4.1 pH

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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DA AMAZÔNIA 
INSTITUTO SÓCIO-AMBIENTAL E DE RECURSOS HÍDRICOS 
DISCIPLINA: QUÍMICA 
 PROFESSORA: RUTH GRANHEN TAVARES 
 
ASSUNTOS: I – EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA – ESCALA DE pH 
 II – pH DE ÁCIDOS E BASES FORTES E FRACOS 
 
PARTE I: EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA – ESCALA DE pH 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
 A ionização da água é entendida como sendo a transferência de um próton (H+) de 
uma molécula de água para outra molécula, resultando um íon hidrônio ou hidroxônio, que é o íon 
hidrogênio hidratado (H3O
+) e um íon hidroxila, segundo a reação: 
 
 
H2O + H2O  H3O
+ + OH- 
. 
 
 Esta é, naturalmente, uma maneira simplificada de dizer o que realmente ocorre, 
porém, salienta o fato de que o íon hidrogênio, em solução aquosa, não é um íon simples, mas 
está firmemente ligado a uma molécula de água. A energia requerida para dissociar 
completamente o íon hidrônio em água e próton hidrogênio é cerca de três vezes maior que a 
energia requerida para quebrar a maioria das ligações covalentes. O cátion hidrônio, por sua vez, 
se deixa hidratar por três moléculas de água. Cada molécula está ligada a um hidrogênio, 
formando a camada de hidratação primária do íon hidrônio: 
 
 H H 
 
 O 
 
 H 
 
 H O H 
 
 O --- H H --- O 
 
 H H 
 
 No entanto, para os propósitos do nosso curso, são irrelevantes maiores detalhes 
sobre essas camadas de hidratação. Assim, consideraremos, apenas, que a água é um eletrólito 
fraco, que se ioniza de acordo com a seguinte equação simplificada: 
 
 
H2O  H
+ + OH- 
. 
 
 Como acontece com todas as ionizações de eletrólitos fracos, também a da água é 
reversível, e vai atingir o equilíbrio, que é chamado Equilíbrio Iônico da Água. 
 
 Para todo equilíbrio, existe uma constante. Nesse caso temos: 
 
K 
]OH[
]OH].[H[
2


  K . [H2O] = [H
+] . [OH-] 
 
 Considerando que a ionização da água é extremamente pequena, a [H2O] é 
constante. Portanto, K . [H2O] é, também, constante. Esse produto é comumente chamado 
Produto Iônico da Água e é representado por Kw. Assim: 
 
 
Kw = [H+] . [OH-] 
. 
 
 
 Medidas experimentais demonstram que, a 25 oC, Kw = 1,0 x 10-14. 
 
 
(1) 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 2 
Assunto: Equil. Iônico Água – Escala pH – pH ácidos e bases Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
2. SOLUÇÕES ÁCIDAS, BÁSICAS E NEUTRAS 
 
 A água pura libera iguais quantidades de íons H+ e OH-. A água pura é neutra e 
toda solução que apresenta [H+] = [OH-] é chamada “solução neutra”. 
 
 Como, Kw = [H+] . [OH-] = 10-14, para as soluções neutras  [H+] . [H+] = 10-14, ou, 
[H+]2 = 10-14  [H+] = [OH-] = 10-7 M. 
 
 Quando um ácido é adicionado à água, irá liberar íons H+. Logicamente, a solução 
obtida será ácida, e a [H+] será maior do que a [OH-], ou seja, [H+] > 10-7 M e [OH-] < 10-7 M. 
 
 Quando uma base é adicionada à água, irá liberar íons OH-. Logicamente, a solução 
obtida será básica, e a [OH-] será maior do que a [H+], ou seja, [OH-] > 10-7 M e [H+]< 10-7 M. 
 
 Como já mencionamos anteriormente (apostila eletrólitos / não eletrólitos – 
equilíbrios), a lei de equilíbrio só é válida para soluções diluídas. Sendo assim, os valores de 
concentração que iremos manipular serão muito pequenos, assim como os valores das constantes 
de equilíbrio. 
 
 É comum, para evitar manipulação de números muito grandes (expoentes 
positivos), ou de números muito pequenos (expoentes negativos), trabalhar-se com os logaritmos 
desses números. 
 
