Equilíbrio Químico, deslocamento de equilíbrio e fatores como concentração, pressão e temperatura

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EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 REAÇÃO REVERSÍVEL 
 
Reação reversível é aquela que ocorre 
simultaneamente nos dois sentidos. 
 
A + B C + D
1
2 
 
 sentido 1 = reação direta 
 sentido 2 = reação inversa ou reversa 
 
 
 CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO 
 
Considerando a reação reversível: 
 
A + B C + D
1
2 
 
À medida que ocorre a reação direta, as 
concentrações molares de A e de B diminuem (A e B 
são consumidos), ao passo que as concentrações 
molares de C e de D aumentam (C e D são formados). 
Aplicando às reações direta e inversa a lei de 
velocidades, conclui-se que, com o passar do tempo, a 
velocidade da reação direta diminui enquanto que a 
velocidade da reação inversa aumenta. 
 
 
v1 = k1.[A].[B] v2 = k2.[C].[D]
diminui
 porque
aumenta
 porque
estas concentrações
 vão diminuindo
estas concentrações
 vão aumentando
 
 
 
Após um tempo t, as velocidades das reações direta 
e inversa se igualam. Diz-se, então que a reação atingiu 
um estado de equilíbrio dinâmico, o equilíbrio químico. 
 
 
Graficamente, tem-se: 
 
Velocidade
v1
v2
t0 Tempo
t = tempo no qual o equilíbrio é atingido
v1 = v2
 
 
A partir do instante em que o sistema atinge o estado 
de equilíbrio químico, tem-se a impressão que a reação 
cessou, pois não ocorre mais nenhuma modificação 
observável. No entanto, as reações direta e inversa 
continuam a ocorrer com velocidades iguais. Isto faz 
com que, ao ser atingido o equilíbrio, as concentrações 
molares das substâncias participantes permaneçam 
constantes; cada transformação de moléculas reagentes 
em produtos é compensada por uma transformação de 
moléculas produtos em reagentes. 
 
A variação das concentrações molares dos 
reagentes e produtos, dependendo das condições em 
que se estabeleça o equilíbrio, pode ser representada 
por um dos seguintes diagramas: 
 
 
 
 concentração molar 
 
 
 [A] e/ou [B] 
 
 
 [C] e/ou [D] 
 
 t tempo 
 
 [A] e/ou [B] > [C] e/ou [D] 
 
 
 
 
 
 concentração molar 
 
 
 
 [C] e/ou [D] 
 
 [A] e/ou [B] 
 
 t tempo 
 [A] e/ou [B] < [C] e/ou [D] 
 
 
 
 
 concentração molar 
 
 
 
 [A] e/ou [B] = [C] e/ou [D] 
 
 
 
 t tempo 
 [A] e/ou [B] = [C] e/ou [D] 
 
 
Em qualquer condição que se estabeleça, o 
equilíbrio químico será caracterizado por: 
 
• ocorrer em um sistema fechado ou que se 
comporte como tal; 
• apresentar reagentes e produtos, pois a reação não 
se processa totalmente; 
• apresentar velocidades iguais para as reações 
direta e inversa; 
• apresentar constância das concentrações molares 
das substâncias participantes. 
 
 
 CONSTANTES DE EQUILÍBRIO 
 
Qualquer equilíbrio químico é caracterizado por uma 
constante de equilíbrio, a qual é obtida através da lei do 
equilíbrio que diz: 
 
"O produto das concentrações molares dos produtos 
da reação dividido pelo produto das concentrações 
molares dos reagentes, estando cada concentração 
elevada a um expoente igual ao seu coeficiente na 
equação química considerada, é constante." 
 
Esta constante de equilíbrio é representada por Kc e 
é denominada de constante de equilíbrio em função 
das concentrações molares. 
 
Considerando a reação reversível: 
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
1
2 
 
pela aplicação da lei do equilíbrio, obtém-se: 
 
   
   yx
tw
B.A
D.C
Kc 
 
 
A constante de equilíbrio é característica de cada 
reação química e seu valor depende somente da 
temperatura. 
 
Para qualquer reação tem-se que, quanto maior o 
valor de Kc, maior será o rendimento ou a extensão da 
reação, isto é, a concentração dos produtos presentes 
no sistema será maior que a concentração dos 
reagentes. Caso contrário, quanto menor o valor de Kc, 
menor o rendimento ou a extensão da reação, ou seja, 
haverá maior concentração dos reagentes em relação à 
de produtos. 
 
Exemplos: 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kc = 
[N2] . [H2]
3
[NH3]
2
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kc = 
[SO2]
2 . [O2]
[SO3]
2
 
 
• Constante de equilíbrio em função das pressões 
parciais (Kp) 
 
Quando um equilíbrio envolver gases, a constante de 
equilíbrio poderá ser determinada através das pressões 
parciais desses gases. Neste caso, a constante de 
equilíbrio é representada por Kp e é denominada de 
constante de equilíbrio em função das pressões 
parciais. 
 
A expressão da constante de equilíbrio em função 
das pressões parciais (Kp) é obtida da mesma maneira 
que o foi a constante de equilíbrio em função das 
concentrações (Kc). 
 
Assim, para o equilíbrio: 
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
1
2 
 
tem-se: 
 
   
   yx
tw
pB.pA
pD.pC
Kp 
 
 
onde p corresponde à pressão parcial do gás 
considerado, após atingido o equilíbrio. 
 
Exemplos: 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kp = 
(pN2) . (pH2)
3
(pNH3)
2
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kp = 
(pSO2)
2 . (pO2)
(pSO3)
2
 
 
 
 
Atenção ! 
 
• Nos equilíbrios em que existirem partici-
pantes sólidos, estes não devem ser 
representados na expressão da constante 
de equilíbrio em função das 
concentrações molares (Kc), pois suas 
concentrações são sempre constantes. 
• Na expressão de Kp só devem ser 
representados os componentes gasosos. 
 
 
 
Observe as expressões de Kc e Kp para os 
equilíbrios a seguir: 
 
2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g) 
 
)(pO.(pCO)
)(pCO
Kp
][O.[CO]
][CO
Kc
2
2
2
2
2
2
2
2 
 
 
 
C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g) 
 
)(pO
)(pCO
Kp
][O
][CO
Kc
2
2
2
2 
 
 
 
Zn(s) + 2 HCl(aq) ⇄ ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
)(pHKp
[HCl]
}[H.][ZnCl
Kc 22
22 
 
 
 
• Relação entre Kc e Kp 
 
Para o equilíbrio: 
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
1
2 
 
 
tem-se: Kp = Kc . (RT)
n
 onde 
 
 
Kp = constante de equilíbrio em função das pressões 
parciais; 
Kc = constante de equilíbrio em função das 
concentrações molares; 
R = constante universal dos gases perfeitos; 
T = temperatura Kelvin do equilíbrio; 
n = variação do n.º de mols = (w + t)  (x + y) 
 
 
Exemplos: 
H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g) 
 
n = 2 - (1 + 1) = 0 
n = 0  Kp = Kc.(RT)
0
  Kp = Kc 
 
 
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) 
 
n = 2 - (1 + 3) = -2 
n = -2  Kp = Kc.(RT)
-2
 
 
 
2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g) 
 
n = (2 + 1) - 2 = 1 
n = 1  Kp = Kc.(RT)
1
 
 
 
 GRAU DE EQUILÍBRIO () 
 
Grau de equilíbrio () de uma reação, em relação a 
um determinado reagente, é o quociente entre o número 
de mols desse reagente que realmente reagiu até o 
equilíbrio e o número de mols inicial desse mesmo 
reagente. 
 
 
inicialmolsn.º
equilíbrioo atéreagiramquemolsn.º

 
 
 
Exemplo: 
 
No interior de um reator previamente evacuado, 
colocou-se 10 mols de SO3(g). 
Após o estabelecimento do equilíbrio: 
2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g) 
observou-se que existiam 3,5 mols de SO3(g) em 
equilíbrio com SO2(g) e O2(g). 
Calcule o grau de equilíbrio () da reação. 
 
Resolução: 
 
• N.º mols de SO3(g) que reagem até o equilíbrio: 
 
n reagem = n inicial - n equilíbrio= 10 - 3,5 = 6,5 
 
• Grau de equilíbrio (): 
 

10
6,5
n
n
α
inicial
reagem
0,65 ou 65% 
 
 
 
 CÁLCULOS DE EQUILÍBRIO 
 
Exemplo 1: 
 
No sistema em equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g), 
as pressões parciais de cada gás são: pN2 = 0,4 atm; 
pH2 = 1,0 atm e pNH3 = 0,2 atm. Calcular as constantes 
Kp e Kc para esse equilíbrio, a 27°C. (Dado: R = 0,082 
atm.L/K.mol) 
 
Resolução: 
 
• Cálculo de Kp: 
 
Sendo fornecidas as pressões parciais dos gases 
no equilíbrio, efetua-se o cálculo aplicando a lei do 
equilíbrio. 
 
 
  
 
  

3
2
3
22
2
3
1,0.0,4
0,2
pH.pN
pNH
Kp
 0,1 
 
• Cálculo de Kc: 
 
∆n = 2 – (1 + 3) = -2 
 
Kp = Kc . (RT)
∆n
  0,1 = Kc . (0,082 . 300)
-2
 
 
 Kc = 60,5 
 
 
Exemplo 2: 
 
2 mols de H2 e 1,5 mol de I2 foram colocados num 
balão de 10 litros. 
Estabelecido o equilíbrio H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g), 
encontrou-se no balão 2 mols de HI. Calcular a 
constante de equilíbrio Kc do sistema. 
 
Resolução: 
Transformando os números de mol fornecidos em 
concentrações molares, tem-se: 
• Cálculo das concentrações molares. 
Concentração molar inicial do H2: 
♏=
litros10
mol2
V
n

= 0,2 mol/L 
Concentração molar inicial do I2: 
♏=
litros10
mol1,5
V
n

= 0,15 mol/L 
Concentração molar, no equilíbrio do HI: 
♏=
litros10
mol2
V
n

= 0,2 mol/L 
• Cálculo da constante de equilíbrio Kc. 
Com base nos dados, se constrói uma tabela que irá 
auxiliar na dedução das concentrações molares, no 
equilíbrio, de todas as espécies participantes. 
 
 H2 + I2 ⇄ 2 HI 
Início 0,2 0,15 0 
reação 
equilíbrio 0,2 
Se, no início, a concentração do HI era nula e no 
equilíbrio há 0,2 mol/L, conclui-se que esta substância 
foi formada na reação. Observando a proporção dada 
pelos coeficientes da equação (1:1:2), para formar 0,2 
mol/L de HI houve o consumo de 0,1 mol/L de H2 e 0,1 
mol/L de I2. 
Colocando estas concentrações na linha reação, tem-
se: 
 
 H2 + I2 ⇄ 2 HI 
Início 0,2 0,15 0 
reação −0,1 −0,1 +0,2 
equilíbrio 0,1 0,05 0,2 
Na linha do equilíbrio estão as concentrações molares 
necessárias para o cálculo de Kc. 
Substituindo estes valores na expressão matemática de 
Kc, tem-se: 

5)(0,1).(0,0
(0,2)
]].[I[H
[HI]
Kc
2
22
2
8 
 
 
Exemplo 3: 
 
Aqueceram-se dois mols de pentacloreto de fósforo 
num recipiente fechado com capacidade de 2 litros. 
Atingido o equilíbrio, o pentacloreto de fósforo se 
encontra 40% dissociado em tricloreto de fósforo e 
cloro. Calcular a constante de equilíbrio Kc do sistema. 
 
