Equilíbrios Iônico

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MAURÍCIO DOS SANTOS PEREIRA / LICENCIATURA EM QUÍMICA IV 
E-MAIL: icosaedro@hotmail.com 
1 
 
EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIOS IÔNICO 
RESPOSTAS 
1. Um solução do ácido fraco HClO foi analisada, verificando-se, no equilíbrio, a 
existência das seguintes concentrações molares: 
[HClO] = 1,00 mols/L 
[H+] = 1,78 ∙ 10−4 mols/L 
[ClO−] = 1,78 ∙ 10−4 mols/L 
Calcular as constantes de ionização, Ka, do HClO. 
RESPOSTA 
Comentário: 
As concentrações já nos são apresentadas no equilíbrio. Logo podemos aplicar a formula de Ka 
para a reação: HClO ⇌ H+ + ClO− 
 
Ka =
[H+]× [ClO−]
[HClO]
=
[1,78 ∙ 10−4] × [1,78 ∙ 10−4]
1,00
≅ 3,17 ∙ 10−8 (mols/L) 
∴ Ka = 3,1684 ∙ 10
−8 (mols/L) 
2. Em solução 2,0 ∙ 10−2 mols/L, a 25ºC, o ácido acético se encontra 3% ionizado de acordo 
com a equação: 
H3CCOOH ⇌ H
+ +H3CCOO
− 
Calcular a constante de ionização, Ka, deste ácido, naquela temperatura. 
RESPOSTA 
Comentário: 
A concentração e o grau de ionização do ácido acético nos foram dados. Logo podemos 
facilmente resolver pela seguinte formula: 
Ka =𝓂 ∙ α² 
Então: 
Ka = 2,0 ∙ 10
−2 × (3,0 ∙ 10−2)2 = 2,0 ∙ 10−2 × 9,0 ∙ 10−4 
∴ Ka = 1,8 ∙ 10
−5 
3. A 25ºC, um ácido HX apresenta Ka = 1,8 ∙ 10
−5 . Calcular a concentração molar de cada 
espécie derivada do soluto numa solução de 0,5 mols/L de HX, naquela temperatura. 
RESPOSTA 
 
HX ⇌ H+ +X− 
Para Ka: 
Ka =
[H+]× [X−]
[HX]
 
Logo [H+] = [X−] → [H+] ∙ [X−] = [H+]2ou [H+] ∙ [X−] = [X−]² 
 
Ka =
[H+]2
[HX]
⇒ 1,8 ∙ 10−5 ∙ 0,5 = [H+]² 
[H+]2 = 9 ∙ 10−6 
[H+] = √9,0 ∙ 10−6 = 3,0 ∙ 10−3mols/L 
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Então: 
 ∴ [H+] = 3,0 ∙ 10−3mols/L e ∴ [X−] = 3,0 ∙ 10−3mols/L 
 
 
 
4. Em relação a questão anterior. Calcular o grau de ionização (em %) do ácido HX, a 25ºC. 
RESPOSTA 
 
Ka =𝓂 ∙ a
2 ⇒ a = √
Ka
𝓂
= √
1,8 ∙ 10−5
5,0 ∙ 10−1
= √0,36 ∙ 10−4 = 0,6 ∙ 10−2 
a = 0,6 ∙ 10−2 
a% = 0,6 ∙ 10
−2 ∙ 102 = 0,6% 
 
∴ a% = 0,6% 
5. Um estudante preparou uma solução 0,1 mols/L de ácido acético, e , experimentalmente, 
mediu o pH desta solução, encontrando-o igual a 2,88. Calcule o Ka para o ácido acético e 
seu grau de ionização (a) em porcentagem. 
RESPOSTA 
Temos que: 
pH = −log [H+] 
2,88 = −log [H+] 
[H+] = 10−2,88 
Pela reação teremos: 
H3CCOOH ⇌ H
+ +H3CCOO
− 
 
 H3CCOOH ⇌ H
+ H3CCOO
− 
Início 0,1 0,0 0,0 
Reagem 0,1 − 0,00132 0,00132 0,00132 
No Equilibrio 0,09868 0,00132 0,00132 
 
Ka =
[H+]× [H3CCOO
−]
[H3CCOOH]
=
0,00132 × 0,00132
0,09868
= 1,76 ∙ 10−5mols/L 
Ka = 1,76 ∙ 10
−5 mols/L 
Para a%: 
a% =
0,00132
0,1
× 100 = 1,32% 
∴ a% = 1,32% 
6. Um estudante preparou um solução de NH3 0,010 mols/L e, pela experiência de baixo 
ponto de congelação, determinou que o NH3 sofreu ionização de 4,3%. Calcule a constante 
de ionização Kb no NH3. 
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RESPOSTA 
 
Kb =𝓂 ∙ α² 
Kb = 0,01 ∙ (0,043)
2 
∴ Kb = 1,849 ∙ 10
−5mols/L 
7. Qual a concentração de OH−em uma solução de HCl 0,001 mols/L? 
RESPOSTA 
HCl ⇌ H+ +Cl− 
Comentário: 
O ácido clorídrico é um ácido forte e se ioniza totalmente. 
 