 Desse modo, o químico Sörensen, para evitar, ainda, o inconveniente de se 
manipular números negativos, propôs utilizar – em vez do logaritmo da concentração – o 
logaritmo do inverso da concentração, ou – log da concentração, que é um número positivo, 
simbolizando esse termo (– log) por “p”. Assim, surgiu o pH: 
 pH = – log [H+], 
e o pOH: 
 pOH = – log [OH-]. 
 Esse recurso é, também, utilizado para outros parâmetros, como constantes de 
equilíbrio, baixas concentrações, etc.: 
 pKa = – log Ka 
 pKb = – log Kb 
 pKw = – log Kw 
 pCl = – log [Cl-], enfim, p“qualquer coisa” = – log “qualquer coisa”. 
 
Observações: 
1) Todas as conclusões que já tiramos, até o momento, sobre as soluções aquosas estão 
sintetizadas no quadro abaixo. 
 
 
SOLUÇÕES 
NEUTRAS 
 
 
 
 
[H+] = [OH-] 
 
 
 
[H+] = 10-7 M 
 
 
 
[OH-] = 10-7 M 
 
 
 
pH = pOH 
 
 
 
pH = 7 
 
 
 
pOH = 7 
 
SOLUÇÕES 
ÁCIDAS 
 
 
 
 
[H+] > [OH-] 
 
 
 
[H+] > 10-7 M 
 
 
 
[OH-] < 10-7 M 
 
 
 
pH < pOH 
 
 
 
pH < 7 
 
 
 
pOH > 7 
 
SOLUÇÕES 
BÁSICAS 
 
 
 
 
[H+] < [OH-] 
 
 
 
[H+] < 10-7 M 
 
 
 
[OH-] > 10-7 M 
 
 
 
pH > pOH 
 
 
 
pH > 7 
 
 
 
pOH < 7 
 
2) como pH = – log [H+], então [H+] = 10-pH 
 
3) como pOH = – log [OH-], então [OH-] = 10-pOH 
 
 
3. ESCALA DE pH 
 
 O pH e o pOH das soluções variam dentro de uma escala limitada. Para facilitar a 
compreensão da extensão dessa escala, observemos as seis questões a seguir. 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 3 
Assunto: Equil. Iônico Água – Escala pH – pH ácidos e bases Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
1ª) Em que circunstância o valor de pH será mínimo? Resp. Quando a [H+] for máxima. 
 
2ª) Qual o valor mínimo de pH? Resp. Considerando que pH se origina de uma lei de equilíbrio, 
que só é válida para soluções diluídas (concentrações até 1M), a máxima [H+] em uma solução 
será 1M. Como – log 1 = 0, então, o valor mínimo de pH é 0 (zero). 
 
3ª) Em que circunstância o valor de pOH será mínimo? Resp. Quando a [OH-] for máxima. 
 
4ª) Qual o valor mínimo de pOH? Resp. Considerando que pOH se origina de uma lei de 
equilíbrio, que só é válida para soluções diluídas (concentrações até 1M), a máxima [OH-] em uma 
solução será 1M. Como – log 1 = 0, então, o valor mínimo de pOH é 0 (zero). 
 
5ª) Em que circunstância o valor de pH será máximo, e qual é esse valor? Resp. Quando o valor 
de pOH for mínimo (zero). Como pH + pOH = 14, então, o valor máximo de pH é 14. 
 
6ª) Em que circunstância o valor de pOH será máximo, e qual é esse valor? Resp. Quando o 
valor de pH for mínimo (zero). Como pH + pOH = 14, então, o valor máximo de pOH é 14. 
 
 Assim, o pH e o pOH variam numa escala de 0 a 14. Essa escala está apresentada 
no gráfico abaixo: 
 
 
 
 
 0 1 2 3 4 5 6 
  8 9 10 11 12 13 14 
 
 
SOLUÇÕES ÁCIDAS 
 
 
SOLUÇÕES BÁSICAS 
 14 13 12 11 10 9 8 
  6 5 4 3 2 1 0 
 
 
 
 aumento de acidez da solução 
 
 
 aumento de alcalinidade da solução 
 
 
 
PARTE II: pH DE ÁCIDOS E BASES FORTES E FRACOS 
 
1. CÁLCULO DE pH EM SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FORTES 
 
 Para calcular os valores de pH de soluções de ácidos é necessário o conhecimento 
da [H+], já que pH = – log [H+]. Como os ácidos fortes dissociam completamente, a [H+] é a 
própria concentração total, ou concentração analítica, do ácido, CHA. 
 
