc(aq) ⇌ H+(aq) + Ac-(aq) 
[HAc] = (50,0 mL x 0,15 mol/L) / (50,0 mL + 50,0 mL) = 0,075 mol/L 
[Ac-] = (50,0 mL x 0,20 mol/L) / (50,0 mL + 50,0 mL) = 0,1 mol/L 
 
 ( )
( )
  
pH  4,87 
(b) uma solução preparada pela combinação de 125 mL de 0,050 mol/L de ácido 
fluorídrico com 50,0 mL de 0,20 mol/L de fluoreto de sódio (pKa = 3,45) 
[HF] = (125,0 mL x 0,050 mol/L) / (125,0 mL + 50,0 mL)  0,0357 mol/L 
[F-] = (50,0 mL x 0,20 mol/L) / (125,0 mL + 50,0 mL)  0,057 mol/L 
 
 ( )
( )
  2,2 x 10-4 mol/L 
pH  3,66 
17.9. (a) Calcule a percentagem de ionização de 0,0075 mol/L de ácido butanoico (Ka = 
1,5 x 10-5) 
 HBt(aq) ⇌ H+(aq) + Bt-(aq) 
In c - - 
Eq c - c c c 
 
 
 
 
 
 ( )
 
 
 
 
Logo: 
 
 
 
(c) Calcule a percentagem de ionização de 0,0075 mol/L de ácido butanoico em 
uma solução contendo 0,085 mol/L de butanoato de sódio. 
 NaBt(s)  Na+(aq) + Bt-(aq) 
 HBt(aq) ⇌ H+(aq) + Bt-(aq) 
In c - s 
Eq c - c c s + c 
 
 ( )
 
 
 ( )
 ( )
 
 ( )
 
 
Logo: 
 ( )
 
 
A presença do sal diminui em, aproximadamente, 248 vezes a ionização original do 
ácido!!! 
17.11. Explique por que uma mistura de HC2H3O2 e NaC2H3O2 pode agir como tampão 
enquanto uma mistura de HCl e NaCl não. 
Um tipo particularmente importante de mistura ácido-base é a de um par 
ácido-base conjugado fraco. Tais misturas funcionam como soluções-tampão 
(tampões). A adição de pequenas quantidades de um ácido forte ou de uma base forte 
à solução-tampão provoca tão somente pequenas variações no pH porque o tampão 
reage com o ácido ou a base adicionada. 
NaC2H3O2(s)  Na
+(aq) + C2H3O2
-(aq) 
HC2H3O2(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + C2H3O2
-(aq) 
Adição de ácido: C2H3O2
-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ HC2H3O2(aq) + H2O(l) 
Adição de base: OH-(aq) + HC2H3O2(aq) ⇌ H2O(l) + C2H3O2
-(aq) 
 
HCl(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) + Cl-(aq) 
NaCl(aq)  Na+(aq) + Cl-(aq) 
Adição de ácido: não há no meio uma espécie que possa “neutralizar” a ação. Logo, 
não funciona a ideia de tampão. 
17.12. Explique por que uma mistura de HCl e NaF pode agir como tampão enquanto 
uma mistura de HF e NaCl não. 
Um tipo particularmente importante de mistura ácido-base é a de um par 
ácido-base conjugado fraco. Tais misturas funcionam como soluções-tampão 
(tampões). A adição de pequenas quantidades de um ácido forte ou de uma base forte 
à solução-tampão provoca tão somente pequenas variações no pH porque o tampão 
reage com o ácido ou a base adicionada. 
 
NaF(s)  Na+(aq) + F-(aq) 
HCl(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) + Cl-(aq) 
Adição de ácido: F-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ HF(aq) + H2O(l) 
Adição de base: OH-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ 2 H2O(l) 
HF(aq) ⇌ H+(aq) + F-(aq) 
NaCl(aq)  Na+(aq) + Cl-(aq) 
Adição de base: não há no meio uma espécie que possa “neutralizar” a ação. Logo, não 
funciona a ideia de tampão. 
17.13. 
(a) Calcule o pH de um tampão de 0,12 mol/L de ácido lático e 0,11 mol/L de lactato de 
sódio. pKa = 3,85 
pH = pKa + log{[sal]/[ácido]} 
pH = 3,85 + log{0,11/0,12} pH  3,81 
(b) Calcule o pH deum tampão formado pela mistura de 85 mL de 0,13 mol/L de ácido 
lático com 95 mL de 0,15 mol/L de lactato de sódio. 
[ácido] = (85 mL x 0,13 mol/L) / (85 mL + 95 mL) = 6,139 x 10-2 mol/L 
[base] = (95 mL x 0,15 mol/L) / (95 mL + 85 mL) = 7,917 x 10-2 mol/L 
pH = pKa + log{[base]/[ácido]} 
pH = 3,85 + log{7,917 x 10-2 / 6,139 x 10-2} pH  3,96 
17.15. Um tampão é preparado pela adição de 20,0 g de ácido acético (HAc) e 20,0 g 
de acetato de sódio (NaAc) em água suficiente para formar 2,00 L de solução. (a) 
Determine o pH do tampão. (b) Escreva a equação iônica completa para a reação que 
ocorre quando algumas gotas de ácido clorídrico são adicionadas ao tampão. (c) 
Escreva a equação iônica completa para a reação que ocorre quando algumas gotas de 
hidróxido de sódio são adicionadas ao tampão. 
Dados: pKa = 4,75; Massa molar: HAc = 60,04 g/mol; NaAc = 82,03 g/mol 
 
(
 
 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ )
 
 
 
(b) H3O
+(aq) + Ac-(aq) ⇌ HAc(aq) + H2O(l) 
(c) OH-(aq) + HAc ⇌ H2O(l) + Ac
-(aq) 
17.16. Um tampão é preparado pela adição de 5,0 g de amônia (NH3) e 20,0 g de 
cloreto de amônio (NH4Cl) em água suficiente para formar 2,50 L de solução. (a) Qual é 
o pH desse tampão? (b) Escreva a equação iônica completa para a reação que ocorre 
quando algumas gotas de ácido nítrico são adicionadas ao tampão. (c) Escreva a 
equação iônica completa para a reação que ocorre quando algumas gotas de hidróxido 
de potássio são adicionadas ao tampão. 
Dados: pKb = 4,75; Massa molar: NH3 = 17,0 g/mol; NH4Cl = 53,5 g/mol 
 Dedução de fórmula: 
BHX(s)  BH+(aq) + X-(aq) 
B(aq) + H2O(l) ⇌ BH
+(aq) + OH-(aq) 
 