 
 HCl ⇌ H+ Cl− 
No Equilíbrio 0,001 0,001 0,001 
 
pH = −log [H+] 
pH = −(log1 ∙ 10−3) 
pH = −(−3) + (− log1) 
pH = 3+ 0 = 3 
pH = 3 
Temos que: 
pH+ pOH = 14 
pOH = 14− pH 
pOH = 14 − 3 
pOH = 11 
Para a concentração de OH−: 
[OH−] = 10−pOH 
∴ [OH−] = 10−11 mols/L 
 
 
8. Qual o pH de uma solução de HI 0,001 mols/L? 
RESPOSTA 
Comentário: 
Mesmo caso da questão anterior: 
pH = −log [H+] 
pH = − log(1 ∙ 10−3) 
pH = − log1 + (−log 10−3 ) 
pH = 0+ 3 = 3 
∴ pH = 3 
 
9. Qual o pH de uma solução HNO3 2,0 ∙ 10
−3mols/L? 
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RESPOSTA 
Comentário: 
Mesmo caso da questão anterior: 
 HNO3 ⇌ H
+ NO3
− 
No Equilíbrio 0,002 0,002 0,002 
 
pH = −log [H+] 
pH = − log(2 ∙ 10−3) 
pH = −log 2 − (−log10−3) 
pH = 3 ∙ 0,3 = 3 
pH = −0,30 + 3 = 2,7 
∴ pH = 2,7 
 
10. Qual o pH de uma solução de NaOH 5,0 ∙ 10−4mols/L? 
RESPOSTA 
Comentário: 
Mesmo caso da questão anterior: 
 
 NaOH ⇌ Na+ HO− 
No Equilíbrio 5,0 ∙ 10−4 5,0 ∙ 10−4 5,0 ∙ 10−4 
 
Para o pOH teremos 
pOH = −log [OH−] 
pOH = −log(5,0 ∙ 10−4) = − log5 − (− log10−4) 
pOH = −0,7 + 4 = 3,3 
Para o pH: 
pOH + pH = 14 
pH = 14− pOH 
pH = 14− 3,3 
∴ pH = 10,7 
11. Constatou-se que uma determinada amostra de suco de laranja possuía pH = 3,80. Quais 
são as concentrações molares de H+ e de OH− nesse suco? 
RESPOSTA 
Comentário: 
Admitimos um grau de ionização de 100%. 
Teremos: 
 HX ⇌ H+ X− 
No Equilíbrio 
Mols/L 
10−3,8 10−3,8 10−3,8 
 
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Para a pOH teremos: 
pH + pOH = 14 
pOH = 14 − pH 
pOH = 14− 3,8 
pOH = 10,2 
Para a concentração de OH- teremos: 
pOH = − log[OH−] 
[OH−] = 10−10,2 mols/L 
Obs.: Talvez o resultado deva está diferente quanto ao expoente, isso ocorrem 
devido ao não uso de uma tabela de logaritmos. 
12. Qual o pH de uma solução de 5,0 × 10−2mols/L de ácido acético, sabendo-se que 2% 
ioniza? 
RESPOSTA 
Pela reação teremos: 
 
H3CCOOH ⇌ H
+ +H3CCOO
− 
 
 H3CCOOH ⇌ H
+ H3CCOO
− 
Início 5,0 × 10−2 0,0 0,0 
Reagem 0,1 × 10−2 1,0 × 10−3 1,0 × 10−3 
No Equilibrio 4,9 × 10−2 1,0 × 10−3 1,0 × 10−3 
 
Para o pH temos: 
pH = − log[H+] 
pH = −log(1,0 × 10−3) 
pH = − log1 + (−log 10−3) 
pH = −0+ [−3 ∙ (− log 10)] 
∴ pH = 3 
13. Qual o grau de ionização do hidróxido de amônio numa solução 0,05 mols/L, sabendo 
que o pH da mesma é 11? 
RESPOSTA 
Pelo pH descobriremos pOH: 
pH + pOH = 14 
pOH = 14 − pH 
pOH = 14 − 11 
pOH = 3 
Logo teremos como concentração de [OH−]: 
[OH−] = 10−pOH = 10−3 
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[OH−] = 1,0 ∙ 10−3 mols/L 
Pelo equilíbrio teremos: 
NH4OH ⇌ NH4
+ + OH− 
 
 NH4OH ⇌ NH4
+ + OH− 
Início 50,0 ∙ 10−3 0,0 0,0 
Reagem 1,0 ∙ 10−3 1,0 ∙ 10−3 1,0 ∙ 10−3 
No Equilíbrio 49 ∙ 10−3 1,0 ∙ 10−3 1,0 ∙ 10−3 
Mols/L 49 ∙ 10−3 1,0 ∙ 10−3 1,0 ∙ 10−3 
 