 Para calcular os valores de pH de soluções de bases é necessário o conhecimento 
da [OH-], já que pOH = – log [OH-] e pH + pOH = 14. Como as bases fortes dissociam 
completamente, a [OH-], para as bases que possuem apenas uma OH-, é a própria concentração 
total, ou concentração analítica, da base, CBOH. 
 
Exercício 1. Calcular o pH de uma solução a 0,05M de HCl. (log 5 = 0,70) 
Solução: 
 
 CHCl = 0,05 M  [H
+] = 0,05 M = 5 x 10-2M  pH = – log 5 x 10-2 = 2 – log 5  
 
  pH = 2 – 0,70 = 1,3 
 
 Resp: pH = 1,3 
 
 
pH 
pOH 
SOLUÇÕES 
NEUTRAS 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 4 
Assunto: Equil. Iônico Água – Escala pH – pH ácidos e bases Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
Exercício 2. Calcular o pH de uma solução a 0,001M de Ba(OH)2. (log 2 = 0,30) 
Solução: 
 
 
2)OH(Ba
C
= 0,001 M = 10-3 M  [OH-] = 2 x 10-3 M  pOH = – log 2 x 10-3 = 3 – log 2  
 
  pOH = 3 – 0,30 = 2,7  pH = 14 – 2,7 = 11,3 
 
 Resp: pH = 11,3 
 
 
Exercício 3. Dissolvem-se 1,12g de KOH em 500ml de solução. Calcular o pH da solução obtida. 
(PM = 56 ; log 4 = 0,60) 
Solução: 
 
 1 M  56 g  1000 ml 
 
 x M  1,12 g  500 ml 
 
 x . 56 . 500 = 1 . 1,12 . 1000 
 
 x 
04,0
28000
1120

M = CKOH 
.. 
 CKOH = 0,04 M = 4 x 10
-2 M  [OH-] = 4 x 10-2 M  
 
  pOH = – log 4 x 10-2 = 2 – log 4 = 2 – 0,60  
 
 pOH = 1,4  pH = 14 – 1,4 = 12,6 
 
  Resp: pH = 12,6 
 
 
Exercício 4. Calcular o pH de uma solução a 1,2% de NaOH. (PM = 40 ; log 3 = 0,48) 
Solução: (1,2%  1,2 g / 100ml) 
 
 1 M  40 g  1000 ml 
 
 x M  1,2 g  100 ml 
 
 x . 40 . 100 = 1 . 1,2 . 1000 
 
 x 
3,0
4000
1200

M = CNaOH 
.. 
 CNaOH = 0,3 M = 3 x 10
-1 M  [OH-] = 3 x 10-1 M  
 
  pOH = – log 3 x 10-1 = 1 – log 3 = 1 – 0,48  
 
 pOH = 0,52  pH = 14 – 0,52 = 13,48 
 
  Resp: pH = 13,48 
 
 
 
 
 
2. CÁLCULO DE pH EM SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS 
 
 As concentrações de H+ e de OH- para ácidos e bases fracos não podem ser 
diretamente encontradas do valor da concentração analítica do ácido ou da base respectiva, pois 
os mesmos ionizam-se parcialmente. Esses valores serão encontrados considerando-se suas 
constantes de ionização, Ka e Kb. 
 
 Para um ácido fraco, HA, temos: 
HA  H+ + A- 
 
 Ka 
]HA[
]A].[H[ 

 
 
 Como só existe o ácido em solução, pode-se afirmar que [H+] = [A-], pois o ácido é 
a única fonte desses dois íons, e, cada vez que ioniza, libera um cátion e um ânion (OBS: a água 
também libera H+, mas, por ser um eletrólito muito fraco, o valor de sua concentração pode ser 
desprezado em relação ao valor do que é liberado pelo ácido). 
 