[ ] [ ]
[ ]
 [ ] 
[ ]
[ ]
 [
[ ]
[ ]
 ] 
 (
[ ]
[ ]
) (
[ ]
[ ]
) 
pH = 14 – pOH  (
[ ]
[ ]
) (
[ ]
[ ]
) 
Assim: 
 
(
 
 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ )
 
 
 
(b) H3O
+(aq) + NH3(aq) ⇌ NH4
+(aq) + H2O(l) 
(c) OH-(aq) + NH4
+(aq) ⇌ H2O(aq) + NH3(aq) 
17.17. Qual é a quantidade de matéria de hipobromito de sódio (NaBrO) deve ser 
adicionada a 1,00 L de 0,050 mol/L de ácido hipobromoso para formar um tampão de 
pH = 9,15? Suponha que não ocorre variação de volume quando NaBrO for adicionado. 
Dado: pKa = 8,69; MM (NaBrO) = 112,911 g/moL 
 9,15 (
[ ]
 
) [ ] ⁄ 
M = n / V(L)  n  0,144 mol de NaBrO ou 16,26 g 
 17.19. Uma solução tampão contém 0,10 mol de ácido acético e 0,13 mol de acetato 
de sódio em 1,00 L de solução. (a) qual é o pH desse tampão? (b) qual é o pH do 
tampão após a adição de 0,02 mol de KOH? (c) qual é o pH do tampão após a adição de 
0,02 mol de HNO3? Dado: pKa = 4,75 
 
(
 
 
 
 ⁄
 
 ⁄
)
 
 
 
Tampão ácido: HAc / Ac- 
Adição de base forte: OH- + HAc ⇌ H2O + Ac
- 
HAc = 0,10 mol – 0,02 mol = 0,08 mol 
Ac- = 0,13 mol + 0,02 mol = 0,15 mol 
 
(
 
 
 
 ⁄
 
 ⁄
)
 
 
 
Adição de ácido forte: H+ + Ac- ⇌ HAc 
HAc = 0,10 mol + 0,02 mol = 0,12 mol 
Ac- = 0,13 mol – 0,02 mol = 0,11 mol 
 
(
 
 
 
 ⁄
 
 ⁄
)
 
 
 
17.20. Uma solução tampão contém 0,12 mol de ácido propiônico (HC3H5O2) e 0,10 
mol de propionato de sódio (NaC3H5O2) em 1,50 L de solução. (a) qual é o pH desse 
tampão? (b) qual é o pH do tampão após a adição de 0,01 mol de NaOH? (c) qual é o 
pH do tampão após a adição de 0,01 de HI? Ka = 1,3 x 10
-5 
 ( ) 
(
 
 
 
 ⁄
 
 ⁄
)
 
 
 
Tampão ácido: HPr / Pr- 
Adição de base forte: OH- + HPr ⇌ H2O + Pr
- 
HPr = 0,12 mol – 0,01 mol = 0,11 mol 
Pr- = 0,10 mol + 0,01 mol = 0,11 mol 
 ( ) 
(
 
 
 
 ⁄
 
 ⁄
)
 
 
 
Adição de ácido forte: H+ + Pr- ⇌ HPr 
HPr = 0,12 mol + 0,01 mol = 0,13 mol 
Pr- = 0,10 mol – 0,01 mol = 0,09 mol 
 ( ) 
(
 
 
 
 ⁄
 
 ⁄
)
 
 
 
17.22. Um tampão consistindo de H2PO4
- e HPO4
2-, ajuda a controlar o pH de fluidos 
fisiológicos. Muitos refrigerantes carbonatados também usam esse sistema tampão. 
Qual é o pH de um refrigerante no qual os principais ingredientes do tampão são 6,5 g 
de NaH2PO4 e 8,0 g de Na2HPO4 por 335 mL de solução. 
NaH2PO4 = 119,98 g/mol 
Na2HPO4 = 141,96 g/mol 
H2PO4
- + H2O ⇌ HPO4
2- + H3O
+ pKa = 7,1 
 
(
 
 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ )
 
 
 
17.26. Suponha que 30,0 mL de uma solução de 0,10 mol/L de uma base fraca B que 
aceita um próton são titulados com uma solução de 0,10 mol/L de um ácido 
monoprótico forte HX. (a) Qual a quantidade de matéria de HX que foi adicionada até 
o ponto de equivalência? (b) Qual é a forma predominante de B no ponto de 
equivalência? (c) Qual é o fator que determina o pH do ponto de equivalência? (b) 
Qual o indicador, fenolftaleína ou vermelho de metila, apresenta maior probabilidade 
de ser a melhor escolha para essa titulação? 
B(aq) + H2O(l) ⇌ BH
+(aq) + OH-(aq) base fraca 
HX(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) + X-(aq) ácido forte 
H3O
+(aq) + B(aq) ⇌ BH+(aq) + H2O(l) reação de neutralização 
Logo, a forma predominante no ponto de equivalência é BH+(aq) 
No ponto de equivalência: 
MaVa = MbVb Va = 0,10 mol/L x 30,0 mL / 0,10 mol/L = 30 mL 
Assim: Ma = na / Va na = 0,10 mol/L x 0,03 L = 0,003 moL de HX gastos 
No ponto de equivalência prevalece a espécie BH+(aq), a qual sofrerá hidrólise: 
BH+(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + B(aq) 
Assim, o pH será ácido no ponto de equivalência dessa titulação – melhor escolha: 
vermelho de metila (4,4-6,2, faixa de viragem). 
17.27. Quantos mililitros de 0,0850 mol/L de NaOH são necessários para titular cada 
uma das seguintes soluções até o ponto de equivalência: (a) 40,0 mL de 0,0900 mol/L 
de HNO3; (b) 35,0 mL de 0,0720 mol/L de HBr; (c) 50,0 mL de uma solução que contém 
1,85 g de HCl por litro? 
(a) MbVb = MaVa  Vb = {0,0900 mol/L x 40,0 mL} / {0,0850 mol/L} = 42,35 mL 
(b) MbVb = MaVa  Vb = {0,0720 mol/L x 35,0 mL} / {0,0850 mol/L} = 26,65 mL 
(c) MbVb = CaVa / MMa  Vb = {1,85 g/L x 50,0 mL / 36,5 g/mol} / {0,0850 mol/L} = 
29,81 mL 
C(g/L) = M . MM  MM = 36,5 g/moL 
17.29. Uma amostra de 20,0 mL de uma solução de 0,200 mol/L de HBr é titulada com 
uma solução de 0,200 mol/L de NaOH. Calcule o pH da solução depois que os seguintes 
volumes de base forem adicionados: (a) 15,0 mL; (b) 19,9 mL; (c) 20,0 mL; (d) 20,1 mL; 
(e) 35,0 mL 
HBr(aq) + NaOH(aq)  H2O(l) + NaBr(aq) 
Titulação ácido forte com base forte: 
Quantidade de ácido no meio: [HBr] = 
 