Para α%: 
 α% =
1,0 ∙ 10−3
50,0 ∙ 10−3
×100 = 2%→ ∴ α% = 2% 
 
14. Calcular o pH de uma solução de HCl que apresenta 10,95 mg deste ácido por litro de 
solução. 
Dados: 
Massa molar: HCl = 36,5 g/mol; Log 3 = 0,48. 
RESPOSTA 
Convertendo mg para g teremos: 
10,95 mg = 0,01095 g 
Calculando a molaridade do HCl: 
𝓂 =
mg
V ∙ Mmolar
=
1,095 ∙ 10−2
1 ∙ 36,5
= 0,03 ∙ 10−2 = 3,0 ∙ 10−4mols/L 
𝓂 = 3,0 ∙ 10−4mols/L 
Montando a tabela de contabilidade estequiométrica considerando um grau de ionização 
de 100%: 
 HCl ⇌ H+ Cl− 
No Equilíbrio 
Mols/L 
3,0 ∙ 10−4 3,0 ∙ 10−4 3,0 ∙ 10−4 
 
Para o pH tem-se: 
pH = − log[H+] 
pH = −log(3,0 ∙ 10−4) 
pH = − log3 + [−4 ∙ (− log 10)] 
pH = −0,48 + [−4 ∙ (−1)] 
pH = −0,48 + 4 
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∴ pH = 3,52 
15. Calcular o pH de uma solução 2,0 × 10−2mols/L de NH4OH, a 25ºC, sabendo-se que o 
grau de dissociação da base é 1,34%. 
Dados: log 2,68 = 0,43. 
RESPOSTA 
Pelo equilíbrio teremos:NH4OH ⇌ NH4
+ + OH− 
Montemos a tabela de contabilidade estequiométrica: 
 
 NH4OH ⇌ NH4
+ + OH− 
Início 200,0 × 10−4 0,0 0,0 
Reagem 2,68 × 10−4 2,68 × 10−4 2,68 × 10−4 
No Equilíbrio 1,9732 × 10−2 2,68 × 10−4 2,68 × 10−4 
Mols/L 1,9732 × 10−2 2,68 × 10−4 2,68 × 10−4 
 
Para o pH: 
pH+ pOH = 14 ⇒ pH = 14− pOH 
pH = 14− [−log(2,68 × 10−4)] = 14 − [− log2,68 + (−4 ∙ (− log 10))] 
pH = 14− [−0,43 + 4] = 14 − 3,57 = 10,43 
∴ pH = 10,43 
 
16. Calcular o pH da solução resultante da adição de 100 ml de solução aquosa 0,2 mols/L de 
NaOH a 150 ml de solução aquosa de 0,1 mols/L de HCl. 
Dados: log 5 = 0,70 
RESPOSTA 
Comentário: 
A reação entre o ácido clorídrico e a hidróxido de sódio é uma reação de neutralização. O 
ponto principal para resolvermos questões deste tipo é descobrirmos quem é o reagente 
limitante e o reagente em excesso. 
Mols que reagem: 
 
nNaOH = V ∙ 𝓂 = 0,1 ∙ 0,2 = 0,020 mols 
nHCl = V ∙𝓂 = 0,15 ∙ 0,1 = 0,015 mols 
 
 
 
 
 
Tabela de contabilidade estequiométrica 01 
 
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 HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(s) + H2O(l) 
Reagem 0,015 0,020 0,015 0,015 
Sobram 0,0 0,005 0,015 0,015 
 
Logo ao final da neutralização sobram 5,0 ∙ 10−3 mols de NaOH, e por isso é o reagente 
em excesso e o HCl é o reagente limitante, visto que não sobra nada no final. 
Devemos agora calcular a molaridade da nova solução em relação ao NaOH ainda 
existente. 
 
𝓂 =
5,0 ∙ 10−3
100 + 150
1000
=
5,0 ∙ 10−3
250
100
=
5,0 ∙ 10−3
0,25
= 2,0 ∙ 10−3 mols/L 
 
Lembre-se que o NaOH é uma base forte e portanto seu grau de dissociação é de 100%. 
Tabela de contabilidade estequiométrica 02. 
 
 NaOH ⇌ Na+ + OH− 
Reagem 2,0 ∙ 10−2 2,0 ∙ 10−2 2,0 ∙ 10−2 
No equilíbrio 2,0 ∙ 10−2 2,0 ∙ 10−2 2,0 ∙ 10−2 
Para o pH teremos: 
pH = 14− pOH 
pH = 14− [− log(2,0 ∙ 10−2)] 
pH = 14 − [−log 2 + (−log10−2)] 
pH = 14− [−0,30 + (−2 ∙ (− log 10))] 
pH = 14− [−0,30 + 2] 
∴ pH = 12,3 
 
 
 
17. Indique o caráter ácido, básico ou neutro das soluções aquosas dos sais NaCN, ZnCl2, 
Na2SO4 e NH4Cl. 
RESPOSTA 
Para o NaCN: 
Temos neste caso um sal formado por uma base forte e ácido fraco. A hidrolise desse 
sal é representada abaixo: 
NaCN+H2O ⇌ NaOH + HCN 
Na+ +CN− +H2O ⇌ Na
+ +OH− + HCN 
 
CN− + H2O ⇌ 𝐎𝐇
− +HCN 
∴ Pela presença da hidroxila ao final teremos um solução básica, ou, seja, 𝐩𝐇 > 𝟕. 
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9 
 
 
Para o ZnCl2: 
Temos neste caso um sal formado por uma base fraca e ácido forte . A hidrolise desse 
sal é representada abaixo: 
 
ZnCl2 + 2H2O ⇌ Zn(OH)2 +2HCl 
Zn2+ +2Cl− +2H2O ⇌ Zn(OH)2 + 2H
++ 2Cl− 
Zn2+ + 2H2O ⇌ Zn(OH)2 + 𝟐𝐇
+ 
 
∴ Pela presença do H+ ao final teremos um solução ácida, ou, seja, 𝐩𝐇 < 𝟕. 
 
