Gabarito - L09

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Gabarito da 9a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
1 
TERMOQUÍMICA 
1. Quando ΔU >0, se energia interna do sistema aumenta e energia da vizinhança deve 
diminuir de modo que a energia do universo permaneça constante. 
2. ΔU = q + W 
Como o calor é absorvido pelo sistema q > 0 e o trabalho é realizado pelo sistema W < 0. 
ΔU = +655 J + (-344 J) = 311 J 
3. De modo análogo a questão anterior: ΔU = q + W 
Então ΔU = +525 J + (-218 J) = 307 J 
4. A quantidade de calor absorvida ou liberado por uma substância é dado por: q = mCsΔT 
q = 24,0gx0,9 J
goC
x15oC = 324J 
5. O calor envolvido em uma reação realizada em um calorímetro é dado por: qabs = -qcal 
Logo: mAuxCs
AuxΔTAu = − mH2OxCs
H2OxΔTH2O
⎡
⎣
⎤
⎦ resolvendo para mAu, tem-se: 
mAu =
− mH2OxCs
H2OxΔTH2O
⎡
⎣
⎤
⎦
Cs
AuxΔTAu
substituindo os valores: 
mAu =
− 250gx4,184 J
goC
x(−1,1oC)⎡⎣
⎤
⎦
0,129 J
goC
x74,6oC
= 119,56g 
6. A reação iônica simplificada para a formação do BaSO4 é: 
Ba2+(aq) + SO42-(aq) → BaSO4(s) 
O calor envolvido na formação do BaSO4 é dado por: qrxn = -qcal, então: 
qrxn = − mso lnxCs
so lnxΔT( ) mas msoln = d x V, portanto qrxn = − dso lnxVso lnxCsso lnxΔT( )
resolvendo qrxn = −
1,0g
mL
x2,0L1000mL
1,0L
x4,188 J
goC
x3,1oC
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
= −25,9kJ esta energia é para a 
formação de um mol de BaSO4 então o ΔHfo = -25,9 kJ/mol. 
7. O trabalho é dado por W = -PΔV portanto: 
W = -1,0 atm x (5x105 L) x 101,3 J/atm.L = 5,07x107 J 
A energia interna é dada por ΔU = q + W => ΔU = +1,3x108 J +(-5,07x107 J) = 7,93x107 J. 
8. (a) no vácuo, pExt = 0 logo W = -PΔV = 0 
(b) quando P = 1,2 atm, ΔV = 4,0 L e W á dado por 
W = -(1,2 atmx 4,0L x101,3 J/atm.L) = -486,24 kJ 
(c) Para este sistema, calor é liberado pelo sistema e o sistema realiza trabalho logo q < 0 e 
W < 0 a energia interna é da por ΔU = -128 J +(-486,24 J) = -614,26 J 
9. a combustão da sacarose é dada por: 
C12H22O11(s) + 12 O2(g) → 12 CO2(g) + 11 H2O(g) 
O calor envolvido no processo é dado por qrxn = - qcal = cΔT 
Então: qrxn = − 4,9 kJoC
x3,41oC
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
= −16,71kJ para 1,010g para um mol, tem-se:
ΔHrxn = −
16,71kJ
1,010g
x 342g
1mol
= −5658,2 kJ
mol
 
10. A reação de combustão do butano é: 
C4H10(g) + 3 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g) ΔHrxn = -2044 kJ 
Para cada mol de butano, isto é, 58g, produz-se 2044 kJ de energia, portanto para 13 kg 
tem-se: 
q = 13kgx 1000g
1kg
x 1mol
58g
x − 2044kJ
1mol
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟
= −4,58x105kJ 
11. A reação do Mg em meio ácido é dada por: 
 
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2 
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) 
O calor envolvido na reação é dado por: qrxn = - qcal = msolnxCsxΔT 
Portanto:qrxn = −
1,0g
mL
x100mLx4,18 J
goC
x7,2oC
⎡
⎣
⎢
⎤
⎦
⎥ = −3,0kJ 
Para um mol de Mg (24,3 g/mol) temos: 
ΔHrxn =
−3kJ
0,158g
x 24,3g
1mol
= −461,4 kJ
mol
 