Resolução: 
• Cálculo da concentração molar inicial do PCℓ5. 
♏=
litros2
mol2
V
n

= 1 mol/L 
Com base nos dados, se constrói uma tabela que irá 
auxiliar na dedução das concentrações molares, no 
equilíbrio, de todas as espécies participantes. 
 
 PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2 
Início 1 0 0 
reação 
equilíbrio 
No início, as concentrações de são nulas. 
O enunciado da questão diz que 40% de PCℓ5 se 
dissocia (é consumido). Isto corresponde a 0,4 mol/L. 
Portanto, na linha reação,coloca-se esse valor e, 
observando a proporção dada pelos coeficientes da 
equação (1:1:1), se deduz as concentrações de PCℓ3 e 
de Cℓ2 que se formam até o equilíbrio ser atingido. 
 
 PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2 
Início 1 0 0 
reação −0,4 +0,4 +0,4 
equilíbrio 0,6 0,4 0,4 
Na linha do equilíbrio estão as concentrações molares 
necessárias para o cálculo de Kc. 
Substituindo estes valores na expressão matemática de 
Kc, tem-se: 

0,6
0,4.0,4
][PC
]].[C[PC
Kc
5
23


0,27 
 
 
 DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
O estado de equilíbrio de uma reação pode sofrer 
modificações em função dos fatores de equilíbrio a que 
está submetido o sistema. Os fatores que provocam 
essa alteração são a concentração dos participantes, 
a pressão e a temperatura. 
 
O efeito provocado pela alteração de qualquer um 
dos fatores de equilíbrio é regido pelo Princípio de Le 
Chatelier, que estabelece: 
 
“Quando se exerce uma ação num 
sistema em equilíbrio, este se desloca 
no sentido da reação que neutraliza 
essa ação”. 
 
Baseado neste princípio é possível prever os efeitos 
de ações impostas a um sistema em equilíbrio. 
 
 
• Influência da concentração dos participantes 
 
Regra geral: 
 
 desloca o equilíbrio 
adição de uma no sentido que irá 
 substância consumi-la 
 (lado oposto) 
 
 desloca o equilíbrio 
 retirada de uma no sentido que irá 
 substância refazê-la 
 (mesmo lado) 
 
Supondo a reação em equilíbrio: 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 
A adição de uma certa quantidade de N2(g) ao reator 
que contém o equilíbrio, aumentará a concentração 
desta substância e isto provocará um deslocamento 
deste equilíbrio para a direita (lado oposto daquele onde 
se encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que 
consome o N2(g)). 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 
 
A retirada de uma certa quantidade de N2(g) do reator 
que contém o equilíbrio, diminuirá a concentração desta 
substância e isto provocará um deslocamento deste 
equilíbrio para a esquerda (mesmo lado em que se 
encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que refaz 
o N2(g)). 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 
 
 
• Influência da pressão 
 
Regra geral: 
 
 aumento desloca o equilíbrio 
 da no sentido de 
 pressão menor volume 
 
 diminuição desloca o equilíbrio 
 da no sentido de 
 pressão maior volume 
 
 
Supondo a reação em equilíbrio: 
 
1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
1 volume 2 volumes3 volumes
4 volumes 2 volumes 
 
Observe que os coeficientes dos gases da equação 
balanceada nos fornecem a relação em volume entre 
esses gases. 
 
Se a pressão sobre este equilíbrio for aumentada, 
ocorrerá deslocamento para a direita (sentido de menor 
volume). 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 
 
Se a pressão sobre este equilíbrio for diminuída, 
ocorrerá deslocamento para a esquerda (sentido de 
maior volume). 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 
Observação: 
 
Quando o volume total do sistema permanecer 
constante, a variação da pressão não afetará o estado 
de equilíbrio desse sistema. 
 
No equilíbrio: 
1 H2(g) + 1 I2(g) 2 HI(g)
2 volumes 2 volumes 
 
não ocorre variação de volume. Neste caso, a pressão 
não afetará o estado de equilíbrio da reação. 
 
 
• Influência da temperatura 
 
Regra geral: 
 
 aumento da desloca o equilíbrio no 
 temperatura sentido endotérmico 
 
 
 diminuição da desloca o equilíbrio no 
 temperatura sentido exotérmico 
 
 
Supondo a reação em equilíbrio: 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = -92 kJ 
 
A H que acompanha a equação está associada à 
reação direta. 
Portanto, a reação direta é exotérmica e a inversa é 
endotérmica. 
exot.
endot.
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 
 
Se a temperatura do sistema for aumentada,o 
equilíbrio se deslocará para a esquerda (sentido 
endotérmico). 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 
 
Se a temperatura do sistema for diminuída, o 
equilíbrio se deslocará para a direita (sentido 
exotérmico). 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 
 
EXERCÍCIOS DE SALA 
 
01. (UFPB) Numa reação química, o equilíbrio é 
observado quando: 
a) O número de mols dos reagentes é igual ao 
número de mols dos produtos. 
b) A temperatura do sistema reacional fica 
constante. 
c) As velocidades das reações direta e inversa são 
iguais. 
d) Os reagentes são totalmente consumidos. 
e) As reações direta e inversa ocorrem 
simultaneamente. 
 
02. (CEFET – PR) Com relação ao equilíbrio químico, 
afirma-se: 
I. O equilíbrio químico só pode ser atingido em 
sistemas fechados (onde não há troca de 
matéria com o meio ambiente). 
II. Num equilíbrio químico, as propriedades 
macroscópicas do sistema (concentração, 
densidade, massa e cor) permanecem 
constantes. 
III. Num equilíbrio químico, as propriedades 
macroscópicas do sistema (colisões entre 
moléculas, formação de complexos ativados e 
transformações de uma substâncias em outras) 
permanecem em evolução, pois o equilíbrio é 
dinâmico. 
É (são) correta(s) a(s) afirmação(ões): 
a) Somente I e II. 
b) Somente I e III. 
c) Somente II e III. 
d) Somente I. 
e) I, II e III. 
 
03. (PUC-PR) O gráfico relaciona o número de mols de 
M e P à medida que a reação: mM + nN ⇄ pP + qQ 
se processa para o equilíbrio: 
 
 
 número de mols 
 
 
 P 
 
 
 M 
 
 to t1 t2 tempo 
 
De acordo com o gráfico, é correto afirmar: 
a) em t1, a reação alcançou o equilíbrio; 
b) no equilíbrio, a concentração de M é maior que 
a concentração de P; 
c) em t2, a reação alcança o equilíbrio; 
d) no equilíbrio, as concentrações de M e P são 
iguais; 
e) em t1, a velocidade da reação direta é igual à 
velocidade da reação inversa. 
 
04. Escreva as expressões matemáticas das 
constantes de equilíbrio Kc e Kp dos seguintes 
equilíbrios em fase gasosa. 
a) H2 + I2 ⇄ 2 HI 
 
b) 2 H2 + S2 ⇄ 2 H2S 
 
c) 2 N2H4 + 2 NO2 ⇄ 3 N2 + 4 H2O 
 
 
05. (UFPE) Considere o sistema em equilíbrio: 
2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g) Kc = 0,02 
Qual a constante de equilíbrio da reação inversa 
nas mesma condições? 
 
 
 
 
06. (UECE) a 1.200 
o
C, Kc é igual a 8 para a reação: 
NO2(g) ⇄ NO(g) + ½ O2(g). 
Calcule Kc para: 2 NO2(g) ⇄ 2 NO(g) + O2(g). 
 
 
 
 
07. Calcule a constante de equilíbrio Kc para a reação 
2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g) sabendo que, nas 
condições de temperatura e pressão em que se 
encontra o sistema, existem as seguintes 
concentrações dos compostos no equilíbrio: [SO3] = 
0,1 mol/L; [O2] = 1,5 mol/L e [SO2] = 1,0 mol/L. 
 
 
 
 
 
08. O pentacloreto de fósforo é um reagente muito 
importante em Química Orgânica. Ele é preparado 
em fase gasosa através da reação: 
PCℓ3(g) + Cℓ2(g) ⇄ PCℓ5(g). 
Um frasco de 3,00 L contém as seguintes 
quantidades em equilíbrio, a 200 
o
C: 0,120 mol de 
PCℓ5; 0,600 mol de PCℓ3 e 0,0120 mol de Cℓ2. 
Calcule o valor da constante de equilíbrio, em 
(mol/L)
-1
, a essa temperatura. 
 
 
 
 
 
09. Um equilíbrio envolvido na formação da chuva 
ácida está representado pela equação: 
2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g). 
Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 
mols de SO2 e 5 mols de O2. Depois de algum 
tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de 
mols de SO3 medido foi 4. Calcule a constante de 
equilíbrio Kc dessa reação. 
 
 
 
 
 
10. Um método proposto para coletar energia solar 
consiste na utilização dessa energia para aquecer, 
a 800 
o
C, trióxido de enxofre, SO3, ocasionando a 
reação: 2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g). Os compostos 
SO2(g) e O2(g), assim produzidos, são introduzidos 
em um trocador de calor de volume correspondente 
a 1,0 L e se recombinam produzindo SO3 e 
liberando calor. Se 5,0 mols de SO3 sofre 60% de 
dissociação nessa temperatura, marque o valor 
correto de Kc. 
a) 1,1 
b) 1,5 
c) 3,4 
d) 6,7 
e) 9,0 
 
 
 
11. (VUNESP) O hidrogênio pode ser obtido do 
metano, de acordo com a equação química em 
equilíbrio: 
CH4(g) + H2O(g) ⇄ CO(g) + 3 H2(g). 
A constante de equilíbrio (Kp) dessa reação é igual 
a 0,20 a 900 K. Numa mistura dos gases em 
equilíbrio a 900 K, as pressões parciais de CH4(g) e 
de H2O(g) são ambas iguais a 0,40 atm e a pressão 
parcial de H2(g) é de 0,30 atm. 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio. 
 
 
 
b) Calcule a pressão parcial de CO(g) no equilíbrio. 
 
 
 
 
 
12. (PUC – SP) No equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) 
verifica-se que Kc = 2,4 x 10
-3
 (mol/L)
-2
 a 727 
o
C. 
Qual o valor de Kp, nas mesmas condições físicas? 
(R = 8,2 x 10
-2
 atm.L.K
-1
.mol
-1
). 
 
 
 
 
 
13. Qual o efeito produzido sobre o equilíbrio 
2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2(g) H < 0 
quando se provoca: 
a) aumento da concentração de NO? 
 
b) diminuição da concentração de O2? 
 
c) diminuição da concentração de NO2? 
 
d) diminuição da pressão total? 
 
e) aumento da temperatura? 
 
 
14. (UFRJ) A reação de síntese do metanol a partir do 
monóxido de carbono e hidrogênio é: 
CO(g) + 2 H2(g) ⇄ CH3OH(g) 
Admita que a entalpia padrão (H
o
) dessa reação 
seja constante e igual a −90 kJ.mol
-1
 de metanol 
formado e que a mistura reacional tenha 
comportamente de gás ideal. 
A partir de um sistema inicialmente em equilíbrio, 
explique como aumentos independentes de 
temperatura e pressão afetam o equilíbrio dessa 
reação. 
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15. (VUNESP) Em uma das etapas da fabricação do 
ácido sulfúrico ocorre a reação 
SO2(g) + ½ O2(g) ⇄ SO3(g). 
Sabendo-se que as constantes de equilíbrio da 
reação diminuem com o aumento da temperatura, e 
que o processo de fabricação do ácido sulfúrico 
ocorre em recipiente fechado, conclui-se que a 
reação acima: 
a) é favorecida pelo aumento do volume do 
recipiente. 
b) é desfavorecida pelo aumento da pressão total 
exercida sobre o sistema. 
c) não é afetada pelo aumento da pressão parcial 
de SO3. 
d) tem seu rendimentos aumentado quando o 
equilíbrio é estabelecido em presença de um 
catalisador. 
e) é exotérmica. 
 