 
 
Logo: (
 
 
) 
(a) pH  1,54 
(b) pH  3,30 
(c) Ponto de equivalência: MaVa = MbVb pH = 7,00 
(d) Tenho agora, base em excesso: 
 (
 
 
* 
pOH  3,30  pH = 10,70 
(e) pOH  1,26  pH = 12,74 
17.30. Uma amostra de 0,200 mol/L de 30,0 mL de KOH é titulada com uma solução de 
0,150 mol/L de HClO4. Calcule o pH da solução depois que os seguintes volumes de 
ácido foram adicionados: (a) 30,0 mL; (b) 39,5 mL; (c) 39,9 mL; (d) 40,0 mL; (e) 40,1 mL 
KOH(aq) + HClO4(aq)  H2O(l) + KClO4(aq) 
Titulação base forte com ácido forte: 
Quantidade de base no meio: [KOH] = 
 
 
 
Logo: (
 
 
) 
(a) pOH  1,60  pH = 12,40(b) pOH  2,97  pH = 11,03 
(c) pOH  3,67  pH = 10,33 
(d) Ponto de equivalência: MaVa = MbVb pH = 7,00 
(e) Tenho agora, ácido em excesso: 
 (
 
 
* 
pH  3,67 
17.31. Uma amostra de 35,0 mL de ácido acético 0,150 mol/L é titulada com uma 
solução de 0,150 mol/L de NaOH. Calcule o pH da solução após a adição dos seguintes 
volumes de base: (a) 0 mL; (b) 17,5 mL; (c) 34,5 mL; (d) 35,0 mL; (e) 35,5 mL; (f) 50,0 
mL 
HAc(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + Ac-(aq) Ka = 1,8 x 10
-5 
NaOH(s)  Na+(aq) + OH-(aq) 
HAc(aq) + OH-(aq) ⇌ H2O(l) + Ac
-(aq) 
(a) Apenas o ácido fraco ioniza: 
 
 
 
 
x  1,643 x 10-3 mol/L; pH  2,78 
Fórmula geral: (√ ) 
(b) Adição 17,5 mL de base; ainda tenho ácido em excesso: 
Número de mmols de base: 17,5 mL x 0,150 mol/L = 2,625 mmol 
Número de mmols de ácido: 35,0 mL x 0,150 mol/L = 5,25 mmol 
[HAc] = {5,25 mmol – 2,625 mmol} / (17,5 mL + 35,0 mL) = 0,05 mol/L 
[Ac-] = 2,625 mmol / (17,5 mL + 35,0 mL) = 0,05 mol/L 
HAc(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + Ac-(aq) Ka = 1,8 x 10
-5 
 
[ 
 ] [ ]
[ ]
 
 
 
x = 1,8 x 10-5 mol/L, pH  4,74 
Fórmula geral: 
 { (
 
 
 *} 
(c) Adição de 34,5 mL de base; ainda tenho ácido em excesso: 
Número de mmols de base: 34,5 mL x 0,150 mol/L = 5,175 mmol 
Número de mmols de ácido: 35,0 mL x 0,150 mol/L = 5,25 mmol 
[HAc] = {5,25 mmol – 5,175 mmol} / (34,5 mL + 35,0 mL) = 1,079 x 10-3 mol/L 
[Ac-] = 5,175 mmol / (34,5 mL + 35,0 mL) = 7,446 x 10-2 mol/L 
HAc(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + Ac-(aq) Ka = 1,8 x 10
-5 
 
[ 
 ] [ ]
[ ]
 
 
 
x = 2,608 x 10-7 mol/L, pH  6,58 
(d) Adição de 35,0 mL de base; agora tenho o ponto de equivalência. Apenas a 
espécie Ac- que sofre hidrólise. 
 
 
 
 
 
 
 
[ ] [ ]
[ ]
 
 
 
 
H2O(l) + Ac
-(aq) ⇌ HAc(aq) + OH-(aq) 
[Ac-] = 
 ⁄ 
 
 = 0,075 mol/L 
Simplificando: x  6,455 x 10-6 mol/L  pOH  5,19  pH  8,81 
Fórmula geral: 
 (√
 
 
 
 
 
) 
(e) Após o ponto de equivalência, há base em excesso: 
[base] = (35,5 mL x 0,150 mol/L – 35,0 mL x 0,150 mol/L) / (35,5 mL + 35,0 mL) = 1,26 x 
10-2 mol/L 
pOH  2,97  pH = 11,03 
(f) Após o ponto de equivalência, há base em excesso: 
Fórmula geral: 
 (
 