12. Seja o diagrama de mudança de fases do etanol 
 
 Aquecendo o sólido de -120 a -114 oC, usando o calor específico do sólido temos: 
q1 = 75 g de etanol . 
0,97 J
gK
.6K. 1kJ
1000J
= 0,45kJ 
A -114 oC, ocorre a fusão do sólido, utiliza-se a entalpia de fusão. 
q2 = 75g de etanol . 
1 mol de etanol
46,07g de etanol
.5,02 kJ
1 mol
= 8,17 kJ 
Aquece-se o líquido de de -114 oC até 78 oC, usando o calor 
específico do líquido temos: 
q3 = 75 g de etanol . 
2,3 J
g.K
. 192K . 1 kJ
1000 J
= 34,3 kJ 
A 78 oC ocorre a vaporização do líquido, utiliza-se a entalpia de 
vaporização 
q4 = 75g de etanol . 
1 mol de etanol
46,07g de etanol
.38,56 kJ
1 mol
= 62,3 kJ 
A energia total necessária é o somatório das energias das etapas individuais. 
Q = q1 + q2 + q3 + q4 = 0,4 kJ + 8,17 kJ + 33 kJ + 62,8 kJ = 105,32 kJ. 
13. A reação para a combustão do octano é dada por: 
C8H18(g) + 25/2 O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(g) 
ΔHrxn
o = ΔHprodutos
o( )∑ − ΔHreagenteso( )∑ =
ΔHrxn
o = 8(ΔHf
oCO2) + 9(ΔHf
oH2O)⎡⎣ ⎤⎦ − (ΔHf
oC8H18) + 25 / 2(ΔHf
oO2)⎡⎣ ⎤⎦
ΔHrxn
o = 8(−393,5) + 9(−241,8)⎡⎣ ⎤⎦ − −250,1+ 0,0⎡⎣ ⎤⎦ = −5074,1kJ
 
esta energia é produzida consumindo um mol (114,22 g) de octano, para produzir 1x1011 kJ: 
mC8H18 = 1,0x10
11kJx 1mol
(−5074.1kJ)
x 114,22g
1mol
x 1kg
1000g
= 2,25x106kg 
14. (a) C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -359,0 kJ 
(b) NH3(g) → ½ N2(g) + 3/2 H2(g) ΔH = +42,0 kJ’ 
(c) C(s) + H2O(l) → H2(g) + CO(g) ΔH = +118,6 kJ 
(d) ½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ΔH = -82,35, kJ 
15. A reação é dada para a formação de 2 mols de NO(g), o ΔHof é o calor de formação de um 
mol de substância. Portanto, basta dividir a reação por 2. 
½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ΔH = -82,35, kJ 
16. A reação global é obtida a partir das etapas, multiplicando a reação (I) por 2 e a reação (II) 
por 3 seguida da inversão da reação (III) com isso, o 
ΔHrxn = -188,1 -189,96 _ 66,35 = -444,41 kcal 
17. A reação global é obtida a partir das etapas, multiplicando a reação (I) por 2, mantendo-se a 
reação (II), invertendo-se a reação (III) e mantendo-se a reação (IV). 
ΔHrxn = -572 – 97 + 265 - 6,0 = -464 kcal 
 
 
 
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3 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
18. a lei de ação de massas dada por:KP =
PCOPH2
3
PCH4PH2O
 
19. Sendo a lei de ação de massas dada por: KC =
[NO2 ]
4
[N2O3 ]
2[O2 ]
 
A reação que descreve o equilíbrio é dada por: 
2N2O3 + O2  4NO2 
20. Escreva a expressão da constante de equilíbrio para cada uma das seguintes equações: 
(a)KC =
[POCl3 ]
3
[PCl3 ]
2[O2 ]
(b)KC =
[SO2 ]
2[O2 ]
[SO3 ]
2
(c)KC =
[NO]2[H2O]
2
[N2H4 ][H2O]
6
(d)KC =
[SO2 ][HCl ]
2
[SOCl2 ][H2O]
6
(e)KC =
[Ag(NH3)2
+ ]
[Ag+ ][NH3 ]
2
(f )KC =
[Cd(SCN)4
2− ]
[Cd 2+ ][SCN − ]4
 