Para o Na2SO4 
Temos neste caso um sal formado por uma base forte e ácido forte. A hidrolise desse sal 
é representada abaixo: 
 
Na2SO4 + 2H2O ⇌ 2NaOH+ H2SO4 
2Na+ + SO4
−2 +2H2O ⇌ 2Na
+ + SO4
−2 + 2OH− +2H+ 
2H2O ⇌ 2OH
− + 2H+ 
∴ Pela presença igualitária de H+ e OH− teremos uma solução neutra no final, ou seja, 
pH = 7 
 
Para o NH4Cl: 
 
Temos neste caso um sal formado por uma base fraca e ácido forte . A hidrolise desse 
sal é representada abaixo: 
 
NH4Cl + H2O ⇌ NH4OH + HCl 
NH4
+ + Cl− ⇌ NH4OH + H
+ +Cl− 
 
NH4
+ ⇌ NH4OH +𝐇
+ 
∴ Pela presença do H+ ao final teremos um solução ácida, ou, seja, 𝐩𝐇 < 𝟕. 
18. Prepara-se uma solução de cianeto de potássio (KCN), a 25ºC. Calcular a constate de 
hidrolise deste sal, sabendo que a constante de ionização do HCN a 25ºC é 8,0 × 10−10. 
RESPOSTA 
Comentário: 
Temos um sal formado por um ácido fraco e uma base forte. Logo teremos: 
KCN +H2O ⇌ HCN +KOH 
K+ +CN− +H2O ⇌ K
+ +OH− + HCN 
CN− +H2O ⇌ OH
− +HCN 
Kc =
[OH−]× [HCN]
[CN−] × [H2O]
 
K c ∙ [H2O]⏞ 
Nova constante Kh
=
[OH−] × [HCN]
[CN]
 
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Kh =
[OH−] × [HCN]
[CN−]
 
 
Para HCN 
HCN ⇌ H+ + CN− 
Ka =
[H+]× [CN−]
[HCN]
⇒ [HCN] =
[H+]× [CN−]
Ka
 
Substituindo teremos: 
Kh =
[OH−] ×
[H+]× [CN−]
Ka
[CN−]
 
Kh = [OH
−] ×
[H+]× [CN−]
Ka
×
1
[CN−]
=
[OH−] × [H+]
Ka
=
Kw
Ka
 
Kh =
Kw
Ka
 
 
Kh =
1,0 ∙ 10−14
8,0 × 10−10
= 1,25 × 10−5 
 
∴ Kh = 1,25 × 10
−5 
19. Para uma solução de 0,10 mols/L de acetato de sódio, NaAc, calcular: 
Dados: Ka = 1,8 ∙ 10
−5 
a) A constante de hidrolise desse sal: 
RESPOSTA 
Comentário: 
Logo percebemos que se trata de um sal formado pela reação de neutralização ocorrida 
entre um ácido fraco com uma base forte. Logo apliquemos a relação abaixo: 
Kh =
Kw
Ka
 
Teremos: 
Kh =
Kw
Ka
=
1,0 ∙ 10−14
1,8 ∙ 10−5
≅ 0,556 ∙ 10−14−(−5) = 0,556 ∙ 10−9 
∴ Kh = 5,56 ∙ 10
−10 
b) O grau de hidrolise em porcentagem (%) 
RESPOSTA 
 
NaAc+H2O ⇌ NaOH + HAc 
Na+ + Ac− ⇌ Na+ +OH− +HAc 
Ac− +H2O ⇌ OH
− +HAc 
 
Para Kc: 
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Kc =
[OH −]× [HAc]
[Ac−]× [H2O]
 
 
K c ∙ [H2O]⏞ 
Nova constante Kh
=
[OH−] × [HAc]
[Ac−]
 
 
Kh =
[OH −] × [HAc]
[Ac−]
 
 
Matamos a tabela de contabilidade estequiométrica: 
 
 Ac− + H2O ⇌ OH 
− + HAc 
Início 0,1 0,0 0,0 0,0 
Reagem x x x x 
No equilíbrio x − 0,1 x x x 
Mols/L x − 0,1 x x x 
 
 
Kc =
[OH −]× [HAc]
[Ac−]× [H2O]
⇒ Kc ∙ [H2O] =
[OH −]× [HAc]
[Ac−]
 
 
K c ∙ [H2O]⏞ 
Nova constante Kh
=
[OH −]× [HAc]
[Ac−]
 