 A concentração de HA no equilíbrio ([HA]) é a concentração total, ou analítica, de 
HA (CHA), menos a concentração dos íons liberados, que podem ser representados pelos íons 
hidrogênio ([H+]), ou seja, [HA] = CHA – [H
+]. No entanto, em algumas situações, como é o caso 
de ácidos muito fracos, a [H+] é muito menor que a CHA, e seu valor pode ser desprezado, em 
relação ao último, ficando a concentração de equilíbrio do ácido praticamente igual à sua 
concentração analítica. 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 5 
Assunto: Equil. Iônico Água – Escala pH – pH ácidos e bases Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
 Assim, 
 [H+] = [A-] e [HA] = CHA  Ka 
HAC
]H].[H[ 

  Ka 
HA
2
C
]H[ 

 
 
 Através dessa última expressão, é possível calcular a [H+] de um ácido fraco e, 
portanto, o pH da solução. 
 
 Para uma base fraca, BOH, um raciocínio semelhante pode ser desenvolvido: 
BOH  B+ + OH- 
 
 Kb 
]BOH[
]OH].[B[ 

 
 
 Como só existe a base em solução, pode-se afirmar que [B+] = [OH-], pois a base é 
a única fonte desses dois íons, e, cada vez que ioniza, libera um cátion e um ânion (OBS: a água 
também libera OH-, mas, por ser um eletrólito muito fraco, o valor de sua concentração pode ser 
desprezado em relação ao valor do que é liberado pela base). 
 
 A concentração de BOH no equilíbrio ([BOH]) é a concentração total, ou analítica, 
de BOH (CBOH), menos a concentração dos íons liberados, que podem ser representados pelos íons 
hidroxila ([OH-]), ou seja, [BOH] = CBOH – [OH
-]. No entanto, em algumas situações, como é o 
caso de bases muito fracas, a [OH-] é muito menor que a CBOH, e seu valor pode ser desprezado, 
em relação ao último, ficando a concentração de equilíbrio da base praticamente igual à sua 
concentração analítica. 
 Assim, 
 [OH-] = [B+] e [BOH] = CBOH  Kb 
BOHC
]OH].[OH[ 

  Kb 
BOH
2
C
]OH[ 

 
 
 Através dessa última expressão, é possível calcular a [OH-] de uma base fraca, o 
valor do pOH e, conseqüentemente, o pH da solução. 
 
 Um outro parâmetro envolvido com os cálculos de pH de ácidos e bases fracos é o 
grau de ionização, , já visto anteriormente, e a porcentagem de ionização, que é  x 100. 
 
 para ácidos:  = 
HAC
]H[  e, para bases:  = 
BOHC
]OH[  
 
 
Exercício 5. Calcular o pH e a porcentagem de ionização do ácido acético (HAc) que encontra-se em 
solução 0,1 M. Dados: Ka=1,75x10-5 ; (1,75)1/2= 1,32 ; log 1,32 = 0,12 
Solução: CHAc = 0,1 M = 10
-1 M 
 
HAc  H+ + Ac- 
 
Ka 
]HAc[
]Ac].[H[ 

 
HAcC
]H].[H[ 

 
HAc
2
C
]H[ 

 
 
 [H+]2 = Ka x CHAC  [H
+] = 
HAcC.Ka
 
 
 [H+]= 
15 10.10.75,1 
 = 
610.75,1 
 
 
 [H+] = 1,32 x 10-3 M 
 
 
  pH = - log 1,32x10-3 = 3 – log 1,32 = 3 – 0,12 
 
 
 Resp: pH = 2,88 
 
  = 
HAcC
]H[ 
 = 
1
3
10
10.32,1

 = 1,32 x 10
-2 
 
 
 % ionização =  x 100 = 1,32 x 10-2 x 100 
 
 Resp: % ionização = 1,32 % 
 
 
 
 
 
Exercício 6. Calcular o pH e a porcentagem de ionização do ácido fluorídrico (HF) que encontra-se em 
solução 0,1 M. Dados: Ka=6,75x10-4 ; (67,5)1/2= 8,22 ; log 8,22 = 0,91 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 6 
Assunto: Equil. Iônico Água – Escala pH – pH ácidos e bases Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
Solução: CHF = 0,1 M = 10
-1 M 
 