(g)KC =
[CO]2
[O2 ]
(h)KC = [H2O][SO2 ]
(i)KC =
[CH4 ][CO2 ]
[H2O]
2
( j)KC =
[H2O][CO2 ]
[HF ]2
(k)KC = [H2O]
5
(l)KC =
[CO2 ]
[SO2 ]
(m)KC =
[Cl − ]
[Br − ]
(n)KC = [Cu
2+ ][OH − ]2
(o)KC = [H2O]
(p)KC =
[N2 ][H2O]
3
[NH3 ]
2
 
21. Q é igual a K quando o sistema atinge o equilíbrio. 
22. Se Q é menor do que K a reação alcançará o equilíbrio na direção direta pois [reagentes] > 
[produtos] antes do equilíbrio. 
23. Quanto maior for o valor de K, maior será a tendência de uma reação avançar no sentido de 
se completar. Logo Kc(a) < Kc(c) < Kc(b). 
24. KC =
[HCl ]2
[H2 ][Cl2 ]
 KC
' = [HCl ]
[H2 ]
1/2[Cl2 ]
1/2 ⇒ KC
' = KC 
25. Para quais das seguintes reações KC = Kp? 
(a) CO2(g) + H2(g)  C2H6(g) para esta reação Δn = (1) – (2) = -1; Kp ≠ K 
(b) N2(g) + O2(g)  2NO(g) para esta reação Δn = (2) – (2) = 0; Kp = K 
(c) 2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) para esta reação Δn = (2) – (3) = -1; Kp ≠ K 
26. Para esta reação Δn = (2) – (0) = 2; 
27. Segundo o princípio de Le Chântelier, uma perturbação no sistema desloca ao equilíbrio no 
sentido de se opor a perturbação. Logo adicionando reagente à reação, o equilíbrio se 
deslocará no sentido de consumir o reagente adicionado formando mais produto. 
28. Reduzir o volume pela metade indica que a pressão dobrará, fazendo com que as 
moléculas estejam mais próximas. O equilíbrio se deslocará no sentido de diminuir esta 
pressão deslocando-se no sentido do menor número de moléculas ocupando um menor 
volume e assim diminuindo a pressão. 
29. Como o aumenta da temperatura afetará o valor de Kp para os seguintes equilíbrios 
(a) Reação exotérmica q é produto da reação logo o aumento de T deslocao equilíbrio no 
sentido de consumir o calor restaurando os reagentes, reação inversa. 
 
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4 
(b) Reação endotérmica q é reagente logo o aumento de T desloca o equilíbrio no sentido 
de consumir o calor e formar produtos, reação direta. 
(c) Reação exotérmica q é produto da reação logo o aumento de T desloca o equilíbrio no 
sentido de consumir o calor restaurando os reagentes, reação inversa. 
30. KP = (RT)Δn; para esta reação: 
Δn = 3-3 = 0 como Δn = 0, Kp = KC = 2,2 x 1059 
 
31. Pois este não influencia nas concentrações apenas na velocidade da reação. 
32. (a) desloca no sentido direto (b) desloca no sentido inverso (c) desloca no sentido direto (d) 
desloca no sentido inverso (e) desloca no sentido direto 
33. Temos 0,2 mol para um volume de 2,0 litros logo: 
H2(g) + I2(g)  2HI(g) 
I 0,1 0,1 0 
V -0,02 -0,02 2(0,02) 
E 0,98 0,98 0,04 
A expressão de KC para a reação é: KC =
[HI]2
[H2 ][I2 ]
 
Substituindo os valores na expressão temos: KC =
[0,04]2
[0,98][0,98]
= 0,0016
0,9604
= 1,67x10−3 
34. Para a reação a constante de equilíbrio é dada por:KC =
[CO][H2 ]
3
[CH4 ][H2O]
, substituindo os valores 
tem-se que: KC =
[CO][H2 ]
3
[CH4 ][H2O]
= 5,67 = 0,3x(0,8)
3
0,4[H2O]
⇒ [H2O] =
0,1536
2,268
= 0,0677mol / L 
35. A reação 
CO(g) + H2O(g)  CO2(g) + H2(g) 
I 0,1 0,1 0 
V -x -x x x 
E 0,1-x 0,1-x x x 
 