 
5,56 ∙ 10−10 =
[OH −] × [HAc]
[Ac−]
=
x × x
(0,1 − x)
=
x²
0,1 − x
 
 
5,56 ∙ 10−10 =
x²
0,1 − x
 
 
0,556 ∙ 10−10 − 5,56 ∙ 10−10x = x² 
x2 + 5,56 ∙ 10−10 −5,56 ∙ 10−11 = 0 
∆= (5,56 ∙ 10−10)2 − 4 ∙ 1 ∙ (−5,56 ∙ 10−11) 
∆= 30,91 ∙ 10−20 + 22,24 ∙ 10−11 
∆= 30,91 ∙ 10−20 + 22240000000 ∙ 10−20 
√∆=√22240000030,91 ∙ 10−20 = 149130,82 ∙ 10−10 
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x =
−(−0,556 ∙ 10−10) + 149130,82 ∙ 10−10
2
= 74565,688 ∙ 10−10 
x = 7,4565688 ∙ 10−6 
x ≅ 7,5 ∙ 10−6 
Para α%: 
α% =
x
0,1
× 102 =
7,5 ∙ 10−6
1,0 ∙ 10−1
× 102 = 7,5 ∙ 10−5 × 102 = 7,5 ∙ 10−3 % 
∴ α% = 7,5 ∙ 10
−3 % 
Poderíamos também de maneira mais direta ter feito por: 
Kh =𝓂 ∙ α
2 
 
5,56 ∙ 10−10 = 0,1 ∙ α2 
α2 =
5,56 ∙ 10−10
1,0 ∙ 10−1
= 5,56 ∙ 10−9 
α2 = 5,56 ∙ 10−9 
α = √5,56 ∙ 10−9 = √55,6 ∙ 10−10 = √55,6 ∙ 10−
10
2 
α ≅ 7,456 ∙ 10−5 
Para α%: 
α% ≅ 7,456 ∙ 10
−5 × 102 ≅ 7,5 ∙ 10−3 % 
∴ a% = 7,5 ∙ 10
−3 % 
c) Calcular o pH da solução. 
RESPOSTA 
Comentário: 
Devemos preencher a tabela abaixo substituindo pelo seu valor número e determinar a o 
pH usando como referência o produtos iônico da água e a concentração de OH− dada 
como o preenchimento da tabela. 
 Ac− + H2O ⇌ OH 
− + HAc 
Início 0,1 0,0 0,0 0,0 
Reagem 7,5 ∙ 10−6 7,5 ∙ 10−6 7,5 ∙ 10−6 7,5 ∙ 10−6 
No equilíbrio 0,0999925 7,5 ∙ 10−6 7,5 ∙ 10−6 7,5 ∙ 10−6 
Mols/L 0,0999925 7,5 ∙ 10−6 7,5 ∙ 10−6 7,5 ∙ 10−6 
 
Para o pH teremos: 
MAURÍCIO DOS SANTOS PEREIRA / LICENCIATURA EM QUÍMICA IV 
E-MAIL: icosaedro@hotmail.com 
13 
 
pH+ pOH = 14 
pH = 14− pOH 
pH = 14 − (−log 7,5 ∙ 10−6) 
pH = 14− [−log7,5 + (−6 ∙ (− log 10))] 
pH = 14− [−0,875+ 6] 
pH = 14 + 0,875 − 6 
pH = 8,875 ≅ 8,8 
∴ pH = 8,8 
 
20. Para uma solução 0,10 mols/L de N2H5Cl, calcular: 
a) A constante de hidrolise: 
RESPOSTA 
 
Kh =
Kw
Kb
=
1,0 ∙ 10−14
1,7 ∙ 10−6
= 0,59 ∙ 10−8 
Kh = 5,9 ∙ 10
−9 
b) O grau de hidrolise em porcentagem (%) 
RESPOSTA 
Kh =𝓂 ∙ α
2 
5,9 ∙ 10−9 = 1,0 ∙ 10−1 × α2 
α2 =
5,9 ∙ 10−9
1,0 ∙ 10−1
= 5,9 ∙ 10−8 
α = √5,9 ∙ 10−8 = √5,9 ∙ 10−
8
2 ≅ 2,43 ∙ 10−4 
 
α = 2,43 ∙ 10−4 
Para a% 
α% = 2,43 ∙ 10
−4 ∙ 102 = 2,43 ∙ 10−2 
∴ α% = 2,43 ∙ 10
−2% 
c) O pH da solução formada 
RESPOSTA 
pH = −log(0,1 × 2,43 ∙ 10−4) = −log(0,243 × 10−4) = −log(2,43 ∙ 10−5) 
pH = − log2,43 + (− log10−5) = −0,385 + (−5 ∙ [− log 10)] 
pH = −0,385 + 5 = 4,615 
∴ pH ≅ 4,62 
21. Calcular o pH de uma solução 1,0 mols/L de NH4Cl, a 25°C. (Dados: Kb:1,8 ∙ 10
−5, 
log 2,36 = 0,37) 
RESPOSTA 
Kh =
Kw
Kb
=
1,0 ∙ 10−14
1,8 ∙ 10−5
≅ 0,556 ∙ 10−9 
Kh = 5,56 ∙ 10
−10 
Para α teremos: 
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14 
 