 
* 
pH  12,42 
17.32. Considere a titulação de 30,0 mL de 0,030 mol/L de NH3 com 0,025 mol/L de 
HCl. Calcule o pH da solução depois que os seguintes volumes de titulante forem 
adicionados: (a) 0 mL; (b) 10,0 mL; (c) 20,0 mL; (d) 35,0 mL; (e) 36,0 mL; (f) 37,0 mL 
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4
+(aq) + OH-(aq) Kb = 1,8 x 10
-5 
HCl (aq) + H2O(aq)  H3O
+(aq) + Cl-(aq) 
Titulação base fraca com ácido forte 
NH3(aq) + H3O
+(aq) ⇌ NH4
+(aq) + H2O(l) 
(a) Apenas a base fraca dissocia: 
 
[ 
 ][ ]
[ ]
 
 
 
 
 
pOH  3,13 ; pH  10,87 
Fórmula geral: 
 (√ ) 
 
(b) Adição de 10,0 mL de HCl 
[HCl] = 0,025 mol/L x 10,0 mL / (10,0 mL + 30,0 mL) = 0,00625 mol/L 
[NH3] = 0,030 mol/L x 30,0 mL / (10,0 mL + 30,0 mL) = 0,0225 mol/L 
[NH3] restante = 0,0225 mol/L – 0,00625 mol/L = 0,01625 mol/L 
[NH4
+] = 0,00625 mol/L 
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4
+(aq) + OH-(aq) 
 
[ 
 ][ ]
[ ]
 
 
 
 
x  4,68 x 10-5 mol/L pOH  4,33  pH = 9,67 
Fórmula geral: 
 { (
 
 
 *} 
(c) 20,0 mL de HCl 
Usando a fórmula geral: pH  9,16 
 
(d) 35,0 mL de HCl 
Usando a fórmula geral: pH  7,71 
 
(e) 36,0 mL de HCl 
Ponto de equivalência alcançado: MaVa = MbVb 
Agora há hidrólise: 
NH4
+(aq) + H2O(l) ⇌ NH3(aq) + H3O
+(aq) 
 
 
 
 
 
 
 
[ ] [ 
 ]
[ 
 ]
 
 
 
 
 
[NH4
+] = 30,0 mL x 0,030 mol/L / (30,0 mL + 36,0 mL) = 1,36 x 10-2 mol/L 
x  2,75 x 10-6 mol/L pH  5,56 
Fórmula geral: 
 (√
 
 
 
 
 
) 
(f) 37,0 mL de HCl 
Após o ponto de equivalência prevalece no meio o ácido forte 
[HCl] = {37,0 mL x 0,025 mol/L – 30,0 mL x 0,030 mol/L} / {37,0 mL + 30,0 mL} 
[HCl] = 3,73 x 10-4 mol/L 
pH  3,43 
 (
 
 
* 
17.33. Calcule o pH no ponto de equivalência para titular soluções de 0,200 mol/L de 
cada uma das seguintes bases com 0,100 mol/L de HBr: (a) hidróxido de sódio (NaOH); 
(b) hidroxilamina (NH2OH); (c) anilina (C6H5NH2). 
(a) NaOH(aq) + HBr(aq)  H2O(l) + NaBr(aq) 
Tiulação ácido-base ambos fortes – pH = 7,0 no PE 
(b) HBr(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) + Br-(aq) 
NH2OH(aq) + H2O(l) ⇌ NH2OH2
+(aq) + OH-(aq) 
No PE, hidrólise do sal formado: NH2OH2
+(aq) + H2O(aq) ⇌ NH2OH(aq) + H3O
+(aq) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
  
MaVa = MbVb 0,100 mol/L x Va = 0,200 mol/L x Vb Va = 2Vb 
[NH2OH2
+] = 0,200 mol/L x Vb / (Va + Vb) = 0,0667 mol/L 
Logo: pH = 3,72 
(c) C6H5NH2(aq) + H2O(aq) ⇌ C6H5NH3
+(aq) + OH-(aq) 
HBr(aq) + H2O(l)  H3O
+(aq) + Br-(aq) 
No PE, hidrólise do sal formado: C6H5NH3
+(aq) + H2O(aq) ⇌ C6H5NH2(aq) + H3O
+(aq) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
  
MaVa = MbVb 0,100 mol/L x Va = 0,200 mol/L x Vb Va = 2Vb 
[NH2OH2
+] = 0,200 mol/L x Vb / (Va + Vb) = 0,0667 mol/L 
Logo: pH = 2,89 
17.37. (a) Se a solubilidade molar do CaF2 a 35C é 1,24 x 10
-3 mol/L, qual é o Kps a essa 
temperatura? (b) Encontra-se que 1,1 x 10-2 g de SrF2 dissolve-se por 100 mL de 
solução aquosa a 25C. Calcule o produto de solubilidade para SrF2. (c) O Kps de 
Ba(IO3)2 a 25C é 6,0 x 10
-10. Qual é a solubilidade do Ba(IO3)2? 
(a) CaF2(s) ⇌ Ca
2+(aq) + 2 F-(aq) 
Kps = [Ca
2+].[F-]2 Kps = [1,24 x 10
-3] . [2 x 1,24 x 10-3]2  7,626 x 10-9 pKPS  8,12 
(b) SrF2(s) ⇌ Sr
2+(aq) + 2 F-(aq) 
Kps = [Sr
2+].[F-]2 
C(g/L) = M(mol/L) . MM (1,1 x 10-2 g) / 0,1 L = M x 125,62 g/mol 
M  8,757 x 10-4 mol/L 
Kps = [M].[2M]
2  2,686 x 10-9 pKPS  8,57 
(c) Ba(IO3)2(s) ⇌ Ba
2+(aq) + 2 IO3
-(aq) 
Kps = [Ba
2+].[IO3
-]2 Kps = [x].[2x]
2 Kps = 4x
3 
6,0 x 10-10 = 4x3  x  5,313 x 10-4 mol/L ou (MM = 487,1323 g/mol)  0,26 g/L 
17.38. (a) a solubilidade molar do PbBr2 a 25C é 1,0 x 10
-12 mol/L. Calcule Kps. (b) Se 
0,0490 g de AgIO3 se dissolve por litro de solução, calcule a constante do produto de 
solubilidade. (c) Usando o valor apropriado do Kps, calcule a solubilidade do Cu(OH)2 
em gramas por litro de solução. 
(a) PbBr2(s) ⇌ Pb
2+(aq) + 2 Br-(aq) 
Kps = [Pb
2+].[Br-]2  Kps = 4x
3  Kps = 4,0 x 10
-36 ou pKPS  35,4 
(b) C(g/L) = M(mol/L) x MM 0,0490 g/L = M(mol/L) x 282,77087 g/mol 
M  1,733 x 10-4 mol/L 
AgIO3(s) ⇌ Ag
+(aq) + IO3
-(aq) 
Kps = x
2  Kps  3,00 x 10
-8 ou pKps  7,52 
(c) Cu(OH)2(s) ⇌ Cu
2+(aq) + 2 OH-(aq) 
Kps = [Cu
2+].[OH-]2 
O valor de Kps é extremamente baixo. A contribuição de [OH
-] provém 
essencialmente da auto-ionização da água. Logo, [OH-] = 10-7 mol/L 
[Cu2+] = Kps / [OH
-]2 [Cu2+] = 2,2 x 10-20 / [10-7]2 [Cu2+] = 2,2 x 10-6 mol/L 
C(g/L) = M(mol/l) x MM = 2,2 x 10-6 mol/L 
2,2 x 10-6 mol/L x 63,546 g/mol  1,398 x 10-4 g/L ou 139,8 g/L 
Obs: detalhes desse problema em análise quantitativa  
17.39. 1,00 L de uma solução saturada a 25C com oxalato de cálcio (CaC2O4) contém 
0,0061 g de CaC2O4. Calcule o produto de solubilidade para esse sal a 25C. 
CaC2O4(s)⇌ Ca
2+(aq) + C2O4
2-(aq) 
Kps = [Ca
2+].[C2O4
2-] = x2 Kps  2,27 x 10
-9 ou pKPS  8,64 
C(g/mol) = M(mol/L) x MM 0,0061 g/L = M x 128,097 g/mol 
M  4,762 x 10-5 mol/L 
 