A expressão de K para a reação é: K =
[CO2 ][H2 ]
[CO][H2O]
= 4,06 
Substituindo os valores na expressão temos: 4,06 = x.x
(0,1− x)(0,1− x)
= x
2
(0,1− x)2
= 4,06 
Extraindo a raiz quadrada: x
2
(0,1− x)2
= 4,06 = x
0,1− x
= 2,015 desenvolvendo a equação: 
3,015x = 0,201
logo x será x = 0,2015
3,015
= 0,0667mol / L
 
Substituindo valor de x na tabela temos: 
[CO] = [H2O] = 0,1 – 0,0667 = 0,0333 mol/L 
[CO2] = [H2] = 0,0667 mol/L 
 
36. Agora temos uma condição em que há, além de reagentes, produto no início da reação. 
Deste modo, a reação pode atingir o equilíbrio por via direta ou inversa. 
Determinando o valor de Q temos: Q = (0,1)
2
(0,06)2
= 2,78 Como Q < K a reação atingirá o 
equilíbrio na via direta. Portanto: 
 
 
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5 
CO(g) + H2O(g)  CO2(g) + H2(g) 
I 0,06 0,06 0,1 0,1 
V -x -x x x 
E 0,06-x 0,06-x 0,1+x 0,1+x 
A expressão de K para a reação é: K =
[CO2 ][H2 ]
[CO][H2O]
= 4,06 
Substituindo os valores na expressão temos: 
4,06 = (0,1+ x)(0,1+ x)
(0,06 − x)(0,06 − x)
= (0,1+ x)
2
(0,06 − x)2
= 4,06 
Extraindo a raiz quadrada: (0,1+ x)
2
(0,06 − x)2
= 4,06 = 0,1+ x
0,06 − x
= 2,015 desenvolvendo a 
equação: 
0,1+ x = 0,1209 − 2,015x
3,015x = 0,0209
logo x será x = 0,0209
3,015
= 0,0067
 
Substituindo valor de x na tabela temos: 
[CO] = [H2O] = 0,06 – 0,0067 = 0,0533 mol/L 
[CO2] = [H2] = 0,1 + 0,0067 = 0,1067 mol/L 
37. A reação 
 
N2O4(g) 2NO2(g) 
I 0,15 0 
V -x 2x 
E 0,15-x 2x 
A expressão de K para a reação é: KC =
[NO2 ]2
[N2O4 ]
= 4,5 
Substituindo os valores na expressão temos: 
4,5 == (2x)
2
(0,15 − x)
⇒ 4x2 = 4,5(0,15 − x) = 4x2 + 4,5x − 0,675 = 0 
resolvendo a equação do 2o. grau obtém-se duas raízes 0,13 e uma outra negativa e 
que não tem sentido. 
Substituindo valor de x na tabela temos: 
[N2O4] = 0,02 mol/L e [NO2] = 0,26 mol/L 
 
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 
 
1. 
Assim como 
 
KW = [H+][OH-] = 1,0x10-14
 
Então: 
KD = [D
+ ][OD− ] = 8,9x10−16 onde : [D+ ] = [OD− ] 
substituindo [D+] por [OD-] na primeira equação temos: 
[OD− ][OD− ] = KD
[OD− ]2 = 8,9x10−16 logo [OD− ] = 8,9x10−16 = 2,98x10−8mol / L = [D+ ]
 
 
 
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6 
pD = − log[D+ ] = − log(2,98x10−8) = pOD
pD = 7,52
pOD = 7,52
 
 
2. (a) pOH = 2,17 pH = 11,83, [H+] = 10-11,83 = 1,48x10-12 mol/L 
(b) 6,4 x 10-5 mol/L pOH = 4,2 pH = 9,8 [H+] = 10-9,8 = 1,58x10-10 mol/L 
(c) pOH = 10,8 pH = 3,2 [H+] = 10-3,2 = 6,31x10-4 mol/L 
(d) pOH = 1,17 pH = 12,83 [H+] = 10-12,83 = 1,48x10-13 mol/L 
 