HF  H+ + F- 
Ka 
]HF[
]F].[H[ 

 
HFC
]H].[H[ 

 
HF
2
C
]H[ 

 
 [H+]2 = Ka x CHF  [H
+] = 
HFC.Ka
 
 [H+]=
14 10.10.75,6 
 = 
610.5,67 
 
 [H+] = 8,22 x 10-3 M 
 
 
  pH = - log 8,22x10-3 = 3 – log 8,22 = 3 – 0,91 
 
 
 Resp: pH = 2,09 
 
  = 
HFC
]H[ 
 = 
1
3
10
10.22,8

 = 8,22 x 10
-2 
 
 % ionização =  x 100 = 8,22 x 10-2 x 100 
 
 Resp: % ionização = 1,32 % 
 
Exercício 7. Calcular o pH e a porcentagem de ionização do hidróxido de amônio (NH4OH) que encontra-
se em solução 0,02 M. Dados: Kb=1,75x10-5 ; (35)1/2= 5,92 ; log 5,92 = 0,77 
Solução: 
OHNH4
C
 = 0,02 M = 2x10-2 M 
 
NH4OH  NH

4
 + OH- 
Kb
]OHNH[
]OH].[NH[
4
4


OHNH
4
C
]OH].[OH[ 

OHNH
2
4
C
]OH[ 

 
 [OH-]2=Kb x 
OHNH4
C
 [OH-]=
OHNH4
C.Kb
 
 [OH-]=
25 10.2.10.75,1 
 = 
710.5,3 
 
 [OH-] = 810.35  = 5,92 x 10
-4 M 
. 
 pOH = -log 5,92x10-4=4 – log 5,92= 4 – 0,77 
 pOH = 3,23  pH = 14 – 3,23 
 
 Resp: pH = 10,77 
 
  = 
OHNH4
C
]OH[ 
 = 
2
4
10.2
10.92,5

 = 2,96 x 10
-2 
 
 % ionização =  x 100 = 2,96 x 10-2 x 100 
 
 Resp: % ionização = 2,96 % 
 
Exercício 8. Calcular o pH de uma solução de hidróxido de amônio (NH4OH) em que essa base encontra-
se 1,32% ionizada. Dados: Kb = 1,75 x 10-5 ; log 1,32 = 0,12 
Solução: 
 
% ioniz.= 1,32   = 1,32 / 100 = 1,32x10-2 
 =
OHNH4
C
]OH[ 
 
OHNH4
C
 = 
210.32,1
]OH[]OH[




 
NH4OH  NH

4
 + OH- 
Kb
]OHNH[
]OH].[NH[
4
4


OHNH
4
C
]OH].[OH[ 

OHNH
2
4
C
]OH[ 

 
 Kb=
2
22
10x32,1x]OH[Kb
]OH[
10x32,1.]OH[



 
 [OH-] = 
2
5
2 10x32,1
10x75,1
10x32,1
Kb




 
 
 [OH-] = 1,32 x 10-3 M 
 
 pOH = -log 1,32x10-3 =3 – log 1,32 = 3 – 
0,12 
 
 pOH = 2,88  pH = 14 – 2,88 
 
 Resp: pH = 11,12 
 
Exercício 9. Calcular a concentração molar de uma solução de HAc que apresenta pH = 3,23. 
 Dados: Ka = 1,75x10-5 ; (5,92)2 = 35 ; log 5,92 = 0,77 
 
Solução: 
 
pH = 3,23  [H+] = 10-3,23 = 10-4 x 100,77 
 
 
[H+] = 10-4x 5,92 
 
 
 
 
 
..  [H+] = 5,92 x 10-4 M 
 
 
 
HAc  H+ + Ac- 
 
Ka 
]HAc[
]Ac].[H[ 

 
HAcC
]H].[H[ 

  Ka 
HAc
2
C
]H[ 

 
 
 
  CHAc=   3
5
8
5
242
10.20
10.75,1
10.35
10.75,1
10.92,5
Ka
]H[ 





 
 
 Resp: CHAc = 0,02M 
 
X = 10
0,77 
log X = log 10
0,77
 
log X = 0,77 x log 10 
log X = 0,77 
 X = 5,92 
. 
Disciplina: QUÍMICA / ISARH / UFRA 7 
Assunto: Equil. Iônico Água – Escala pH – pH ácidos e bases Prof. RUTH GRANHEN TAVARES 
 