Kh =𝓂 ∙ α
2 ⇒ α = √
Kh
𝓂
 
α = √
Kh
𝓂
= √
5,56 ∙ 10−10
1,0
≅ 2,36 ∙ 10−5 
α = 2,36 ∙ 10−5 
Para o pH: 
pH = −log(𝓂 ∙ α) = − log(1,0 ×2,36 ∙ 10−5) = −log (2,36 ∙ 10−5) 
pH = − log2,36 + (−log 10−5) 
pH = −0,37 + [−5 ∙ (− log10)] = −0,37 + 5 
∴ pH = 4,63 
22. Calcule a constante de ionização do ácido nitroso, HNO2(g) , à temperatura de 25ºC, 
sabendo que numa solução aquosa de concentração de 0,02 mols/L, a essa temperatura, a 
porcentagem de moléculas do ácido que se encontra ionizadas é igual a 15%. 
RESPOSTA 
Pela ionização do ácido teremos: 
HNO2 ⇌ H
+ +NO2
− 
Montamos a tabela: 
 HNO2 ⇌ H 
+ + NO2
− 
Início 0,02 0,0 0,0 
Reagem 0,02 ×0,15 = 0,003 0,003 0,003 
No equilíbrio 0,017 0,003 0,003 
Mols/L 0,017 0,003 0,003 
Para Ka: 
Ka =
[H +]× [NO2
− ]
[HNO2]
=
3,0 ∙ 10−3 × 3,0 ∙ 10−3
1,7 ∙ 10−2
=
9,0 ∙ 10−6
1,7 ∙ 10−2
≅ 5,29 ∙ 10−4 
∴ Ka = 5,29 ∙ 10
−4 mols/L 
23. Quando 0,050 mols de um ácido HÁ foi dissolvido em quantidade de água suficiente para 
obter 1,0 L de solução, constatou-se que o pH resultante foi igual a 2. 
a) Qual é a concentração total de íons na solução? 
RESPOSTA 
Pela ionização do ácido teremos: 
HA ⇌ H+ +A− 
Para a concentração de H+ temos que: 
pH = − log[H+] 
[H+] = 10−pH 
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15 
 
[H+] = 10−2 = 0,01 
Montamos a tabela: 
 HA ⇌ H + + A− 
Início 0,05 0,0 0,0 
Reagem 0,01 0,01 0,01 
No equilíbrio 0,04 0,01 0,01 
Mols/L 0,04 0,01 0,01 
Para a concentração total de íons teremos: 
Totalions = ∑íons 
Totalions = [H 
+]+ [A− ] 
Totalions = 0,01 + 0,01 
Totalions = 0,02 = 2,0 ⋅ 10
−2 
Totalions = 2,0 ⋅ 10
−2 mols/L 
 
b) Qual o valor da constante Ka do ácido HÁ? 
RESPOSTA 
 
Para Ka teremos: 
Ka =
[ H +][A−]
[ HA]
=
[0,01]× [0,01]
[0,04]
=
(1,0 ∙ 10−2)²
4,0 ∙ 10−2
=
1,0 ∙ 10−4
4,0 ∙ 10−2
= 0,25 ∙ 10−2 
Ka = 2,5 ∙ 10
−3 (mols/L) 
24. Um estudante misturou todo o conteúdo de dois frascos A e B, que continham: 
 Frasco A: 25 ml de solução aquosa de ácido clorídrico, HCl(aq) , 0,80 mols/L; 
 Frasco B: 25 ml de solução aquosa de hidróxido de potássio, KOH(aq), 0,60 mols/L; 
a) Calcule o pH da solução resultante, a 25°C. 
RESPOSTA 
Comentário: 
Esta questão se assemelha à questão 16. 
Calculamos o número de mols para cada espécie química. Logo teremos: 
nHCl =𝓂× VHCl = 0,80 ×
25
1000
= 0,02 mols → nHCl = 0,02 mols 
nKOH = 𝓂× VHCl = 0,60 ×
25
1000
= 0,015 mols → nKOH = 0,015 mols 
 
Como na questão 16, devemos descobrir quem é o reagente limitante e o em excesso. 
Para isso montamos uma tabela de contabilidade estequiométrica. Veja abaixo: 
 
 HCl(aq) + KOH(aq) → KCl(s) + H2O(aq) 
Início (mols) 0,020 0,015 0,0 0,0 
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16 
 
Reagem (mols) 0,015 0,015 0,015 0,0,5 
Sobram (mols) 0,005 0,000 0,015 0,015 
 
Logo percebemos que o reagente limitante se trata do KOH, e o reagente em excesso 
será o HCl, pois neste caso ao final da reação de neutralização ainda existe ácido. Já 
podemos adiantar que o solução resultante da mistura terá um caráter ácido, ou seja, 
seu pH será menor que 7,0 (pH < 7,0 = Solução Ácida). 
Para o pH devemos calcular a molaridade da solução em relação ao ácido clorídrico 
(HCl) ainda existente. Para isso fazemos: 
𝓂HCl =
nsobram
Vresultante
1000
=
nsobram
VHCl+ VKOH
1000
=
0,005
25 + 25
1000
=
0,005
50
1000
 =
0,005
0,05
= 1,0 ∙ 10−1 
𝓂HCl = 1,0 ∙ 10
−1 
Pelo equilíbrio estabelecido, sabendo que o HCl ioniza-se totalmente teremos: 
 HCl ⇌ H + + Cl− 
No equilíbrio 1,0 ∙ 10−1 1,0 ∙ 10−1 1,0 ∙ 10−1 
 