3. (a) pH = 6,45 pOH = 7,55 [OH-] = 10-7,55 = 2,8x10-8 mol/L 
(b) pH = 2,77 pOH = 11,23 [OH-] = 10-11,23 = 5,88x10-12 mol/L 
(c) pH = 10,6 pOH = 3,4 [OH-] = 10-3,4 = 3,98x10-4 mol/L 
(d) pH = 1,18 pOH = 12,82 [OH-] = 10-12,82 = 1,51x10-13 mol/L 
 
4. A dissociação da base segue: Ca(OH)2 → 2OH- + Ca2+ 
Logo 1 mol de base origina 2 mols de OH-. 
A [OH-] pode ser obtida através do pH ou seja: 
pH + pOH = 14 => pOH = 14 – 11,6 = 2,4 
[OH-] = 10-2,4 = 3,98x10-3 mol/L 
logo [Ca(OH)2] =[OH-]/2 = 1,99x10-3 mol/L 
 
Se a solução for diluída teremos: 
[OH-] = 10-3,4 = 3,98x10-4 mol/L 
[Ca(OH)2 = 1,99x10-4 mol/L 
 
5. HCl → H+ + Cl- 
Cada mol de HCl produz 1 mol de H+, logo [H+] = [HCl] = 10-2,5 mol/L = 3,16x10-3 mol/L 
Usando a expressão de molaridade temos: 
g HCl = 3,16x10−3 mol
L
x36,5 g HCl
mol
x250mLx 1L
1000mL
= 0,029gHCl 
Se esta tiver o dobro do pH então [H+] = 10-5 mol/L, logo 
g HCl = 10−5 mol
L
x36,5 g HCl
mol
x250mLx 1L
1000mL
= 9,13x10−5gHCl 
 
6. KA = 10-pKa 
KA ácido acético = 10-4,74 = 1,82x10-5 
KA ácido = 10-4,88 = 1,31x10-5 
Como KA ácido > KA ácido acético o ácido é mais forte do que o ácido acético. 
 
7. A dissociação do NH4F segue: NH4F(aq) NH4+(aq) + F-(aq) 
Para saber se a solução é ácida ou básica devemos comparar o KA(NH4+) e KB(F-). 
KA.KB = KW
KA
(NH4 ) = 10
−14
1,83x10−5
= 5,5x10−10
KB
(F− ) = 10
−14
6,76x10−4
= 1,5x10−11
Como KA > KB, a solução é ligeiramente ácida. 
8. Aplicando a equação de Henderson-Hasselbalch 
pH = pKa + log [A
− ]
[HA]
pH = 4,74 + log 0,11
0,09
= pH = 4,74 − 0,087⇒ pH = 4,653
 
 
 
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7 
 
9. A faixa de ação de um tampão é dada por pH = pKa±1 
Logo: a faixa é de 3,74 a 5,74. Como se quer usar em pH 5,0, conclui-se que pode ser feito 
com ácido acético. 
quantos mols de NaC2H3O2 devem ser adicionados a 1,0 L de solução que contenha 1,0 
mol de HC2H3O2 para preparar o tampão? 
Usando a expressão 
[H + ] = KA
[HA]
[A− ]
[HA]
[A− ]
= [H
+ ]
Ka
⇒ como a [HA] = 1,0 m/L então:
1,0
[A− ]
= 10
−5mol / L
1,8x10−5
= [A− ] = 1,8x10
−5
10−5
= 1,8 mols de acetato
 
10. Seja o equilíbrio básico: NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) 
KB para esta base será: KB =
[NH4
+ ][OH − ]
[NH3 ]
. Resolvendo para [NH4+] e substituindo os 
valores tem-se: [NH4
+ ] = 1,8x10
−5x0,1
10−5
= 0,18mol / L . A massa de NH4Cl será dada por:
g NH4Cl = 0,18
mol
L
x2,0Lx
53,5 g NH4Cl
mol
= 19,26 g NH4Cl 
11. O ácido fórmico (KA = 1,6 × 10−4) é um ácido fraco, logo sua titulação com uma base forte 
resultará em um sal básico. 
12. (a) com 0,0L de NaOH temos só o ácido logo [H+] será igual à [HCl] pois é um ácido forte. 
Então [H+] = 0,1 pH = -log(0,1) = 1,0 
(b) quando se adiciona 49 mL reagiram 0,1 x 49 = 4,9 mols de HCl logo 
nfinal = nácido − nbase ⇒Mf .Vf =Ma.Va −Mb.Vb =
Mf =
Ma.Va −Mb.Vb
Vt
= [H + ] = (50x0,1) − (49x0,1)
99
[H + ] = 0,001⇒ pH = − log(0,001) = 3
 