 
 
TESTES DE VESTIBULARES 
 
 
01. (UFRGS) Uma reação química atinge o equilíbrio 
quando: 
a) ocorre simultaneamente nos sentidos direto e 
inverso. 
b) as velocidades das reações direta e inversa são 
iguais. 
c) os reagentes são totalmente consumidos. 
d) a temperatura do sistema é igual à do ambiente. 
e) a razão entre as concentrações dos reagente e 
produtos é unitária. 
02. (ACAFE-SC) Dado o sistema 
N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3, 
a constante de equilíbrio é: 
a) Kc = b) Kc = 
c) Kc = d) Kc = 
e) Kc = 
[N2] . [H2]
[2 NH3]
[N2] . [3 H2]
[NH3]
[NH3][NH3]
[NH3]
[N2] . [H2][N2] . [H2]
[N2] . [H2]
2
2
2
3
3
3
 
 
03. (UFMG) Considere a reação hipotética 
A + B C + D 
v1
v2 
 Considere também o gráfico da velocidade em 
função do tempo dessa reação. 
 
 Velocidade 
 
 
 v1 
 
 
 v2 
 
 0 
 x y Tempo 
 
 Com base nessas informações, todas as afirmativasestão corretas, exceto: 
 a) no instante inicial, a velocidade v1 é máxima. 
b) no instante inicial, as concentrações de C e D são 
nulas. 
c) no instante x, as concentrações dos reagentes e 
produtos são as mesmas. 
 d) no instante x, a velocidade v2 é máxima. 
e) no instante x, as concentrações de A e B são as 
mesmas que no instante y. 
 
04. (PUC-PR) Atingido o equilíbrio químico na reação: 
H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 
 
 medimos os valores das constantes de equilíbrio, em 
função das concentrações molares (Kc) e em função 
das pressões parciais (Kp). Em conseqüência, 
teremos: 
 a) sempre Kc = Kp; 
 b) sempre Kc > Kp; 
 c) sempre Kc < Kp; 
 d) Kc  Kp, dependendo da temperatura; 
e) Kc  Kp, dependendo da temperatura. 
 
 
05. (PUCCAMP-SP) Indique o único sistema, em 
equilíbrio, cujo valor de constante, em pressões 
parciais, é o mesmo do medido em mols/litro: 
 a) 2 NH3(g) ⇄ N2(g) + 3 H2(g) 
 b) C(s) + H2O(g) ⇄ CO(g) + H2(g) 
 c) CO(g) + Cl2(g) ⇄ COCl2(g) 
 d) CO(g) + H2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g) 
 e) PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g) 
 
06. (CESGRANRIO-RJ) Assinale, entre as opções 
abaixo, a razão Kp/Kc relativa à reação 
2 NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) 
 a) 1 
 b) RT 
 c) (RT)
-2
 
 d) (RT)
2
 
 e) (RT)
3
 
 
07. (VUNESP-SP) Estudou-se a cinética da reação 
S(s) + O2(g)  SO2(g) 
 realizada a partir de enxofre e oxigênio em um 
sistema fechado. Assim, as curvas I, II e III do gráfico 
representam as variações das concentrações dos 
componentes com o tempo desde o momento da 
mistura até o sistema atingir o equilíbrio. 
 
 Mol/L 
 III 
 
 
 II 
 
 I 
 
 tempo 
 
 As variações das concentrações de S, de O2 e de 
SO2 são representadas, respectivamente, pelas 
curvas: 
 a) I, II e III 
 b) II, III e I 
 c) III, I e II 
 d) I, III e II 
 e) III, II e I 
 
8. (UFPR) Quais das informações abaixo podem ser 
extraídas apenas pelo exame da equação 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)? 
 
01) A reação somente se processará se os 
reagentes estiverem exatamente nas proporções 
dadas pela equação. 
02) Para cada molécula de N2 consumida, são 
necessárias três moléculas de H2, produzindo 
duas moléculas de NH3. 
04) Para cada mol de H2, é necessário 1/3 de mol de 
N2. 
08) A reação é muito lenta e necessita de catalisador 
para ser acelerada. 
16) Se a reação se processar em recipiente fechado 
e se, inicialmente, estiverem presentes um mol de 
N2 e três mols de H2, no final da reação teremos 
somente moléculas de amônia. 
 
09. (UFRJ) 0,10 mol de H2 e 1,24 mol de HI foram 
colocados em um balão de 10 litros no qual se fez 
previamente o vácuo e aquecidos a 425°C por 
algumas horas; depois de arrefecido, seu conteúdo 
foi analisado, tendo sido encontrados os seguintes 
valores: 
H2 = 0,20 mol I2 = 0,10 mol HI = 1,04 mol 
 A constante de equilíbrio do sistema, considerando a 
reação H2 + I2 ⇄ 2 HI é: 
 a) 0,54 
 b) 5,4 
 c) 54 
 d) 0,52 
 e) 5,2 
 
10. (FUVEST-SP) O equilíbrio de dissociação do H2S 
gasoso é representado pela equação 
2 H2S(g) ⇄ 2 H2(g) + S2(g). 
 
 Em um recipiente de 2,0 dm
3
 estão em equilíbrio 1,0 
mol de H2S, 0,20 mol de H2 e 0,80 mol de S2. 
 Qual o valor da constante de equilíbrio Kc? 
 a) 0,016 
 b) 0,032 
 c) 0,080 
 d) 12,5 
 e) 62,5 
 
11. (UFPR) Temos representadas no gráfico as concen-
trações dos reagentes e produtos de uma reação do 
tipo 
A + B ⇄ C + D 
 ocorrendo no sentido à direita a partir do tempo zero. 
Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes 
valores representados no gráfico. 
.................................................
.................................................
.................................................2
4
6
8
10
Concentração (mol/L)
Tempo 
 Calcular a constante de equilíbrio Kc da reação. 
 
12. (PUC-SP) Um mol de H2 e um mol de Br2 são co-
locados em um recipiente de 10 L de capacidade, a 
575°C. Atingindo-se o equilíbrio, a análise do 
sistema mostrou que 0,20 mol de HBr está presente. 
Calcule o valor de Kc, a 575°C, para a reação 
H2(g) + Br2(g) ⇄ 2 HBr(g). 
 
13. (FUVEST-SP) Na reação de esterificação 
etanol(l) + ácido acético(l) ⇄ acetato de etila(l) + água(l) 
 quando se parte de 1 mol de cada um dos reagentes 
puros, o equilíbrio se estabelece formando 2/3 mol 
de éster. Calcule o valor da constante de equilíbrio 
Kc da reação. 
 
14. (MED POUSO ALEGRE-MG) A constante de 
equilíbrio Kc da reação A + B ⇄ C + D é igual a 9. 
 Se 0,4 mol de A e 0,4 mol de B forem postos a 
reagir, o número de mols de D formado é: 
 a) 0,30 
 b) 0,60 
 c) 0,40 
 d) 0,36 
 e) 0,18 
 
15. (UFSE) A 250°C, PCl5 se decompõe em PCℓ3 e Cℓ2. 
Quando se estabelece o equilíbrio, [PCℓ5] =4.10
-4
 
mol/L. 
 Qual o valor de [PCℓ3]? 
(Dados: a 250°C a constante de equilíbrio da reação 
PCℓ5(g) ⇄ PCℓ3(g) + Cℓ2(g) vale 4.10
-2
) 
 a) 4.10
3
 mol/L 
 b) 4.10
2
 mol/L 
 c) 4.10
-1
 mol/L 
 d) 4.10
-2
 mol/L 
 e) 4.10
-3
 mol/L 
 
 (CESCEM-SP) Para responder às questões 16 e 17, 
utilize os dados abaixo: 
A reação A +B ⇄ C + D foi estudada em cinco 
temperaturas bem distintas. As constantes de 
equilíbrio encontradas estão relacionadas a seguir: 
K1 = 1,00 x 10
-2
 à temperatura T1 
K2 = 2,25 à temperatura T2 
K3 = 1,00 à temperatura T3 
K4 = 81,0 à temperatura T4 
K5 = 4,00 x 10
-1
 à temperatura T5 
16. A que temperatura ocorrerá a maior transformação 
de A e B em C e D quando o equilíbrio for atingido? 
 a) T1 
 b) T2 
 c) T3 
 d) T4 
 e) T5 
 
17. Se as concentrações de A e B fossem iguais, a que 
temperatura todas as quatro substâncias estariam 
presentes no equilíbrio com concentrações iguais? 
 a) T1 
 b) T2 
 c) T3 
 d) T4 
 e) T5 
 
18. (UFPA) Em um recipiente de 1 litro, colocou-se 1,0 
mol de PCℓ5. Suponha o sistema 
PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2, 
homogêneo e em temperatura tal que o PCℓ5 esteja 
80% dissociado. A constante de equilíbrio para esse 
sistema é: 
 a) 0,48 mol/L 
 b) 0,82 mol/L 
 c) 1,65 mol/L 
 d) 3,20 mol/L 
 e) 6,40 mol/L 
 
19. (FAAP-SP) Sob determinadas condições, um mol de 
HI gasoso encontra-se 20% dissociado em H2 e I2, 
segundo a equação de reação: 
2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g). 
 O valor da constante de equilíbrio da reação (em 
termos de concentrações) é, aproximadamente, igual 
a: 
 a) 1,25 . 10
-1
 
 b) 2,5 . 10
-1
 
 c) 4 
 d) 80 
 e) 1,56 . 10
-2
 
 
20. (PUC-SP) Um mol da substância A2 é colocado num 
recipiente de 1 litro de capacidade e, aquecido a 
22°C, sofre a dissociação: 
A2(g) ⇄ 2 A(g). 
Medindo-se a constante de dissociação térmica, 
nessa temperatura, encontrou-se o valor Kc = 4 
mols/litro. 
 Conseqüentemente, o grau de dissociação térmica 
de A2, na temperatura da experiência, vale 
aproximadamente: 
 a) 20% 
 b) 40% 
 c) 60% 
 d) 80% 
 e) 100% 
 
21. (USP-SP) Aumentando a pressão no sistema 
gasoso 
H2 + I2 ⇄ 2 HI 
a) o equilíbrio desloca-se no sentido da formação de 
HI. 
b) o equilíbrio desloca-se no sentido da decom-
posição de HI. 
c) o equilíbrio não se altera. 
d) o valor da constante de equilíbrio aumenta. 
e) o valor da constante de equilíbrio diminui. 
 
22. (PUC-PR) Consideremos o equilíbrio a 1000°C: 
2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g) H = -130 kcal 
 Devemos esperar um aumento na quantidade de 
monóxido de carbono quando: 
 a) a temperatura aumentar e a pressãoaumentar. 
 b) a temperatura diminuir e a pressão diminuir. 
 c) a temperatura diminuir e a pressão aumentar. 
 d) a temperatura aumentar e a pressão diminuir. 
e) somente com adição de catalisadores especiais. 
 