Logo pH será: 
pH = −log[ H +] 
pH = − log(1,0 ∙ 10−1) 
∴ pH = 1 
b) A solução resultante é ácida, básica ou neutra? Justifique sua resposta utilizando o 
produto iônico da água. 
RESPOSTA 
O item “a” responde o item b. Veja a demonstração abaixo: 
pH + pOH = 14 
pH = pOH = Solução neutra 
pH < 7 ⇒ pH > pOH 
pH > pOH 
− log[H +] > − log[OH −] 
Eliminado o logaritmo de ambos os lados obtemos que: 
∴ [H +] > [OH –] 
Ou seja, a concentração do H+ será maior que a concentração do OH− no equilíbrio 
iônico que fora estabelecido. 
25. A metilamina, H3C −NH2, proveniente da decomposição de certas proteínas, 
responsáveis pelo desagradável cheiro de peixe, é uma substancia gasosa, solúvel e água. 
Em soluções aquosas de metilamina o equilíbrio : 
H3C− NH2 + H2O(l) ⇌ H3C− NH3
+ + OH− 
a) O pH da solução aquosa de metilamina será maior, menor ou igual a 7,0? Explique. 
RESPOSTA 
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17 
 
O pH da solução em equilíbrio de metilamina será maior do que 7,0 devido a maior 
concentração de íons OH− do que íons H+. 
b) Por que o limão ou vinagre (soluções ácidas) diminuem o cheiro de peixe? 
RESPOSTA 
Soluções ácidas possuem concentração de H+ > OH−, ao entrar em contato como o 
peixe seria como “aumentar a concentração de H+”, abaixando o pH devido o consumo 
do OH− dado pela reação: H+ + OH− → H2O. A retirada do OH
− desloca o equilíbrio 
no sentido de repor está mesma quantidade, com isso o equilíbrio será deslocado para 
a direita consumindo mais metilamina, consequentemente diminuído o odor de peixe. 
26. Um determinado produto de limpeza, de uso doméstico, é preparado a partir de 2,5 ∙ 10−3 
mols de NH3 para cada litro de produto. A 25ºC, esse produto contém, dentre outras 
espécies químicas, 1,0 ∙ 10−10 mols/L de H+. Considere que a equação de ionização da 
amônia em água é: 
 
NH3(g) +H2O(l) ⇌ NH4(aq)
++ OH(aq) 
Calcule, em porcentagem, o grau de ionização da amônia nesse produto. 
RESPOSTA 
Comentário: 
Veja que nos foi dado uma informação muito importante, a concentração de H+. A partir 
dela poderemos calcular o pH da solução e a concentração do OH−. Veja: 
pH = − log[H+] 
pH = − log[1,0 ∙ 10−10] 
pH = 10 
Para o pOH teremos: 
pH + pOH = 14 
pOH = 14 − pH 
pOH = 14 − 10 
pOH = 4 
 
Para a concentração de OH−no equilíbrio teremos: 
pOH = −log[OH−] ⇒ [OH−] = 10−pOH 
[OH−] = 1,0 ∙ 10−4mols/L 
ou 
[OH−] = 0,1 ∙ 10−3 mols/L 
 
 
 
Montamos a tabela: 
 
 NH3(g) ⇌ NH4(aq)
+ + OH−(aq) 
Início 2,5 ∙ 10−3 0,0 0,0 
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18 
 
Reagem 0,1 ∙ 10−3 0,1 ∙ 10−3 0,1 ∙ 10−3 
No equilíbrio 2,4 ∙ 10−3 0,1 ∙ 10−3 0,1 ∙ 10−3 
Mols/L 2,4 ∙ 10−3 0,1 ∙ 10−3 0,1 ∙ 10−3 
Para a% teremos: 
a% =
0,1 ∙ 10−3
 2,5 ∙ 10−3
× 100 ≅ 4,0 % 
∴ a% = 4,0 % 
27. Dois comprimidos de aspirina, cada um com 0,36 g desse composto, foram dissolvidos 
em 200 ml de água. 
a) Calcule a concentração molar da aspirina nessa solução, em mols/L. (Massa molar da 
aspirina = 180 g/mol) 
RESPOSTA 
Convertendo o volume para litros 
Vlitros =
200
1000
= 0,2 L 
Vlitros = 0,2 L 
 
Para a molaridade teremos que: 
𝓂 =
n
Vlitros
=
mg
Mmolar
Vlitros
=
mg
Mmolar
×
1
V
=
mg
Mmolar × Vlitros
 
𝓂 =
mg
Mmolar × Vlitros
=
2⏞
São 2 comprimidos
× 0,36
180,0 × 0,2
=
0,72
32,0
= 0,02 
 