(c) com a adição de 51 mL todo o ácido foi consumido e temos excesso de base logo: 
nfinal = nbase − nácido ⇒Mf .Vf =Mb.Vb −Ma.Va
Mf =
Mb.Vb −Ma.Va
Vt
= [OH − ] = (51x0,1) − (50x0,1)
101
[OH − ] = 9,9x10−4 ⇒ pOH = − log(9,9x10−4) ≈ 3,0
pH = 14 − pOH ≈11,0
 
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8 
EQUILÍBRIO IÔNICO E SOLUBILIDADE 
1. É o efeito sobre a solubilidade de um sal pela adição de um sal solúvel contendo um dos 
íons do sal insolúvel, resultando na diminuição de sua solubilidade. o princípio de Le 
Chântelier explica esse efeito como adição de um produto ao equilíbrio, deslocando-o no 
sentido da reação inversa, isto é, formação do sal insolúvel. 
2. Seja o equilíbrio: 
HC2H3O2 + H2O H3O+ + C2H3O2- 
Ao se adicionar íons acetato, desloca-se o equilíbrio no sentido de formar ácido acético 
consumindo os íons H3O+ da solução diminuindo sua concentração e consequentemente 
elevando o pH. 
3. Sempre que Q para a reação for maior do que o KPS, isto é, sempre que a concentração dos 
íons do sal insolúvel exceder a solubilidade do composto. 
4. Escreva a expressão de KPS para cada um dos seguintes compostos: 
(a) KPS = [Ca
2+ ][F − ]2 
(b) KPS = [Ag
+ ]2[CO3
− ] 
(c) KPS = [Pb
2+ ][SO4
−− ] 
(d) KPS = [Fe
3+ ][OH − ]3 
(e) KPS = [Pb
2+ ][I− ]2 
(f) KPS = [Cu
2+ ][OH − ]2 
(g) KPS = [Ag
+ ][I− ] 
(h) KPS = [Ag
+ ]3[PO4
3− ] 
(i) KPS = [Pb
2+ ][CrO4
2− ] 
(j) KPS = [Al
3+ ][OH − ]3 
(k)KPS = [Zn
2+ ][CO3
2− ] 
(l)KPS = [Zn
2+ ][OH − ]2 
 
5. Para o equilíbrio PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2Cl-(aq) 
Observamos que cada mol de PbCl2 produz 2 mols de Cl- logo, sendo 0,016 mol/L a 
solubilidade molar do PbCl2. 
KPS = [Pb
2+ ][Cl − ]2
substituindo as concentrações:
KPS=(0,016)(2x0,016)
2
KPS = 4(0,016)
3 = 1,64x10−5
 
6. No equilíbrio 
BaSO4(s) Ba(aq)
2+ +SO4(aq)
2−
 A expressão KPS do BaSO4 é dada por: KPS = [Ba2+][SO42-], e a concentração do BaSO4 é 
dada por: M = 0,00245g
1,0L
x 1mol
233,3g
= 1,05x10−5mol / L substituindo o valor na expressão tem-
se: KPS = (1,05x10-5)2 = 1,1x10-10 
 
7. O sal com maior solubilidade será aquele com maior valor de KPS logo o LiF é mais solúvel 
do que o BaF2. 
Analisando o primeiro equilíbrio: 
LiF(s) Li(aq)
+ + F(aq)
−
 s s s
Cada mol de LiF produz um mol de cada íon.
A expressão de KPS é: KPS = [Li
+ ][F - ] = 1,7x10-3
Substituíndo os valores na expressão temos:
s2 = 1,7x10-3 ⇒ s = 1,7x10-3 = 0,041 mol/L
 
e para o segundo equilíbrio: 
 
 
 