17.40. 1,00 L de uma solução de saturada a 25C com iodeto de chumbo(II) contém 
0,54 g de PbI2. Calcule o produto de solubilidade para esse sal a 25C. 
PbI2(s) ⇌ Pb
2+(aq) + 2 I-(aq) 
Kps = [Pb
2+].[I-]2 Kps = [x].[2x]
2 = 4x3 Kps  6,43 x 10
-9 ou pKPS  8,19 
 C(g/mol) = M(mol/L) x MM 0,54 g/L = M x 461,01 g/mol 
M  1,171 x 10-3 mol/L 
 
17.41. Calcule a solubilidade molar de AgBr em: (a) água pura; (b) uma solução de 3,0 x 
10-2 mol/L de AgNO3; (c) uma solução de 0,10 mol/L de NaBr. 
AgBr(s) ⇌ Ag+(aq) + Br-(aq) Kps = 4,0 x 10
-13 
Kps = [Ag
+].[Br-] Kps = x
2 
(a) Água pura: x  6,32 x 10-7 mol/L 
(b) Solução de AgNO3 3,0 x 10
-2 mol/L 
Kps = [x + 3,0 x 10
-2].[x]  x  1,32 x 10-11 mol/L 
(c) Solução 0,10 mol/L de NaBr 
(d) Kps = [x].[x + 0,10]  x = 4 x 10
-12 mol/L 
17.43. Calcule a solubilidade de Mn(OH)2 em gramas por litro quando tamponado a um 
pH: (a) de 7,0; (b) de 9,5; (c) de 11,8. 
Mn(OH)2(s) ⇌ Mn
2+(aq) + 2 OH-(aq) Kps = 4,0 x 10
-14 
Kps = [Mn
2+].[OH-]2  [Mn2+] = Kps / [OH
-]2 
(a) pH = 7,0  [OH-] = 10-7 mol/L 
[Mn2+] = 4 mol/L  C(g/L) = M x MM = 4 mol/L x 88,952725 g/mol 
C  355,81 g/L 
(b) pH = 9,5  [OH-] = 10-4,5 mol/L 
[Mn2+] = 4 x 10-5 mol/L  C(g/L) = M x MM = 4 x 10-5 mol/L x 88,952725 g/mol 
C  0,003558 g/L ou  3,558 mg/L 
(c) pH = 11,8  [OH-] = 10-2,2 mol/L 
[Mn2+]  1,0 x 10-9 mol/L  C(g/L) = M x MM = 1,0 x 10-9 mol/L x 88,952725 g/mol 
C  8,938 x 10-8 g/L ou  89,38 ng/L 
17.45. Qual dos seguintes sais será substancialmente mais solúvel em soluções ácidas 
do que em água pura: (a) ZnCO3; (b) ZnS; (c) BI3; (d) AgCN; (e) Ba3(PO4)2? 
(a) 
ZnCO3(s) ⇌ Zn
2+(aq) + CO3
2-(aq) 
CO3
2-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ HCO3
-(aq) + H2O(l) 
HCO3
-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ H2CO3(aq) + H2O(l) 
H2CO3(aq) ⇌ H2O(l) + CO2(g) 
ZnCO3(s) + 2 H3O
+(aq) ⇌ CO2(g) + Zn
2+(aq) + 3 H2O(l) 
(b) 
ZnS(s) ⇌ Zn2+(aq) + S2-(aq) 
S2-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ HS-(aq) + H2O(l) 
HS-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ H2S(aq) + H2O(l) 
ZnS(s) + 2 H3O
+(aq) ⇌ Zn2+(aq) + H2S(aq) + 2 H2O(l) 
 