23. (PUC-PR) Considere o sistema em equilíbrio: 
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) H = -22 kcal. 
 A melhor maneira de aumentar o rendimento de NH3 
é: 
 a) aumentar a temperatura. 
 b) aumentar a pressão. 
 c) juntar um catalisador. 
 d) adicionar um gás inerte. 
 e) aumentar o volume do reator. 
 
24 (PUC-PR) Os seguintes fatores podem deslocar um 
sistema em equilíbrio químico, exceto um: 
 a) pressão total. 
 b) temperatura. 
 c) concentração de um participante da reação. 
 d) catalisador. 
 e) pressão parcial de um participante da reação. 
 
 
 
25. (UFSC) Dada a reação: 
2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) H = -14,1 kcal, 
 qual das alterações abaixo aumenta a concentração 
molecular do produto? 
 01) Aumento da temperatura. 
 02) Aumento da concentração de NO2. 
 04) Diminuição da temperatura. 
 08) Diminuição da pressão. 
 16) Adição de um catalisador. 
 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
Equilíbrio iônico é um caso particular de 
equilíbrio químico que envolve a participação de íons. 
 
Exemplos: 
 
• Ionização do HCN (ácido fraco) 
 
HCN ⇄ H+ + CN- 
 
 
• Ionização do NH3 (base fraca) 
 
NH3 + H2O ⇄ NH4
+
 + OH
-
 
 
Um equilíbrio iônico é caracterizado através do grau 
de ionização () e da constante de ionização(Ki). 
 
 
 GRAU DE IONIZAÇÃO OU DE DISSOCIAÇÃO 
 IÔNICA () 
 
 
inicialmolsn.º
ionizadosmolsn.º
α 
 
 
 
 CONSTANTE DE IONIZAÇÃO OU DE 
DISSOCIAÇÃO (Ki) 
 
A constante de ionização ou de dissociação (Ki) é 
obtida pela aplicação da lei de velocidades ao equilíbrio 
iônico. 
 
Para os ácidos, a constante de ionização é freqüen-
temente representada por Ka. 
Exemplos: 
 
• Ionização do ácido cianídrico: 
HCN ⇄ H+ + CN- 
[HCN]
][CN.][H
Ka


 
 
• Ionização do ácido sulfídrico: 
1.ª etapa: H2S ⇄ H
+
 + HS
-
 
S][H
][HS.][H
Ka
2
1


 
 
2.ª etapa: HS
-
 ⇄ H+ + S2- 
][HS
][S.][H
Ka
-
-2
2


 
Para as bases, a constante de ionização é freqüente-
mente representada por Kb. 
 
Exemplos: 
 
• Ionização da amônia: 
 
NH3 + H2O ⇄ NH4
+
 + OH
-
 
 
O][H.][NH
][OH.][NH
Ki
23
4


 
 
A concentração molar da água é considerada 
constante e, sendo assim, pode-se fazer: 
 
][NH
][OH.][NH
O][H.Ki
3
4
2


 
 
 
sendo Ki . [H2O] = Kb obtém-se: 
 
][NH
][OH.][NH
Kb
3
4


 
 
 
Este exemplo mostra que a concentração molar da 
água é omitida na expressão da constante de 
ionização. 
 
Importante: a constante de ionização depende 
apenas da temperatura. 
 
 LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD 
 
Relaciona constante de ionização (Ki), grau de 
ionização () e concentração molar (♏). 
 
Considerando a solução aquosa de um monoácido 
HA de concentração molar ♏ mol/L e sendo  o grau de 
ionização desse ácido, tem-se: 
 
 HA ⇄ H+ + A- 
Início ♏ mol/L zero zero 
Ionização ♏ 
mol/L 
♏ 
mol/L 
♏ 
mol/L 
 
Equilíbrio 
♏-♏ mol/L 
ou 
♏.(1 - ) mol/L 
 
♏ 
mol/L 
 
♏ 
mol/L 
 
Efetuando o cálculo da constante de ionização (Ki), 
tem-se: 
 


[HA]
][A.][H
Ki
 
 
 
 Ki = 
 
 
Esta é a expressão matemática da Lei da Diluição de 
Ostwald. 
 
Para ácidos e bases fracos o valor de  é muito 
pequeno ( < 5%), podendo se admitir que (1  ) é, 
aproximadamente igual a 1. Assim: 
 
Ki = ♏ . 2 
 
 
Esta expressão nos mostra que, sendo Ki constante 
a dada temperatura, ao se diluir a solução de um ácido 
fraco ou de uma base fraca (diminuir a concentração 
molar ♏), o valor de  aumenta. 
Portanto: 
 
 
Quando se dilui um ácido ou base fracos, o 
seu grau de ionização ou de dissociação () 
aumenta. 
 
Este é o enunciado da Lei da Diluição de Ostwald. 
 
Através da expressão matemática da Lei da Diluição 
de Ostwald, pode-se efetuar cálculos envolvendo Ki,  e 
♏. 
 
Exemplo: 
 
O grau de ionização da amônia, NH3, em solução 1 
mol/L, é 0,40% a 20°C. A constante de ionização da 
amônia, nesta temperatura é, aproximadamente, igual a: 
a) 1,6 x 10
-1
 
b) 4,0 x 10
-1
 
c) 1,0 x 10
-3
 
d) 4,0 x 10
-3
 
e) 1,6 x 10
-5
 
 
Resolução: 
Dados: ♏ = 1 mol/L; % = 0,4% →  = 4 . 10
-3
 
Aplicando a expressão matemática da Lei da 
Diluição de Ostwald, tem-se: 
Ki = ♏.2/(1-) 
Como  < 5%, pode-se admitir que (1 - ) = 1. 
Portanto: 
Ki = 1 . (4 . 10
-3
)
2
 
Ki = 1,6 x 10
-5
 
A alternativa “e” é a correta. 
 
 FORÇA DE ELETRÓLITOS 
 
A força de um eletrólito é determinada pelo seu grau 
de ionização ou pela sua constante de ionização, sendo 
esta a grandeza mais segura, pois depende apenas da 
temperatura, ao passo que aquela, além da 
temperatura, depende também da concentração da 
solução. 
Como regra geral, pode-se estabelecer que: 
 
 
   força ou  Ki  força 
 
Exemplos de constantes de ionização de ácidos, a 
25°C: 
 
Ác. clorídrico: HCl Ka muito alto 
Ác. sulfúrico: H2SO4 Ka1 muito alta 
Ka2 = 1,9 x 10
-2
 
Ác. Sulfuroso: H2SO3 Ka1 = 1,7 x 10
-2
 
Ka2 = 6,3 x 10
-8
 
Ác. fosfórico: H3PO4 Ka1 = 6,9 x 10
-3
 
Ka2 = 6,2 x 10
-8
 
Ka3 = 4,7 x 10
-13
 
Ác. acético: CH3COOH Ka = 1,8 x 10
-5
 
Ác. cianídrico: HCN Ka = 5,0 x 10
-10
 
 
Observações: 
 
• Quanto maior a constante de ionização (Ka) de um 
ácido, maior a [H
+
] e mais acentuadas serão as 
propriedades ácidas da solução. 
 
• Os poliácidos ionizam em tantas etapas quantos 
são os hidrogênios ionizáveis presentes em sua 
molécula, sendo que cada etapa possui sua constante 
de ionização. Tais constantes são representadas por 
Ka1, Ka2, Ka3, etc. 
 Observa-se que a ordem de grandeza dessas 
constantes de ionização é: 
Ka1 > Ka2 > Ka3 > ..... 
 
Exemplos de constantes de dissociação de bases, a 
25°C: 
 
Hidróxido de amônio: NH4OH Kb = 1,8 x 10
-5
 
Hidróxido de metilamônio: CH3NH3OH Kb = 5,0 x 10
-4
 
Hidróxido de dimetilamônio: (CH3)2NH2OH Kb = 7,4 x 10
-4
 
Hidróxido de trimetilamônio: (CH3)3NHOH Kb = 7,4 x 10
-5
 
Hidróxido de etilamônio: C2H5NH3OH Kb = 5,6 x 10
-4
 
 
Quanto maior a constante de dissociação (Kb) de 
uma base, maior a [OH
-
] e mais acentuadas as 
propriedades básicas da solução. 
 
• Potencial de Ionização (pKi) 
 
Considerando-se que os valores de Ki são muito pe-
quenos, é usual expressá-lo através de logaritmos, 
segundo a expressão: 
 
pKi =  log Ki 
 
Exemplos: 
 
ácido Ka pKa 
HCN 5 x 10
-10
 9,3 
 
H3PO4 
1.º 6,9 x 10
-3
 
2.º 6,2 x 10
-8
 
3.º 4,7 x 10
-13
 
2,2 
7,2 
12,3 
 
 
♏ . ♏ 
♏.(1 - ) 
♏.2 
(1 – ) 
base Kb pKb 
NH4OH 1,8 x 10
-5
 4,7 
H3CNH3OH 5,0 x 10
-4
 3,3 
Observa-se que: 
 
 
 Ki  pKi  força 
 
 
 EFEITO DO ÍON COMUM 
 
Efeito do íon comum é uma aplicação do Princípio de 
Le Chatelier ao equilíbrio iônico. 
 
O ácido acético, H3CCOOH, é um ácido fraco. Na 
solução aquosa deste ácido existe o equilíbrio: 
 
H3CCOOH ⇄ H
+
 + H3CCOO
- 
 
Se à solução adicionarmos o sal acetato de sódio, 
que tem íon acetato em comum com o ácido, o sal se 
dissociará completamente, 
 
Na
+
H3CCOO
-
  Na
+
 + H3CCOO
-
 
 
aumentadoa concentração de íons H3CCOO
-
. 
 
Para minimizar o efeito do aumento na concentração 
do íon acetato, o equilíbrio é deslocado para a 
esquerda, 
 
H3CCOOH H
+
 + H3CCOO
-
 
 
reprimindo a ionização do ácido acético. 
 
Como conseqüência, diminui o grau de ionização 
do ácido acético. 
 
Do exposto, conclui-se que: 
 
Efeito do íon comum é a diminuição do grau 
de ionização () de um eletrólito fraco por 
ação de um sal que com ele tem um íon em 
comum. 
 
 
 
 
E X E R C Í C I O S D E S A L A 
 
01. A 25 
o
C, o grau de ionização do ácido acético, em 
solução 2 x 10
-2
 mol.L
-1
, é 3%. Calcular a constante 
de ionização, Ka, do ácido acético, naquela 
temperatura. 
 
 
 
 
 
02. A 25
o
C, a constante de ionização do ácido 
fluorídrico é 7 x 10
-4
. Calcular, em porcentagem, o 
grau de ionização desse ácido em uma solução 
1,75 mol.L
-1
, naquela temperatura. 
 
 
 
 
 
03. Um determinado produto de limpeza, de uso 
doméstico, é preparado a partir de 2,5 x 10
-3
 mol de 
NH3 para cada litro do produto. A 25 
o
C, esse 
produto contém, dentre outras espécies químicas, 
1,0 x 10
-4
 mol de OH
-
(aq). Considere-se que a 
equação de ionização da amônia em água é: 
NH3(g) + H2O(ℓ) ⇄ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq). 
Calcular, em porcentagem, o grau de ionização da 
amônia nesse produto. 
 
 
 
 
 
 
 
04. Calcular a concentração molar de uma solução de 
ácido cianídrico sabendo-se que este ácido está 
0,01% ionizado e que sua constante de ionização, 
na mesma temperatura, é 7,2 x 10
-10
. 
 