 
3. LISTA DE EXERCÍCIOS (pH DE ÁCIDOS E BASES FORTES E FRACOS) 
 
01. Calcular a concentração de íons hidrogênio das soluções com os seguintes valores de pH: 
 a) 3,1 b) 0,6 c) 9,6 Resp. a) 7,95x10-4 M ; b) 0,252 M ; c) 2,52x10-10 M 
 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ 
02. Calcular o pH e o pOH das seguintes soluções de ácidos fortes: 
 a) H2SO4 a 0,002 M ; b) HNO3 a 2,3x10
-4 M ; c) HCl a 0,003 M 
 Resp. a) 2,4 e 11,6 ; b) 3,64 e 10,36 ; c) 2,52 e 11,48 
 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ 
03. Calcular o pH e o pOH das seguintes soluções de bases fortes: 
 a) NaOH a 0,05 M ; b) Ba(OH)2 a 0,0014
 M ; c) KOH a 3,7x10-3 M ; d) NaOH a 1,2 % 
 Resp. a) 12,78 e 1,22 ; b) 11,45 e 2,55 ; c) 11,57 e 2,43 ; d) 13,48 e 0,52 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ 
 
04. Em uma solução aquosa a 0,1 M, o ácido acético (H3C-COOH), em certa temperatura, está 1% 
ionizado. 
a) Qual a constante de ionização do ácido acético nessa temperatura? Resp. 1x10-5 
b) Qual a percentagem de ionização e o pH de uma solução a 0,025 M de ácido acético nessa 
mesma temperatura? Resp. 2 % e 3,22 
 
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05. Que volume de ácido clorídrico (HCl) concentrado (d=1,18 e p=36%) deve ser diluído para 250ml 
se desejamos obter uma solução com pH = 0,6? Resp. 5,4 ml 
 
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06. A constante de ionização do hidróxido de amônio (NH4OH) é 1,75x10
-5, a 25ºC. Calcular: a) o pH; 
b) o pOH e c) a porcentagem de ionização de uma solução a 10-3 M de hidróxido de amônio nessa 
temperatura. Resp. a) 10,12 ; b) 3,88 e c) 13,2 % 
 
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07. Que volume de hidróxido de amônio (NH4OH) concentrado (d=0,88 e p=34,4%) é necessário para 
preparar 200ml de solução com pH = 10,77 desta base cujo Kb=1,75x10-5? Resp. 0,46 ml 
 
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08. Que volume (em ml) de ácido acético concentrado (d = 1,07 e p = 80%) deve ser diluído para 
200ml, para que a solução resultante apresente pH = 2,90? Qual a porcentagem de ionização do 
ácido na solução resultante? (Ka = 1,75x10-5). Resp. 1,4 ml e 1,35 % 
 
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09. Qual o pH de uma solução preparada a partir da dissolução de 0,03426 g de Ba(OH)2 (hidróxido 
de bário) em 500 ml de solução? Obs: nessa concentração a base ioniza totalmente. Resp. 10,9 
 
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10. Qual o pH da solução resultante da mistura de 50ml de solução a 36 ppm de ácido clorídrico (HCl) 
com 50ml de solução a 0,000365% do mesmo ácido? Resp. 3,27 
 
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11. Qual o pH de uma solução a 0,01 M de ácido cianídrico (HCN)? Qual a porcentagem de ionização 
do ácido nessa solução? (Ka = 7,2 x 10-10) Resp. 5,57 e 0,0268 % 
 
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12. Um volume de 2,78 ml de ácido clorídrico (HCl) concentrado (d=1,19 e p=37,7%) é diluído para 
250 ml. Qual o pH da solução obtida? Resp. 0,86 
 
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------13. Qual o pH de uma solução a 0,2% de hidróxido de sódio (NaOH)? Resp. 12,78 
 
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ELEMENTOS PARA CÁLCULOS 
PESOS MOLECULARES LOGARÍTMOS 
NaOH = 40 log1,30 = 0,10 ; log1,32 = 0,12 ; log1,37 = 0,14 ; log2,00 = 0,30 ; 
HCl = 36,5 log2,30 = 0,36 ; log2,52 = 0,40 ; log2,68 = 0,43 ; log2,80 = 0,45 ; 
NH4OH = 35 log3,00 = 0,48 ; log3,70 = 0,57 ; log4,00 = 0,60 ; log5,00 = 0,78 ; 
H3C-COOH = 60 log5,43 = 0,73 ; log5,90 = 0,77 ; log7,16 = 0,85 ; log7,95 = 0,90 ; 
Ba(OH)2 = 171 log8,00 = 0,90. 
 (1,75)1/2= 1,32 ; (7,2)1/2 = 2,68 ; (1,3)2 = 1,69 ; (5,9)2 = 34,81