(c) 
BI3(s) ⇌ B
3+(aq) + 3 I-(aq) 
I-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ Não ocorre reação, I- deriva de um ácido forte; portanto, I- é uma 
base fraca que não permite a reação. Não há efeito de pH ácido nesse caso. 
(d) 
AgCN(s) ⇌ Ag+(aq) + CN-(aq) 
CN-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ HCN(aq) + H2O(l) 
AgCN(s) + H3O
+(aq) ⇌ Ag+(aq) + HCN(aq) + H2O(l) 
(e) 
Ba3(PO4)2(s) ⇌ 3 Ba
2+(aq) + 2 PO4
3-(aq) 
2 PO4
3-(aq) + 2 H3O
+(aq) ⇌ 2 HPO4
2- + 2 H2O(l) 
2 HPO4
2-(aq) + 2 H3O
+(aq) ⇌ 2 H2PO4
-(aq) + 2 H2O(l) 
2 H2PO4
-(aq) + 2 H3O
+(aq) ⇌ 2 H3PO4(aq) + 2 H2O(l) 
Ba3(PO4)2(s) + 6 H3O
+(aq) ⇌ 3 Ba2+(aq) + 2 H3PO4(aq) + 6 H2O(l) 
17.51. (a) Ca(OH)2 precipitará de uma solução se o pH de uma solução de 0,050 mol/L 
de CaCl2 for ajustado para 8,0? (b) Ag2SO4 precipitará quando 100 mL de 0,050 mol/L 
de AgNO3 forem misturados com 10 mL de solução de 5,0 x 10
-2 mol/L de Na2SO4? 
(a) 
Ca(OH)2(s) ⇌ Ca
2+(aq) + 2 OH-(aq) 
Kps = 6,5 x 10
-6 pOH = 14 – pH = 14 – 8 = 6 [OH-] = 10-6 mol/L 
Q = [Ca2+] . [OH-]2 = [0,050] . [10-6]2 = 5 x 10-14 
Q  Kps não há precipitação 
(b) 
AgNO3(aq)  Ag
+(aq) + NO3
-(aq) 
Na2SO4(aq)  2 Na
+(aq) + SO4
2-(aq) 
Ag2SO4(s) ⇌ 2 Ag
+(aq) + SO4
2-(aq) Kps = 1,5 x 10
-5 
[Ag+] = {0,050 mol/L x 0,1 L / 0,11 L} = 4,54545 x 10-2 mol/L 
[SO4
2-] = {5 x 10-2 mol/L x 0,01 L / 0,11 L} = 4,54545 x 10-3 mol/L 
Q = [Ag+]2 . [SO4
2-]  Q = 9,39 x 10-6 
Q  Kps  não há precipitação 
 17.63. O ácido furoico (HC5H3O3) tem um valor de Ka de 6,76 x 10
-4 a 25C. Calcule o 
pH a 25C de: 
(a) uma solução formada pela adição de 35,0 g de ácido furoico e 30,0 g de furoato de 
sódio (NaC5H3O3) em água suficiente para formar 0,250 L de solução. 
HC5H3O3 = 112 g/mol 
NaC5H3O3 = 134 g/mol 
 ( ) 
(
 
 
 
 
 
 ⁄ 
 
 
 
 ⁄ )
 
 
 
(b) uma solução formada pela mistura de 30,0 mL de 0,250 mol/L de ácido furoico e 
20,0 mL de 0,22 mol/L de furoato de sódio e diluída para um volume total de 125 mL 
[ácido] = 0,250 mol/L x 30,0 mL / (30,0 mL + 20,0 mL) = 0,15 mol/L 
[sal] = 20,0 mL x 0,22 mol/L / (30,0 mL + 20,0 mL) = 0,088 mol/L 
Após a diluição: 
[ácido] = 0,15 mol/L x 50,0 mL / 125 mL = 0,06 mol/L 
[sal] = 0,088 mol/L x 50,0 mL / 125 mL = 0,0352 mol/L 
 ( ) ( ⁄ + 
(c) uma solução preparada pela adição de 50,0 mL de uma solução de 1,65 mol/L de 
NaOH a 0,500 L de 0,0850 mol/L de ácido furoico 
NaOH + HC5H3O3 ⇌ H2O + NaC5H3O3 
Número de mols de base = 50,0 mL / 1000 mL/L x 1,65 mol/L = 0,0825 mol 
Número de mols de ácido = 0,500 L x 0,0850 mol/L = 0,0425 mol 
Há um excesso de base = 0,0825 mol – 0,0425 mol = 0,04 mol para um volume total de 
0,55 L 
Assim: [base] = 0,04 mol / 0,55 L  7,27 x 10-4 mol/L 
pOH  3,14, pH = 10,86 
10.66. Quantidades iguais das soluções de 0,100 mol/L de um ácido HA e uma base B 
são misturadas. O pH da solução resultante é 9,2. (a) Escreva a equação de equilíbrio e 
a expressão da constante de equilíbrio para a reação entre HA e B. (b) Se Ka para HA é 
8,0 x 10-5, qual é o valor da constante de equilíbrio para a reação entre HA e B? (c)Qual 
é o valor de Kb para B? 
Pelos dados do problema temos um ácido e uma base fracos. 
HA(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + A-(aq) 
[ 
 ] [ ]
[ ]
 
B(aq) + H2O(l) ⇌ BH
+(aq) + OH-(aq) 
[ ] [ ]
[ ]
 
Reação: HA(aq) + B(aq) ⇌ BH+(aq) + A-(aq) 
[ ] [ ]
[ ] [ ]
 
Como quantidades iguais das soluções foram adicionadas e ambas possuem a mesma 
concentração, temos o ponto de equivalência com os seguintes equilíbrios: 
BH+(aq) + H2O(l) ⇌ B(aq) + H3O
+(aq) hidrólise ácida, 
[ ] [ 
 ]
[ ]
 
 
 
 
A-(aq) + H2O(l) ⇌ HA(aq) + OH
-(aq) hidrólise básica, 
[ ] [ ]
[ ]
 
 
 
 
[BH+] = [A-] = 0,100 mol/L / 2 = 0,05 mol/L 
pH = 9,2 [H3O
+] = 10-9,2 mol/L (equilíbrio)  [B] = 10-9,2 mol/L (equilíbrio) 
pOH = 4,8 [OH-] = 10-4,8 mol/L (equilíbrio) [HA] = 10-4,8 mol/L (equilíbrio) 
Assim: 
[ ] [ ]
[ ] [ ]
 
 
 