 
 
 
 
05. Frutas cítricas, como o limão e a laranja, possuem 
ácido cítrico e ácido ascórbico (vitamina C). A 
constante de ionização, a 25 
o
C, do ácido cítrico é 8 
x 10
-4
 e a do ácido ascórbico é 8 x 10
-5
. Com 
relação a esses dados, analise as afirmações 
abaixo. Assinale (V) se a afirmação for verdadeira e 
(F) se for falsa. 
( ) O ácido cítrico é mais forte que o ácido 
ascórbico. 
( ) Em soluções de mesma concentração molar 
dos dois ácidos, a 25 
o
C, a [H
+
] é maior na 
solução de ácido ascórbico. 
( ) O ácido acético (Ka = 2 x 10
-5
, a 25 
o
C) é mais 
forte que os ácidos cítrico e ascórbico. 
( ) O ácido fluorídrico (Ka = 7 x 10
-4
, a 25 
o
C) é 
mais fraco que o ácido cítrico e mais forte que 
o ácido ascórbico. 
( ) A ordem crescente de força entre os ácidos 
citados é: acético < ascórbico < fluorídrico < 
cítrico. 
 
06. Numa solução aquosa de ácido cianídrico ocorre o 
seguinte equilíbrio: 
HCN(aq) ⇄ H
+
(aq) + CN
-
(aq). 
Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de 
NaCN(s)? Justifique sua resposta. 
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________ 
 
07. (Fuvest – SP) No vinagre ocorre o seguinte 
equilíbrio: 
H3C-COOH ⇄ H
+
 + H3C-COO
-
. 
Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de 
uma substância básica? Justifique sua resposta. 
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________ 
 
 
 
T E S T E S D E V E S T I B U L A R 
 
01. Uma solução de ácido fraco HCℓO foi analisada 
verificando-se, no equilíbrio, a existência das 
seguintes concentrações: 
[H
+
] = 1,78 x 10
-4
 mol/L 
[CℓO
-
] = 1,78 x 10
-4
 mol/L 
[HCℓO] = 1,00 mol/L 
 A constante de ionização do ácido HClO é igual a: 
 a) 3,56 x 10
-4
 
 b) 3,56 x 10
-8
 
 c) 3,17 x 10
-8
 
 d) 1,78 x 10
-4
 
 e) 3,17 x 10
-4
 
 
02. Ao realizar-se a ionização 
H2S(aq) ⇄ H
+
(aq) + HS
-
(aq) 
 verificou-se que, no equilíbrio, que: 
[HS
-
] = 0,1 mol/L 
[H2S] = 0,4 mol/L 
 O valor da constante de ionização na temperatura 
em que a experiência foi realizada é 1 x 10
-7
. 
 Nas condições da experiência, a concentração molar 
do H
+
 é: 
 a) 1 x 10
-1
 mol/L 
 b) 2 x 10
-3
 mol/L 
 c) 3 x 10
-3
 mol/L 
 d) 4 x 10
-7
 mol/L 
 e) 5 x 10
-9
 mol/L 
 
03. (UFGO) Uma solução 2 x 10
-2
 mol/L de ácido 
acético tem um grau de ionização 0,03 a uma dada 
temperatura. A sua constante de ionização (Ka) 
nesta temperatura é: 
 a) 4,50 x 10
-2
 
 b) 1,75 x 10
-5
 
 c) 1,75 x 10
-4
 
 d) 1,80 x 10
-5
 
 e) 2,80 x 10
-5
 
 
04. (CESCEM-SP) Uma solução 0,05 mol/L de um ácido 
fraco HA é 0,1% ionizada. Qual é, aproximadamente, 
a sua constante de ionização? 
 a) 5 x 10
-8
 
 b) 5 x 10
-7
 
 c) 5 x 10
-6
 
 d) 5 x 10
-5
 
 e) 5 x 10
-3
 
 
05. (PUC-SP) Um monoácido fraco tem constante de 
ionização igual a 10
-9
 em temperatura ambiente. Este 
ácido, numa solução decimolar, terá grau de 
ionização aproximadamente igual a: 
 a) 1% 
 b) 0,1% 
 c) 0,01% 
 d) 0,001% 
 e) 0,0001% 
 
06. (FEI-SP) Uma solução 0,01 mol/L de um monoácido 
está 4,0 % ionizada. A constante de ionização desse 
ácido é: 
 a) 16,6 x 10
-3
 
 b) 1,6 x 10
-5
 
 c) 3,3 x 10
-5
 
 d) 4,0 x 10
-5
 
 e) 3,0 x 10
-6
 
 
 
 
07. (FEI-SP) A constante de equilíbrio Ka dos ácidos 
HA, HB e HC, a 25°C, são, respectivamente, 1,8 x 
10
-5
, 5,7 x 10
-8
 e 1,8 x 10
-4
. A ordem crescente de 
força desses ácidos é: 
 a) HB < HA < HC 
 b) HC < HA < HB 
 c) HB < HC < HA 
 d) HC < HB < HA 
 e) HA < HB < HC 
 
 
 A tabela a seguir contém dados para a resolução das 
questões de n.
os
 08 a 10. 
 
 Reação Ka 
 I. H3CCOOH + H2O ⇄ H3O
+
 + H3CCOO
-
 1,8 x 10
-5
 
 II. HCOOH + H2O ⇄ H3O
+
 + HCOO
-
 1,8 x 10
-4
 
 III. H2S + H2O ⇄ H3O
+
 + HS
-
 9,0 x 10
-8
 
 IV. HF + H2O ⇄ H3O
+
 + F
-
 6,8 x 10
-4
 
 V. H3PO4 + H2O ⇄ H3O
+
 + H2PO4
-
 4,4 x 10
-7
 
 
08. (UFSC) O ácido mais ionizado é: 
 a) IV 
 b) V 
 c) III 
 d) I 
 e) II 
 
09. (UFSC) O ácido mais fraco é: 
 a) III 
 b) V 
 c) I 
 d) II 
 e) IV 
 
10. (UFSC) Os ácidos são (não necessariamente na 
ordem): 
a) fosfórico, sulfídrico, metanóico, fluorídrico e 
etanóico. 
b) fluorídrico, etanóico, fórmico, sulfuroso e 
fosforoso. 
 c) fórmico, acético, sulfúrico, fosforoso e fluórico. 
 d) fluoroso, fórmico, fosfórico, sulfídrico e acético. 
e) acético, fluorídrico, sulfuroso, fórmico e fosforoso. 
 
 
 As questões de n.
os
 11 e 12 referem-se aos 
seguintes ácidos e suas correspondentes constantes 
de ionização, a 25°C. 
 
 ácido cianídrico 4,0 x 10
-10
 
 ácido propiônico 1,3 x 10
-5
 
 ácido acético 1,8 x 10
-5
 
 ácido fórmico 1,8 x 10
-4
 
 ácido fluorídrico 6,7 x 10
-4 
 
11. (UEL-PR) Dentre eles, quantos são ácidos 
carboxílicos? 
 a) 1 b) 2 c) 3 
 d) 4 e) 5 
 
12. (UEL-PR) Dentre eles, o mais forte e o menos 
ionizado são, respectivamente: 
 a) cianídrico e propiônico 
 b) cianídrico e fluorídrico 
 c) fórmico e acético 
 d) fluorídrico e cianídrico 
 e) fluorídrico e fórmico 
 
13. (CESCEM-SP) Considere os oxiácidos do cloro e 
suas respectivas constantes de ionização: 
 HCℓO 3,0 x 10
-8
 
 HCℓO2 1,1 x 10
-2 
 
HCℓO3 5,0 x 10
2
 
 HCℓO4 2,0 x 10
7
 
 
 O exame dos dados permite afirmar que: 
 I. a força do ácido é maior quantomaior o número 
de oxidação do cloro. 
 II. dos oxiácidos representados, o mais forte é o 
HCℓO. 
III. o número de oxidação do cloro no HCℓO3 é +3. 
 a) Somente I é correta. 
 b) Somente II é correta. 
 c) Somente III é correta. 
 d) I, II e III são corretas. 
 e) I, II e II são incorretas. 
 
14. (PUC-PR) Temos duas soluções de igual 
molaridade: 
 a 1.ª de ácido acético, cujo pK é igual a 4,76; 
 a 2.ª de ácido butírico, cujo pK é igual a 4,82. 
 Com estes dados, podemos afirmar que: 
 a) a 1.ª solução é mais ácida que a 2.ª. 
 b) a 1.ª solução é menos ácida que a 2.ª. 
 c) as duas soluções apresentam a mesma acidez. 
d) a constante de ionização do ácido acético é 
menor que a do ácido butírico. 
 e) nenhuma destas respostas. 
 
15. (UFPR) Pelos seus pKa ou Ka indique o ácido mais 
ionizado. 
 Dados: log 514 = 2,7; log 63 = 1,79 
 a) Cℓ2CH-COOH (Ka = 5140 . 10
-5
) 
 b) orto-O2N-C6H4-COOH (pKa = 2,81) 
 c) C6H5-COOH (Ka = 6,3 . 10
-5
) 
 d) para-O2N-C6H4-OH (pKa = 7,14) 
 e) C6H5-OH (pKa = 9,95) 
 
16. (CESCEM-SP) A dissociação do ácido orto-
arsênico, H3AsO4, em solução aquosa diluída, se 
processa conforme as equações: 
 
H3AsO4 ⇄ H
+
 + H2AsO4
-
 K1 
H2AsO4
-
 ⇄ H+ + HAsO4
2-
 K2 
HAsO4
2-
 ⇄ H+ + AsO4
3-
 K3 
 
 A ordem de grandeza das constantes de ionização 
K1, K2 e K3 será: 
 a) K3 > K2 > K1 
 b) K1 = K2 = K3 
 c) K1 > K2 > K3 
 d) K1 > K3 > K2 
 e) K2 > K1 > K3 
 
17. (PUC-SP) Tem-se uma solução de ácido acético, 
HAc, onde há íons H
+
(aq) e Ac
-
(aq) em equilíbrio com 
HAc não dissociado. 
Se adicionarmos acetato de sódio, NaAc, a essa 
solução: 
a) a concentração dos íons H
+
(aq) deverá aumentar. 
b) a concentração dos íons H
+
(aq) permanecerá 
inalterada. 
 c) a concentração dos íons H
+
(aq) deverá diminuir. 
d) a concentração do HAc não dissociado diminuirá. 
 e) não há deslocamento do equilíbrio químico. 
 
18. (FEI-SP) No equilíbrio representado pela equação: 
 
Mg
2+
 + 2 OH
-
 ⇄ Mg(OH)2 
 
 qual das substâncias abaixo o deslocaria para a 
direita se adicionada ao sistema? 
 a) NH4NO3 
 b) NaCℓ 
 c) H2SO4 
 d) HCℓ 
e) NaOH 
 
19. (MAPOFEI-SP) Dado o equilíbrio: 
 
1
2
HCN + H2O H3O+ + CN
-
 
 
 a adição de cianeto de sódio: 
 a) desloca o equilíbrio no sentido 1. 
 b) não desloca o equilíbrio. 
 c) aumenta a concentração de H3O
+
. 
 d) desloca o equilíbrio no sentido 2. 
 e) diminui a concentração de HCN. 
 