∴ 𝓂 = 2,0 ∙ 10−2 mols/L 
 
b) Considerando a ionização da aspirina segundo a equação: C9H8O4(aq) ⇌ H(aq)
+ +
C9H7O4(aq)
+ e sabendo que ela se encontra 5% ionizada. Calcule o pH dessa 
solução: 
RESPOSTA 
Montando a tabela de contabilidade estequiométrica para a reação dada teremos: 
C9H8O4(aq) ⇌H(aq)
+ + C9H7O4(aq)
+ 
 C9H8O4 (aq) ⇌ C9H7O4(aq)
+ 
+ 
H(aq)
+ 
Início 2,0 ∙ 10−2 0,0 0,0 
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E-MAIL: icosaedro@hotmail.com 
19 
 
Ionizam/Reagem 0,1 ∙ 10−2 0,1 ∙ 10−2 0,1 ∙ 10−2 
No equilíbrio 1,9 ∙ 10−2 0,1 ∙ 10−2 0,1 ∙ 10−2 
Mols/L 1,9 ∙ 10−2 0,1 ∙ 10−2 0,1 ∙ 10−2 
Para o pH teremos: 
pH = − log[H+] 
pH = − log[0,1 ∙ 10−2] = − log[1,0 ∙ 10−3] 
pH = − log1 + (−log 10−3) 
pH = 0 + [−3 ∙ (− log 10)] 
pH = 0+ [−3 ∙ (−1)] 
pH = 0+ 3 
∴ pH = 3 
28. Um dos problemas associados à queima de carvão em usinas termelétricas é a chuva ácida, 
decorrente, entre outros, da formação de ácido sulfúrico na atmosfera. Um dos países mais 
afetados, na Europa, foi a Suécia. Nesse país, vários lagos tornaram-se acidificados, 
apresentando um pH incompatível com a vida aquática. Como solução, foi utilizado 
CaCO3, na tentativa de neutralizar esse ácido em excesso. Supondo um lago com 1 milhão 
de metros cúbicos de água, com um pH = 4,0, calcule a quantidade de CaCO3, em toneladas 
necessária para elevar esse pH para 7,0. 
Dados: 
H2SO4 + CaCO3 ⟶CaSO4 + CO2 +H2O 
Massa Molares (g/mol): H2SO4 = 98;CaCO3 = 100. 
 
RESPOSTA 
Para a reação em equilíbrio entre o ácido sulfúrico e o calcário: 
 
H2SO4 +CaCO3 ⇌ H2CO3 +CaSO4 
H2CO3 +CaSO4 ⇌ 2H
+ +CO3
− + CaSO4 
Somando as equações acima: 
H2SO4 +CaCO3 ⇌ 2H
+ +CO3
−2 +CaSO4 
 
Para a concentração de H+: 
 
pH = − log[H+] ⇒ [H+] = 10−pH 
[H+] = 1,0 ∙ 10−4 mols/L 
Montamos a tabela: 
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20 
 
 
 H2SO4 + CaCO3 ⇌ 2H
+ + CO3
−2 CaSO4 
Reagem 0,5 ∙ 10−4 0,5 ∙ 10−4 1,0 ∙ 10−4 0,5 ∙ 10−4 0,5 ∙ 10−4 
 
Para que o pH seja igual a 7,0 a concentração de H+ deverá ser igual á 1,0 ∙ 10−7mols/L. 
Agora devemos descobrir a concentração de CaCO3que equivale a este pH. 
Usando proporção: 
 
1,0 mols de CaCO3 −− −− −2 mols H
+ 
z −− −− −− −− −1,0 ∙ 10−4mols H+ 
Teremos: 
z′ =
1,0 ∙ 10−4mols H+
2 mols H+
∙ 1,0 mols de CaCO3 
 
z′ = 0,5 ∙ 10−4 mols de CaCO3 
Em um litro a molaridade será: 
𝓂CaCO3 = 5,0 ∙ 10
−5mols/L 
Agora devemos descobrir o número de mols de CaCO3 dissolvido em no volume dado. 
Nos foi dado que o volume do lago seria de 1 milhão de metros cúbicos. Convertendo 
isso para litros teremos: 
Vlago em litros = 1,0 ∙ 10
6 × 103 = 1,0 ∙ 109 L 
Vlago em litros = 1,0 ∙ 10
9 L 
Veja: 
𝓂CaCO3 =
nCaCO3
Vlitros
⇒ nCaCO3 =𝓂CaCO3 × Vlitros 
nCaCO3 =𝓂CaCO3 × Vlitros 
nCaCO3 = 5,0 ∙ 10
−5 × 1,0 ∙ 109 
nCaCO3 = 5,0 ∙ 10
4 mols 
Está é a quantidade em mols de CaCO3 que irão neutralizar o H2SO4 . Para massa em 
gramas teremos: 
n =
mg
Mmolar
⇒ mg = n ×Mmolar 
mCaCO3 em gramas = 5,0 ∙ 10
4 × 100 
mCaCO3 em gramas = 5,0 ∙ 10
6g 
Para a massa em quilogramas: 
 
mCaCO3 em gramas =
5,0 ∙ 106
103
= 5,0 ∙ 103kg 
 
∴ mCaCO3 em gramas = 5,0 ∙ 10
3kg 
Ou 
∴ mCaCO3 em toneladas = 5,0 ton