 
Keq = Ka . Kb 2,5 x 10
11 = 8,0 x 10-5 . Kb  Kb = 3,125 x 10
15 
17.67. Dois tampões são preparados pela adição de quantidades de matéria iguais de 
ácido fórmico (HCOOH) e formiato de sódio (NaCOOH) em água suficiente para 
perfazer 1,00 L de solução. O tampão A é preparado usando 1,00 mol de ácido fórmico 
e formiato de sódio. O tampão B é preparado usando 0,010 mol de cada um. (a) 
Calcule o pH para cada tampão e explique por que eles são iguais? (b) Qual o tampão 
terá a maior capacidade de tampão? (c) Calcule a variação no pH para cada tampão 
com a adição de 1,0 mL de 1,00 mol/L de HCl. (d) Calcule a variação no pH para cada 
tampão com a adição de 10 mL de 1,00 mol de HCl. (e) Discuta suas respostas para os 
itens (c) e (d) com base em suas respostas para o item (b). pKa = 3,77 
Tampão ácido: pH = pKa + log{[sal]/[ácido]} 
 
(
 
 
 
 ⁄
 
 ⁄
)
 
 
 
 
(
 
 
 
 ⁄
 
 ⁄
)
 
 
 
(b) O tampão que terá maior capacidade tamponante será o A, pois possui mais 
quantidade de matéria do ácido fraco e de seu sal derivado. 
(c) Adição de ácido forte: 
HCOO-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ HCOOH(aq) + H2O(l) 
[HCOO-] = [1,00 mol/L x 1,00 L – 1,00 mol/L x0,001 L] / [1,00 L + 0,001 L] = 0,998 mol/L 
[HCOOH] = [1,00 mol/L x 1,00 L + 1,00 mol/L x 0,001 L] / [1,00 L + 0,001 L] = 1,00 mol/L 
 (
 ⁄
 ⁄
+ 
pH = [3,769 – 3,77] = - 0,001 
[HCOO-] = [0,010 mol/L x 1,00 L – 1,00 mol/L x 0,001 L] / [1,00 L + 0,001 L] = 
8,991 x 10-3 mol/L 
[HCOOH] = [0,010 mol/L x 1,00 L + 1,00 mol/L x 0,001 L] / [1,00 L + 0,001 L] = 0,010989 
mol/L 
 (
 ⁄
 ⁄
+ 
pH = [3,68 – 3,77] = - 0,09 
(d) Adição de ácido forte: 
[HCOO-] = [1,00 mol/L x 1,00 L – 1,00 mol/L x 0,01 L] / [1,00 L + 0,01 L] = 0,980 mol/L 
[HCOOH] = [1,00 mol/L x 1,00 L + 1,00 mol/L x 0,01 L] / [1,00 L + 0,01 L] = 1,00 mol/L 
 (
 ⁄
 ⁄
+ 
pH = [3,76 – 3,77] = - 0,01 
[HCOO-] = [0,010 mol/L x 1,00 L – 1,00 mol/L x 0,01 L] / [1,00 L + 0,01 L] = 0 mol/L 
[HCOOH] = [0,010 mol/L x 1,00 L + 1,00 mol/L x 0,01 L] / [1,00 L + 0,01 L] = 0,0198 
mol/L 
 (
 ⁄
 ⁄
* Não existe log 0, o tampão 
foi “destruído”!!!! 
Agora há ácido fórmico no meio em excesso: 
HCOOH(aq) ⇌ H+(aq) + HCOO-(aq) 
 (√ ) 
pH  2,74 pH = 2,74 – 3,77 = - 1,03 
(e) Um tampão em geral resiste a uma variação de pH de pKa  1, ou seja, teríamos 
de 2,77 até 3,77 de variação de pH. Logo, o tampão B demonstra que não 
possui tal capacidade de resistência em função dos valores encontrados nos 
itens (c) e (d), resultado da pequena quantidade de matéria em sua 
composição. 
17.69. Um bioquímico precisa de 750 mL de um tampão ácido acético-acetato de sódio 
com pH 4,50. Dispõe-se de acetato de sódio (NaAc) sólido e ácido acético glacial (HAc). 
O ácido acético glacial é 99% de HAc em massa e tem densidade de 1,05 g/mL. Se o 
tampão tem de ser 0,20 mol/L de HAc, quantos gramas de NaAc e quantos mililitros de 
ácido acético glacial devem ser usados? pKa = 4,75 
 (
( ) ⁄
 ⁄
+ [ ]  
 
 
 
 
 
 
 
 ⁄ 
 
HAc: 
1,05 g ------ 1,00 mL 
X g --------- 1000 mL 
X = 1050 g  qtd. de HAc = 0,99 x 1050 g = 1039,5 g 
Assim: 1039,5 g/L = M . 60,04 g/moL  M  17,31 mol/L 
Assim: M1V1 = M2V2  17,31 mol/L x V1 = 0,20 moL/L x 0,75 L  V1  8,7 mL 
17.70. Uma amostra de 0,2140 g de um ácido monoprótico desconhecido foi dissolvida 
em 25,0 mL de água e titulada com 0,0950 mol/L de NaOH. O ácido necessita de 27,4 
mL de base para atingir o ponto de equivalência. (a) Qual é a massa molar do ácido? 
(b) após a adição de 15,0 mL de base na titulação, encontra-se que o pH é 6,50. Qual é 
o Ka para o ácido desconhecido? 
No PE: MaVa = MbVb 

 
 ( )
 
 
 
 
 
 ⁄ 
MM  82,213 g/mol 
(b) HA(aq) + OH-(aq) ⇌ H2O(l) + A
-(aq) 
[HA] = 0,2140 g / {82,213 g/mol x 0,025 L} = 0,10412 mol/L 
[HA]= {0,10412 mol/L x 25,0 mL – 15,0 mL x 0,0950 mol/L} / {25,0 mL + 15,0 mL} = 
0,02945 mol/L 
[A-] = {0,0950 mol/L x 15,0 mL} / {25,0 mL + 15,0 mL} = 0,035625 mol/L 
Aplicando o conceito de tampão: 
 (
 ⁄
 ⁄
+ 
pKa  6,417 Ka  3,825 x 10
-7 
17.71. Mostre que o pH a meio caminho do ponto de equivalência de um ácido fraco 
com uma base forte (onde o volume de base adicionado é a metade do volume 
necessário para atingir o ponto de equivalência) é igual ao pKa para o ácido. 
Ponto de equivalência: MaVa = MbVb  Vb = MaVa / Mb 
Como gasto metade do volume: Vb
gasto = {MaVa} /{2 . Mb} 
[ácido] = 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
[sal] =
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aplicando o conceito de tampão: 
 