20. (PUC-PR) Em solução aquosa existe o equilíbrio: 
 
2 CrO4
2-
 + H2O ⇄ Cr2O7
2-
 + 2 OH
-
 
 amarelo alaranjado 
 
 Assinale a proposição falsa: 
 a) Adicionando HCℓ, o sistema fica alaranjado. 
 b) Adicionando NaOH, o sistema fica amarelo. 
c) O Princípio de Le Chatelier não se aplica a 
equilíbrios iônicos. 
d) No equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual 
à velocidade da reação inversa. 
e) A constante de equilíbrio não varia pela adição de 
HCℓ ao sistema. 
 
 
 
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw) 
 
Medidas de condutibilidade elétrica mostram que a 
água está ligeiramente ionizada segundo a equação: 
 
H2O ⇄ H
+
 + OH
-
 
 
Esta ionização da água, como as demais, é 
reversível e atinge um equilíbrio dinâmico denominado 
equilíbrio iônico da água. 
 
A 25°C, o grau de ionização () da água é 1,81x10
-9
. 
Considerando 1 litro de água pura (1000 g de água 
pura) e aplicando ao equilíbrio iônico da água a lei da 
ação das massas, tem-se: 
 
• Cálculo do número de mols existentes em 1000 g 
de H2O. 
 
18 g H2O  1 mol 
 1000 g H2O  x  x = 55,5 mols 
 
• Cálculo das concentrações molares no equilíbrio. 
 
 H2O ⇄ H
+
 + OH
-
 
início 55,5 0 0 
ionização 
(n . ) 
(55,5 . 1,81 . 10
-9
)  
10
-7
 
(n . ) 
10
-7
 
(n . ) 
10
-7
 
equilíbrio 
(n - n) 
(55,5 - 10
-7
) 
n 
10
-7
 
n 
10
-7
 
concentr. 
molares 
 (55,5 - 10
-7
) 
mol/L 
10
-7
 
mol/L 
10
-7
 
mol/L 
 
Nota-se que a concentração molar da água no 
equilíbrio é praticamente a mesma do início. Portanto, 
pode-se dizer que a concentração molar da água é 
constante, 
 
[H2O] = constante. 
 
• Cálculo da constante de equilíbrio 
 
 Kc = 
[H+] . [OH-]
[H2O]
 [H2O] = constante 
 
Kc . [H2O] = [H
+
] . [OH
-
] 
O produto da constante de equilíbrio pela 
concentração molar da água dá uma nova constante 
denominada produto iônico da água, Kw. Portanto: 
 
Kw = [H
+
] . [OH
-
] 
 
Kw = 10
-7
 . 10
-7
 
 
Kw = 10
-14
 (a 25°C) 
 
O valor de Kw depende da temperatura. A elevação 
da temperatura acarreta um aumento do grau de 
ionização da água e, conseqüentemente, um aumento 
do valor de Kw. 
 
A tabela abaixo mostra valores do produto iônico da 
água (Kw) em diferentes temperaturas. 
 
Temperatura Kw 
0°C 0,11 . 10
-14
 
10°C 0,29 . 10
-14
 
20°C 0,69 . 10
-14
 
25°C 1,00 . 10
-14
 
30°C 1,48 . 10
-14
 
40°C 3,02 . 10
-14
 
60°C 9,33 . 10
-14
 
80°C 23,40 . 10
-14
 
 
Numa mesma temperatura, o valor de Kw 
permanece constante, qualquer que seja a substância 
dissolvida em água. 
 
Observações: 
 
• Em água pura ou em solução neutra, a 25°C: 
 
[H
+
] = [OH
-
] = 10
-7
 mol/L 
 
 
• Ao se adicionar um ácido HA em água, ocorre sua 
ionização, 
HA  H
+
 + A
- 
 
com conseqüente aumento da concentração de íons H
+
. 
Como Kw é constante, um aumento da concentração de 
íons H
+
 acarretará uma diminuição da concentração de 
íons OH
-
. 
 
Kw = [H+] . [OH-] = 10-14 (a 25°C)
esta concentração
 aumenta
esta concentração
 diminui 
 
Assim sendo, em soluções ácidas, a 25°C: 
 
[H
+
] > 10
-7
 mol/L 
[OH
-
] < 10
-7
 mol/L 
 
 
 
• Ao se adicionar uma base B(OH) em água ocorre 
sua dissociação, 
 
B(OH)  B
+
 + OH
- 
 
com conseqüente aumento da concentração de íons 
OH
-
. Como Kw é constante, um aumento da 
concentração de íons OH
-
 acarretará uma diminuição da 
concentração de íons H
+
. 
Kw = [H+] . [OH-] = 10-14 (a 25°C)
esta concentração
 aumenta
esta concentração
 diminui 
 
Assim sendo, em soluções básicas, a 25°C: 
 
[H
+
] < 10
-7
 mol/L 
[OH
-
] > 10
-7
 mol/L 
 
 
 
• Ao se preparar uma solução ácida ou básica de 
concentração molar ♏ e conhecido o grau de ionização 
ou de dissociação () do ácido ou da base, pode-se 
calcular a [H
+
] ou a [OH
-
]. 
 
Em solução ácida: [H
+
] = ♏ .  
 
 
 
Em solução básica: [OH
-
] = ♏ .  
 
 
 
 pH e pOH 
 
Em função dos valores baixos de [H
+
] e [OH
-
], 
costuma-se indicar a acidez ou a basicidade de uma 
solução através de seu pH (potencial hidrogeniônico) e 
pOH (potencial hidroxiliônico). 
 
Por definição: 
 
 
pH = log [H
+
] e pOH = log [OH
-
] 
 
 
Aplicando as definições e considerando a 
temperatura de 25°C, obtém-se: 
 
água pura ou 
solução neutra 
[H
+
] = 10
-7
 mol/L 
[OH
-
] = 10
-7
 mol/L 
pH = 7 
pOH = 7 
solução 
ácida 
[H
+
] > 10
-7
 mol/L 
[OH
-
] < 10
-7
 mol/L 
pH < 7 
pOH > 7 
solução 
básica 
[H
+
] < 10
-7
 mol/L 
[OH
-
] > 10
-7
 mol/L 
pH > 7 
pOH < 7 
 
Para qualquer meio aquoso, a 25°C, a soma entre o 
pH e o pOH é igual a 14. Observe: 
 
[H
+
] . [OH
-
] = 10
-14
 
 
aplicando logaritmo em ambos os membrosda 
igualdade 
 
log [H
+
] + log [OH
-
] = log 10
-14
 
 
multiplicando por (-1) 
 
 (-log [H
+
]) + (-log [OH
-
]) = (-log 10
-14
) 
 
 
pH + pOH = 14 
 
 
 
 
E X E R C Í C I O S D E S A L A 
 
01. (Mackenzie – SP) Com os dados da tabela abaixo, 
 
 Soluções [H
+
] 
I Urina 1 x 10
-6 
II Clara de ovo 1 x 10
-8
 
III Lágrima 1 x 10
-7
 
IV Café 1 x 10
-5
 
 
pode-se afirmar que: 
a) I, II, III e IV são soluções ácidas. 
b) somente II é uma solução básica. 
c) somente I, III e IV são soluções ácidas. 
d) somente I, II e III são soluções básicas. 
e) somente III é uma solução básica. 
 
02. (CEETEPS – SP) A concentração de íons H
+
(aq) de 
uma certa solução aquosa é 2,0 x 10
-5
 mol.L
-1
, a 25 
o
C. Sendo assim, nessa mesma solução a 
concentração de íons OH
-
(aq), em mol.L
-1
, deve ser: 
a) 5,0 x 10
-10
 
b) 2,0 x 10
-10
 
c) 5,0 x 10
-9
 
d) 5,0 x 10
-8
 
e) 2,0 x 10
-9
 
 
03. (UFRGS) O acidente ocorrido com o navio 
Bahamas provocou o vazamento de milhares de 
toneladas de ácido sulfúrico na lagos dos Patos. 
Em determinados locais, foram registrados valores 
de pH entre 3 e 4. Podemos afirmar que, nesses 
locais, a concentração aproximada de íons 
hidroxila, em mol;L
-1
, foi: 
a) maior que 10
-11
. 
b) maior que 10
-9
. 
c) maior que 10
-7
. 
d) maior que 10
-5
. 
e) maior que 10
-4
. 
 
04. (FAAP – SP) O vinagre é uma substância muito 
utilizada como tempero em saladas. Sabe-se que 
uma amostra de vinagre apresentou pH igual a 2,0. 
Isso corresponde a uma solução de ácido acético 
cuja concentração molar de íons H
+
 deve ser: 
a) 55,50 
b) 0,01 
c) 1,00 
d) 0,10 
e) 10,10 
 
05. (UFRRJ) Em um potenciômetro, faz-se a leitura de 
uma solução de hidróxido de sódio (utilizada na 
neutralização do ácido láctico). Sabendo que o grau 
de dissociação é total, o valor do pH encontrado 
corresponde a: 
a) 2,7 
b) 5,4 
c) 12,0 
d) 11,0 
e) 9,6 
 
06. (UNIP – SP) O fluoreto de hidrogênio (HF) é um 
ácido que se encontra 10% ionizado em solução 
0,1 mol.L
-1
. Calcule o pH dessa solução. 
 
 
 
 
 
07. (PUC – MG) A concentração hidrogeniônica do 
suco de limão puro é 10
-2
 mol.L
-1
. O pH de um 
refresco preparado com 30 mL de suco de limão e 
água suficiente para completar 300 mL é igual a: 
a) 2 
b) 3 
c) 4 
d) 6 
e) 11 
 
08. (Fuvest – SP) A auto-ionização da água é uma 
reação endotérmica. Um estudante mediu o pH da 
água recém-destilada, isenta de CO2 e a 50 
o
C, 
encontrado o valor 6,6. Desconfiado de que o 
aparelho de medida estivesse com defeito, pois 
esperava o valor 7,0, consultou um colega que fez 
as seguintes afirmações: 
I. O seu valor (6,6) pode estar correto, pois 7,0 é o 
pH da água pura, porém a 25 
o
C. 
II. A aplicação do princípio de Le Chatelier ao 
equilíbrio da ionização da água justifica que, 
com o aumento da temperatura, aumente a 
concentração de H
+
. 
III. Na água, o pH é tanto menor quanto maior a 
concentração de H
+
. 
Está correto o que se afirma: 
a) somente em I. 
b) somente em II. 
c) somente em III. 
d) somente em I e II. 
e) em I, II e III. 
 
 
 
 
 
T E S T E S D E V E S T I B U L A R 
 
01. (FUVEST-SP) Observe os líquidos da tabela: 
 
 [H
+
] [OH
-
] 
Leite 
Água do mar 
Coca-Cola 
Café preparado 
Lágrima 
Água de lavanderia 
1,0 . 10
-7
 
1,0 . 10
-8
 
1,0 . 10
-3
 
1,0 . 10
-5
 
1,0 . 10
-7
 
1,0 . 10
-12
 
1,0 . 10
-7
 
1,0 . 10
-6
 
1,0 . 10
-11
 
1,0 . 10
-9
 
1,0 . 10
-7
 
1,0 . 10
-2
 
 
 Tem caráter ácido apenas: 
 a) o leite e a lágrima. 
 b) a água de lavanderia. 
 c) o café preparado e a Coca-Cola. 
 d) a água do mar e a água de lavanderia. 
 e) a Coca-Cola. 
 
 
02. Calcular, a 25°C, a [H
+
] de uma solução 2 x 10
-2
 
mol/L de HCℓ, sabendo que o ácido está totalmente 
ionizado. 
 