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BaF2(s) Ba(aq)
2+ + 2F(aq)
−
 s s 2s
Cada mol de BaF2 produz um mol de íons Ba
2+ e dois mols de íons F-.
A expressão de KPS é: KPS = [Ba
2+ ][F - ]2 = 1,7x10-6
Substituíndo os valores:
KPS = (s)(2s)
2 = 1,7x10-6 ⇒ 4s3 = 1,7x10-6
s3 = 1,7x10
-6
4
extraindo 3 temos: s = 1,7x10
-6
4
3 = 7,52x10−3 mol/L
 
 
8. 
(a) Com 0,02 mol’L de HCl 
CuCl(s)Cu(aq)
+ +Cl(aq)
−
início 0 0,02
durante +s +s
equilíbrio s 0,02 + s
⎫
⎬
⎪
⎭
⎪
KPS = 1,9x10
−7 = [Cu+ ][Cl − ]
Substituíndo :
1,9x10−7 = (s)(0,02 + s)
 
CuCl é um sal pouco solúvel, a presença de Cl- diminui mais sua solubilidade de modo 
que s deve ser um número muito pequeno, ou seja: s << 0,02 de modo que pode-se 
aproximar (0,02 + s) ≈ 0,02. Logo: 
1,9x10−7 = 0,02s⇒ s = 1,9x10
−7
0,02
= 9,5x10−6mol / L 
(b) Este ítem é resolvido de modo análogo ao anterior: 
CuCl(s)Cu(aq)
+ +Cl(aq)
−
início 0 0,2
durante +s +s
equilíbrio s 0,2 + s
⎫
⎬
⎪
⎭
⎪
KPS = 1,9x10
−7 = [Cu+ ][Cl − ]
Substituíndo :
1,9x10−7 = (s)(0,2 + s)
 
Sendo o CuCl um sal pouco solúvel, a presença de Cl- diminui mais sua solubilidade de 
modo que s deve ser um número pequeno, ou seja: s << 0,2 de modo que pode-se 
aproximar (0,2 + s) ≈ 0,2. Logo: 
1,9x10−7 = 0,2s⇒ s = 1,9x10
−7
0,2
= 9,5x10−7mol / L
 
(c) Neste ítem temos que: 
CaCl2(aq)Ca(aq)
2+ + 2Cl(aq)
−
 x x 2x
0,15 0,15 0,30
portanto, no equilíbrio:
CuCl(aq) ⇔ Cu(aq)
+ +Cl(aq)
−
Início 0 0,30
durante + s + s
Equilíbrio s 0,30 + s
⎫
⎬
⎪
⎭
⎪
KPS = [Cu
+ ][Cl − ] = 1,9x10−7
Substituíndo :
1,9x10−7 = (s)(0,30 + s)
 
Considerando que s << 0,30 temos que (0,30 + s) ≈ 0,30. Logo: 
 
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1,9x10−7 = 0,30s⇒ s = 1,9x10
−7
0,30
= 6,3x10−7mol / L 
9. Seja o equilíbrio: 
Mg(OH)2(s)Mg(aq)
2+ + 2OH(aq)
−
 s s 2s
pOH = 14 − pH⇒14 −12,5 = 1,5
[OH − ] = 10−1,5 ≈ 0,032
Como a única fonte de OH- é a base:
2s = 0,032⇒ s = 0,016 mol/L
 
10. Para sabermos se um reação formará um precipitado devemos comparar o valor de KPS 
com Q. Cada mol de AgNO3 fornece 1 mol de íon Ag+ enquanto que cada mol de 
Ca(C2H3O2)2 fornece 2 mols de C2H3O2-. 
Para o equilíbrio: 
Ag(C2H3O2) Ag(Aq)
+ +C2H3O2(aq)
−
[Ag+ ] = 0,015 mol/L
[C2H3O2
− ] = 0,030 mol/L
Q = [Ag+ ][C2H3O2
- ] = (0,015)(0,030) = 4,5x10-4
 
portanto 4,5x10-4 < 2,3x10-3, ou seja, Q < KPS, logo não haverá precipitação. 
11. Seja o equilíbrio: 
Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq) 
A expressão do KPS é dada por: 
KPS = [Ag+]2[CrO42-] 
Sabendo que cada mol de Ag2CrO4 produz 2 mols de Ag+ e 1 mol de CrO42- então: 
 KPS = 4s
3 = 4(6,63x10−5)3 = 1,17x10
−12 
 
 