(
 
 
 
 
 
 
 
 
 )
 
 
 
 
Assim: pH = pKa 
17.72. O hidrogenoftalato de potássio, geralmente abreviado como KHP, pode ser 
obtido em alta pureza e é usado para determinar as concentrações de soluções de 
bases fortes. As bases fortes reagem com o íon hidrogenoftalato como se segue: 
HP-(aq) + OH-(aq) ⇌ H2O(l) + P
2-(aq) 
A massa molar de KHP é 204,2 g/mol e Ka para o íon HP é 3,1 x 10
-6. (a) Se um 
experimento de titulação começa com 0,4885 g de KHP e tem um volume final de 
aproximadamente 100 mL, qual o indicador seria o mais apropriado? (b) Se a titulação 
necessita de 38,55 mL de uma solução de NaOH para atingir o ponto final, qual é a 
concentração da solução de NaOH? 
 
 
 
 
 ⁄ 
 
HP-(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + P2- Ka 
No ponto final há hidrólise do sal formado: H2O(l) + P
2-(aq) ⇌ HP-(aq) + OH-(aq) 
 
 
 
 
 
 
 
 
x  8,7825 x 10-6 mol/L 
pOH  5,06 pH = 8,94 (indicador vermelho de cresol: 7,2-8,8) 
(b) MaVa = MbVb  2,392 x 10
-2 mol/L x 100 mL = Mb x 38,55 mL  
Mb = 6,025 x 10
-2 mol/L 
17.73. Se 40,0 mL de 0,100 mol/L de Na2CO3 é titulada com 0,100 mol/L de HCl, 
calcule: (a) o pH no início da titulação; (b) o volume de HCl necessário para atingir o 
primeiro ponto de equivalência e as espécies predominantes presentes nesse ponto; 
(c) o volume de HCl necessário para atingir o segundo ponto de equivalência e as 
espécies predominantes nesse ponto; (d) o pH no segundo ponto de equivalência. 
H2CO3(aq) + H2O(l) ⇌ HCO3
-(aq) + H3O
+(aq) Ka1 = 4,3 x 10
-7 
HCO3
-(aq) + H2O(l) ⇌ CO3
2-(aq) + H3O
+(aq) Ka2 = 5,6 x 10
-11 
(a) O pH no início da titulação é dado apenas pela hidrólise do sal 
Na2CO3(s)  2 Na
+(aq) + CO3
2-(aq) 
Hidrólise: CO3
2-(aq) + H2O(l) ⇌ HCO3
-(aq) + OH-(aq) Khidrólise = Kw / Ka2 = 1,786 x 10
-4 
 
 
 
 
 
 
Logo: pOH  2,38 pH = 11,62 
Obs: 
A segunda hidrólise: 
HCO3
-(aq) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq) + OH
-(aq) Khidrólise = Kw / Ka1 = 2,326 x 10
-8 é suprimida 
nesta etapa. 
(b) No primeiro ponto de equivalência: CO3
2-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ HCO3
-(aq) + H2O(l) 
Todo o íon CO3
2- será convertido em HCO3
-, logo: 
MsVs = MaVa  40,0 mL x 0,1 mol/L = 0,1 mol/L x Va Va = 40 mL 
Nesse ponto, as espécies presentes derivam principalmente da hidrólise. Embora, 
também exista a ionização: 
HCO3
-(aq) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq) + OH
-(aq) Khidrólise = Kw / Ka1 = 2,326 x 10
-8 
HCO3
-(aq) + H2O(l) ⇌ CO3
2-(aq) + H3O
+(aq) Ka2 = 5,6 x 10
-11 
 
(c) CO3
2-(aq) + 2 H3O
+(aq) ⇌ H2CO3(aq) + 2 H2O(l) 
2 x MsVs = MaVa 2 x 0,100 mol/L x 40 mL = 0,100 mol/L x Va Va = 80 mL 
No segundo ponto de equivalência: HCO3
-(aq) + H3O
+(aq) ⇌ H2CO3(aq) + H2O(l) 
Todo o íon HCO3
- será convertido em H2CO3, logo: 
[H2CO3] = 40 x 0,1 / (40 + 80) = 3,33 x 10
-2 mol/L 
H2CO3(aq) + H2O(l) ⇌ H3O
+(aq) + HCO3
-(aq) Ka1 = 4,6 x 10
-7 mol/L 
 
 
 
 
pH  3,9 
Obs: reação global 
Na2CO3(s) + 2 HCl(aq)  2 Na
+(aq) + CO2(g) + 2 Cl
-(aq) + H2O(l) 
17.74. Um ácido fraco hipotético, HA, foi combinado com NaOH nas seguintes 
proporções: 0,20 mol de HA, 0,080 mol de NaOH. A mistura foi diluída para um volume 
total de 1,0 L e o pH, medido. (a) Se o pH =4,80, qual o pKa do ácido? Qual quantidade 
de matéria adicional de NaOH deveria ser adicionada para o pH da solução aumentar 
para 5,00? 
Tampão: HA(aq) + OH-(aq) ⇌ H2O(l) + A
-(aq) 
 4,80 (
 
( ) 
) pKa  4,976 
5,00 = 4,976 + (
 
 
)x  0,02275 mol de NaOH 
17.75. Qual é o pH de uma solução preparada pela mistura de 0,30 mol de NaOH, 0,25 
mol de Na2HPO4 e 0,20 mol de H3PO4 com água diluída para 1,0 L? 
Na2HPO4(s)  2 Na
+(aq) + HPO4
2-(aq) 
0,25 mol