03. A 25°C, em uma solução aquosa 1 x 10
-1
 mol/L, o 
ácido acético está 1% ionizado. Calcular a [H
+
] desta 
solução. 
 
04. A 25°C, em uma solução aquosa 0,5 mol/L, o grau 
de ionização do hidróxido de amônio, NH4OH, é 2 x 
x 10
-4
. 
Calcular a [OH
-
] e a [H
+
] desta solução. 
 
05. Calcular a [OH
-
] e a [H
+
] de uma solução aquosa 5 x 
x 10
-2
 mol/L de NaOH, a 25°C, sabendo que a base 
está totalmente dissociada. 
 
06. (CEFET-PR) Uma solução aquosa A tem [H
+
] = 10
-6
 
mol/L e outra B, tem [OH
-
] = 10
-6
 mol/L. A razão 
entre as concentrações de H
+
 das soluções A e B é 
igual a: 
 a) zero 
 b) 1,0 . 10
12
 
 c) 1,0 
 d) 1,0 . 10
2
 
 e) 1,0 . 10
-2
 
 
 
 
07. (PUC-MG) Misturando-se 100 mL de suco de laranja 
cuja [H
+
] = 0,6 mol/l com 200 mL de suco de laranja 
cuja [H
+
] = 0,3 mol/L, não se obtém: 
 a) uma solução onde [H
+
] = 0,4 mol/L. 
 b) uma solução completamente neutra. 
 c) uma solução de acidez intermediária. 
d) uma solução menos ácida do que a de [H
+
] = 0,6 
mol/L. 
e) uma solução mais ácida do que a de [H
+
] = 0,3 
mol/L. 
 
08. (UFMG) A tabela mostra o pH característico de 
alguns sistemas. 
 
Sistema pH 
Vinagre 
Suco de laranja 
Suco de tomate 
Saliva 
Leite 
Sangue 
Clara de ovo 
3,0 
4,0 
5,0 
6,0 
6,8 
7,4 
8,0 
 
 Sobre esses sistemas, pode-se afirmar que: 
 a) clara de ovo é o sistema menos ácido. 
b) sangue é o líquido mais próximo da neutralidade. 
c) suco de laranja é 1,5 vez mais ácido do que a 
saliva. 
d) suco de tomate é duas vezes menos ácido do que 
o vinagre. 
 e) todos os líquidos da tabela são ácidos. 
 
09. (PUCCAMP-SP) Considere as seguintes amostras: 
 I. Vinagre 
 II. Água destilada 
 III. Leite de magnésia 
 Comparando-se os valores de pH das amostras, 
obtém-se a seqüência: 
 a) pHI > pHII > pHIII 
 b) pHI = pHII > pHIII 
 c) pHII > pHIII > pHI 
 d) pHIII > pHII > pHI 
 e) pHIII = pHI > pHII 
 
10. (UFMG) A água do mar tem pH aproximadamente 
igual a 8. Todas as afirmativas sobre a água do mar 
estão corretas, exceto: 
a) Apresenta uma concentração de H
+
(aq) igual a 8 
mol/L. 
b) Colore de vermelho uma solução de fenolftaleína. 
c) Contém cem vezes mais íons OH
-
 do que íons H
+
. 
 d) É básica. 
 e) É eletricamente neutra. 
 
11. (UFRS) As leis de proteção ambiental de certas 
cidades não permitem o lançamento em rios, entre 
outros, de efluentes com pH inferior a 5,0 ou superior 
a 9,0. 
 No que se refere à acidez, os efluentes aquosos das 
indústrias X, Y e Z apresentam as seguintes 
concentrações: 
 
Indústria 
Concentração no 
efluente 
X 
Y 
10
-3
 mol/L de H
+
 
10
-4
 mol/L de H
+
 
Z 10
-6
 mol/L de OH
-
 
 
 Poderiam ser lançados em rios, sem tratamento 
prévio, apenas os efluentes de: 
 a) X 
 b) Y 
 c) Z 
 d) X e Y 
 e) Y e Z 
 
12. (FUND. C. CHAGAS-BA) Para corrigir a acidez do 
solo é comum a utilização da cal extinta, Ca(OH)2. 
Com esse procedimento provoca-se no solo: 
a) aumento de pH, uma vez que a cal extinta é ácida. 
b) aumento de pH, uma vez que a cal extinta é 
básica. 
c) diminuição de pH, uma vez que a cal extinta é 
ácida. 
d) aumento de pOH, uma vez que a cal extinta é 
básica. 
e) diminuição de pOH, uma vez que a cal extinta é 
ácida. 
 
13. (UFMG) Tem-se notado um abaixamento de pH da 
água das chuvas em muitas regiões do mundo. Uma 
das causas é a emissão de dióxido de enxofre, SO2, 
feita por centenas de indústrias, o qual é oxidado e 
hidrolisado na atmosfera. Em relação ao exposto, 
qual das seguintes alternativas é errada? 
a) Uma chuva com pH=4,6 é dez vezes mais ácidado que uma chuva com pH=5,6 
b) A oxidação e a hidrólise do SO2 na atmosfera 
levam à formação de ácido sulfúrico. 
c) Ácidos fortes podem dissociar-se na água das 
chuvas, abaixando seu pH. 
d) O abaixamento do pH da água das chuvas 
significa diminuição na concentração dos íons 
hidrogênio. 
e) Estátuas e monumentos de mármore, CaCO3, 
expostos a chuvas de baixo pH, podem ser 
eventualmente destruídos. 
 
14. (UnB-DF) O pH padrão da água da chuva em áreas 
não-poluídas é 5,6. Chuvas com pH abaixo desse 
valor são denominadas “chuvas ácidas” e causam 
sérios problemas ambientais. Sobre esse assunto, 
aponte os itens corretos: 
01) As chuvas ácidas destroem monumentos, 
florestas e causam a mortalidade de peixes. 
02) O dióxido de enxofre proveniente das caldeiras e 
fornos das indústrias é um dos principais 
responsáveis pelas chuvas ácidas. 
04) Água de chuva em áreas não-poluídas é mais 
ácida do que água pura. 
08) A água da chuva que apresenta concentração de 
H
+
 igual a 10
-2
 mol/L não é considerada chuva 
ácida. 
16) A concentração de dióxido de carbono na 
atmosfera não influi no pH da chuva. 
 
 
15. (UFPE) Em três recipientes A, B e C estão contidas 
soluções ácidas desconhecidas, de concentração 0,1 
mol/L. 
Medindo o pH das três soluções com papel indicador 
universal, obtiveram-se os seguintes valores, 
respectivamente: pH=5,0, pH=3,5 e pH=1,0. Aponte 
as alternativas corretas: 
01) No frasco A está contido um ácido fraco. 
02) O Ka do ácido A é maior que o Ka do ácido B. 
04) O ácido B conduz melhor a corrente elétrica do 
que o ácido C. 
08) O ácido C está completamente ionizado. 
16) A concentração de H
+
 no ácido C é 10
-1
 mol/L. 
 
 
 
16. (FCMSC-SP) Tem-se uma solução em que a 
concentração hidrogeniônica é 4,3 x 10
-3
 mol/L. Seu 
pH será: (log 4,3 = 0,63) 
 a) 4,0 
 b) 3,7 
 c) 2,37 
 d) 6,27 
 e) 1,27 
 
17. (UNIMOGI-SP) O pH de uma solução de ácido 
clorídrico de concentração igual a 0,001 mol/L é igual 
a: 
 a) 3 
 b) 4 
 c) 5 
 d) 6 
 e) 11 
 
18. (PUC-RJ) Qual é o pH de uma solução de hidróxido 
de sódio 0,1 mol/L (a 25°C)? 
(Dado: Kw = 1 . 10
-14
 a 25°C) 
 a) 0 
 b) 1 
 c) 13 
 d) 14 
 e) 0,1 
 
19. (PUC-PR) Uma solução de monobase apresenta 
concentração de íons hidróxido igual a 17 mg/L. Qual 
é o pH dessa solução? 
(Massa molar do OH
-
 = 17 g/mol) 
 a) 3,0 
 b) 5,0 
 c) 7,0 
 d) 9,0 
 e) 11,0 
 
20. (PUCCAMP-SP) Em São Paulo, a Cetesb constatou, 
em 1986, uma “chuva ácida” de pH = =5. Isto 
significa uma concentração de íons H
+
 da ordem de: 
 a) 10
-5
 mol/L 
 b) 5 . 10
-1
 mol/L 
c) 5 . 10
-5
 mol/L 
d) 5 . 10
-2
 mol/L 
e) 5 mol/L 
 
21. (CESGRANRIO-RJ) Constatou-se que uma amostra 
de suco de laranja possui pH = 4. As concentrações 
de H
+
 e OH
-
 no suco são, respectivamente: 
 a) 10
-2
 e 10
-12
 
 b) 10
-4
 e 10
-10
 
 c) 10
-6
 e 10
-8
 
 d) 10
-7
 e 10
-7
 
 e) 10
-8
 e 10
-6
 
 
22. (FM POUSO ALEGRE-MG) Uma solução de ácido 
acético (CH3COOH) é preparada de tal modo que 
seja 0,004 mol/L. O pH dessa solução aquosa, 
sabendo que o ácido se encontra 25% ionizado, está 
mais bem representado pela opção: 
 a) 1 
 b) 2 
 c) 3 
 d) 4 
 e) 5 
 
23. (UNIP-SP) O ácido láctico é um monoácido presente 
em músculos doloridos depois de exercícios 
vigorosos. O pH de uma solução 0,100 mol/L de 
ácido láctico 4% ionizado é: (log 4 = 0,6) 
 a) 11,6 
 b) 2,7 
c) 2,4 
 d) 3,3 
e) 4,8 
 
24. (PUC-PR) O pH de uma solução 0,25 mol/L de uma 
monobase que está 0,4% dissociada é: 
 a) 13 
 b) 11 
 c) 9 
 d) 7 
 e) 5 
 
25. (CESGRANRIO-RJ) O HF é um ácido cuja 
constante de dissociação é Ka = 4,0 x 10
-4
 a 25°C. 
Assinale a opção que indica, aproximadamente, o 
valor do pH de uma solução 0,25 mol/L desse ácido 
a 25°C. 
 a) 1 
 b) 1,6 
 c) 2 
 d) 2,5 
 e) 4 
 
26. (FEI-SP) Determine o grau de ionização de uma 
monobase em solução 0,5 mol/L, sabendo que o pH 
dessa solução é igual a 10: 
 a) 0,2% 
 b) 0,02% 
 c) 0,5% 
 d) 0,8% 
 e) 1% 
 
27. (UFGO) Na água de um aquário, a concentração de 
um monoácido produzido pela decomposição de 
bactérias é 10
-4
 mol/L e sua constante de ionização 
Ka = 1,0 x 10
-8
. O pH da água do aquário é: 
a) 2 
b) 3 
c) 4 
 d) 5 
 e) 6 
 
28. (FESP-PE) Uma solução 10
-4
 mol/L de ácido acético 
a 25°C está 33,5% ionizada. Seus pH e pOH são, 
respectivamente: (log 3,35 = 0,53) 
 a) 4,47 e 9,53 
 b) 4,47 e 18,47 
 c) 10,30 e 3,70 
 d) 9,53 e 4,47 
 e) 3,70 e 10,30 
 
29. (FCMSC-SP) A 45°C, o produto iônico da água é 
igual a 4,0 x 10
-14
. A essa temperatura, o valor de 
[H
+
] de uma solução aquosa neutra é: 
 a) 0,6 x 10
-7
 
 b) 2,0 x 10
-7
 
 c) 4,0 x 10
-7
 
 d) 2,0 x 10
-14
 
 e) 4,0 x 10
-14
 
 
30. (ITA-SP) A 60°C, o produto iônico da água, [H
+
] x 
x [OH
-
], é igual a 1,0 x 10
-13
. Em relação a soluções 
aquosas, nesta temperatura, assinale as afirmações 
corretas: 
01) Soluções ácidas são aquelas que têm pH < 6,5. 
02) Soluções neutras têm pH = 6,5. 
04) Soluções básicas têm pH > 6,5. 
08) pH + pOH tem que ser igual a 13,0. 
16) Solução com pH = 14 é impossível de ser obtida. 
 
 
 
 
 
 
HIDRÓLISE DE ÍONS 
 
Hidrólise de um íon é a reação entre este íon e a 
água. 
 
 • Hidrólise de ânions 
 
A hidrólise de um ânion pode ser representada pela 
equação: 
A- + HOH HA + OH-
H+
ânion ácido
 
 
A reação de hidrólise de um ânion ocorre quando o 
ácido formado for um ácido fraco. 
 
Devido à formação de íons OH
-
, a solução resultante 
é básica (pH > 7). 
Exemplos: 
 
Hidrólise do ânion cianeto, CN
-
: 
CN
-
 + HOH HCN + OH
-
 
 ácido solução 
 fraco básica 
 
Hidrólise do ânion bicarbonato, HCO3
-
: 
HCO3
-
 + HOH H2CO3 + OH
-
 
 ácido solução 
 fraco básica 
 
• Hidrólise de cátions 
 
A hidrólise de um cátion pode ser representada 
pela equação: 
 
OH-
C+ + HOH COH + H+
cátion base 
 
A hidrólise de um cátion ocorre quando a base 
formada for uma base fraca. 
 
Devido à formação de íons H
+
, a solução resultante 
é ácida (pH < 7). 
 
Exemplos: 
 
Hidrólise do cátion amônio, NH4
+
: 
NH4
+
 + HOH NH4OH + H
+
 
 base solução 
 fraca ácida 
 
Hidrólise do cátion prata, Ag
+
: 
Ag
+
 + HOH AgOH + H
+
 
 base solução 
 fraca ácida 
 
 
 
• Hidrólise de sais 
 
Seja um sal C
+
A
-
. Em água ele sofre dissociação 
iônica: 
C
+
A
-
  C
+
 + A
- 
 
Uma vez dissociado, poderá: 
• ocorrer a hidrólise do ânion A
-
, 
• ocorrer a hidrólise do cátion C
+
, 
• ocorrer a hidrólise de ambos os íons, 
• não ocorrer a hidrólise de nenhum dos íons. 
 
 
Exemplo 1: Bicarbonato de sódio, Na
+
(HCO3)
-
: 
 
Na
+
(HCO3)
-
  Na
+
 + HCO3
-
 
 
O cátion Na
+
 não hidrolisa, pois a base 
correspondente é forte. 
O ânion HCO3
-
 hidrolisa. O ácido formado é fraco. 
 
HCO3
-
 + HOH H2CO3 + OH
-
 
 
A produção de ânions OH
-torna a solução básica 
(pH>7). 
Este comportamento é característico de sais 
formados por cátions de bases fortes e ânions de ácidos 
fracos. 
 
 
 
Exemplo 2: Cloreto de amônio, NH4
+
Cℓ
-
. 
 
NH4
+
Cℓ
-
  NH4
+
 + Cℓ
-
 
 
O ânion Cl
-
 não hidrolisa, pois o ácido 
correspondente é forte. 
O cátion NH4
+
 hidrolisa. A base formada é fraca. 
 
NH4
+
 + HOH NH4OH + H
+
 
 
A produção de cátions H
+
 torna a solução ácida 
(pH < 7). 
Este comportamento é característico de sais 
formados por cátions de bases fracas e ânions de 
ácidos fortes. 
 
 
 
Exemplo 3: Bicarbonato de amônio, (NH4)
+
(HCO3)
-
 
 
(NH4)
+
(HCO3)
-
  NH4
+
 + HCO3
-
 
 
O cátion NH4
+
 hidrolisa. A base formada é fraca. 
 
NH4
+
 + HOH NH4OH + H
+
 
 
O ânion HCO3
-
 hidrolisa. O ácido formado é fraco. 
HCO3
-
 + HOH H2CO3 + OH
-
 
 
Devido ocorrer a hidrólise do cátion e do ânion, o 
pH da solução resultante será determinado através das 
constantes de ionização do ácido fraco (Ka) e da base 
fraca (Kb). Se: 
 
Ka > Kb  solução ácida (pH < 7) 
Ka < Kb  solução básica (pH > 7) 
Ka = Kb  solução neutra (pH = 7) 
 
 
Este comportamento é característico de sais 
formados por cátions de bases fracas e ânions de 
ácidos fracos. 
 
 
 
Exemplo 4: Cloreto de sódio, Na
+
Cℓ
-
: 
 
Na
+
Cℓ
-
  Na
+
 + Cℓ
-
 
 
O cátion Na
+
 não hidrolisa. A base correspondente 
é forte. 
O ânion Cl
-
 não hidrolisa. O ácido correspondente é 
forte. 
Como não ocorre a hidrólise de íons, a solução 
resultante é neutra (pH = 7). 
Este comportamento é característico de sais 
formados por cátions de bases fortes e ânions de ácidos 
fortes. 
 
 
 
SOLUÇÃO TAMPÃO 
Solução-tampão, solução buffer ou solução 
reguladora é toda solução que tem por finalidade evitar 
variações bruscas de pH quando à mesma se adiciona 
um ácido forte ou uma base forte. 
Uma solução-tampão é constituída por um ácido 
fraco (HA) e seu sal (BA) ou por uma base fraca (BOH) 
e seu sal (BA). 
Exemplos 
Solução de ácido acético (HAc) e acetato de sódio 
(NaAc). 
Solução de hidróxido de amônio (NH4OH) e 
cloreto de amônio (NH4Cℓ). 
Seja o tampão HAc/NaAC. 
Em solução o HAc (ácido fraco) está pouco 
ionizado e o NaAc (eletrólito forte) está totalmente 
dissociado. 
HAc ⇄ H+ + Ac- 
NaAc → Na
+
 = Ac
-
 
Ao se adicionar ácido forte à esta solução, o 
equilíbrio iônico do HAc sofrerá deslocamento para a 
esquerda, consumindo o H
+
 adicionado, o que impede a 
variação brusca de pH. 
Ao se adicionar base forte à esta solução, o H
+
 do 
equilíbrio iônico do HAc irá consumir o OH
-
 adicionado 
(H
+
 + OH
-
 → H2O). Para repor o H
+
 consumido junto 
com o OH
-
, o equilíbrio sofrerá deslocamento para a 
direita, o que impede a variação brusca do pH. 
A ação da solução-tampão tem limites. A adição 
de quantidades excessivas de ácido ou base destruirá o 
efeito tampão. 
Para se calcular o pH de uma solução tampão, 
pode-se demonstrar que: 
• para solução-tampão de um ácido fraco e seu 
sal, 
 
[ácido]
sal]do[ânion
logpKpH a 
 
 
• para solução-tampão de uma base fraca e seu 
sal, 
 
[base]
sal]do[cátion
logpKpKwpH b 
 
 
Onde pKa = −log Ka, pKb = −log Kb e pKw = −log 
Kw. 
Estas fórmulas são conhecidas como equações 
de Henderson-Hasselbach. 
Exemplo: 
Sabendo que a constante de ionização (Ka) do 
ácido cloroacético, a 25 
o
C, é 1,4 x 10
-3
, calcular o pH 
de uma solução-tampão contendo ácido cloroacético 
0,10 mol/L e cloroacetato de sódio 0,15 mol/L. 
Dados: log 1,4 = 0,15; log 1,5 = 0,18. 
Resolução: 
Utilizando a expressão 
 
[ácido]
sal]do[ânion
logpKpH a 
 
onde: 
pKa = -log Ka = -log (1,4 x 10
-3
) = 2,85, 
[ânion do sal] = [cloroacetato] = 0,15 mol/L, 
[ácido] = 0,10 mol/L, 
tem-se: 
 
 log1,52,85
[0,10]
[0,15]
log2,85pH
 
pH = 2,85 + 0,18 = 3,03 
 
 
 
E X E R C Í C I O S D E S A L A 
 
01. Nitrato de potássio e nitrato de amônio são dois 
sais usados na fabricação de fertilizantes. O que se 
pode afirmar sobre o caráter (ácido, básico, neutro) 
das soluções aquosas de cada um desse sais? 
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________ 
 
02. (FEI – SP) Os compostos cianeto de sódio (NaCN), 
cloreto de zinco (ZnCℓ2), sulfato de sódio (Na2SO4) 
e cloreto de amônio (NH4Cℓ), quando dissolvidos 
em água, tornam o meio respectivamente: 
a) básico, ácido, ácido, neutro. 
b) ácido, básico, neutro, ácido. 
c) básico, neutro, ácido, ácido. 
d) básico, ácido, neutro, ácido. 
e) ácido, neutro, básico, básico. 
 
03. (VUNESP) Quando se adiciona o indicador 
fenolftaleína a uma solução aquosa incolor de uma 
base de Arrhenius, a solução fica vermelha. Se a 
fenolftaleína for adionada a uma solução aquosa de 
ácido de Arrhenius, a solução continua incolor. 
Quando se dissolve cianeto de sódio em água, a 
solução fica vermelha após a adição de 
fenolftaleína. Se a fenolftaleína for adicionada a 
uma solução aquosa de cloreto de amônio, a 
solução continua incolor. 
a) Explique o que acontece no caso do cianeto de 
sódio, utilizando equações químicas. 
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________ 
 
b) Explique o que acontece no caso do cloreto de 
amônio, utilizando equações químicas. 
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________
______________________________________ 
 
04. (UEPG – PR) No interior das células de nosso 
organismo ocorre, a todo instante, um número 
incontável de reações químicas. A maioria dos 
fluídos biológicos onde as reações ocorrem são 
meios tamponados. Sobre os tampões e o efeito 
que exercem, assinale o que for correto. 
01. O efeito tampão age aumentando a 
solubilidade das enzimas em meio aquoso. 
02. Os pares H2CO3/NaHCO3 e NH4OH/NH4Cℓ são 
exemplos de substâncias que agem como 
tampão. 
04. O efeito tampão impede variações bruscas de 
pH, quando ocorre a adição de íons H
+
 ou OH
-
 
no meio. 
08. Os meios tamponados são neutros e 
apresentam pH igual a 7. 
16. Os tampões mantêm constante o volume de 
solvente no meio, o que impede as variações 
de concentração. 
 
 
 
05. (UFMG) Considere duas soluções aquosa diluídas, 
I e II, ambas de pH = 5. A solução I é tampão e a II 
não. 
Um béquer contém 100 mL da solução I e um 
segundo béquer contém 100 mL da solução II. A 
cada uma dessas soluções adicionam-se 10 mL de 
NaOH aquoso concentrado. 
Assinale a alternativa que apresenta corretamente 
as variações de pH das soluções I e II, após a 
adição de NaOH(aq). 
a) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será 
maior do que o de II. 
b) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será 
igual ao de II. 
c) O pH de ambas irá diminuir e o pH de I será 
igual ao de II. 
d) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será 
menor do que o de II. 
e) O pH de ambas irá diminuir e o pH de I será 
maior do que o