Equilíbiro Químico Solubilidade P1P2P3

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Licenciatura em Química 
Química Analítica Qualitativa 
 
 
Profº Ms. Deiver Alessandro 
Tutora: Aline Benevides 
 
Solubilidade 
Orientações 
Prezado aluno, a seguir falaremos sobre equilíbrio químico abordando os aspectos matemáticos. Estou 
confiante que as discussões sobre o entendimento do conceito de solubilidade já foram superadas, de 
qualquer forma, havendo alguma incompreensão, sugiro que entre em contato conosco para que 
possamos ajudá-lo. 
Equilíbrio químico 
 O estudo que estamos desenvolvendo nesta disciplina é de grande importância para análises 
químicas e compreensão mais detalhada de reações químicas já vistas em semestres anteriores. 
Evidentemente as dúvidas ainda existem com relação ao entendimento claro das reações e espero nas 
páginas seguintes auxiliar vocês. 
Obs: Tentarei fazer um texto informal, algo semelhante a uma conversa de corredor. 
 Quando estudamos as reações químicas, isto desde o nosso primeiro contato com está ciência, é 
nos dito que em uma reação química há reagentes e produtos, isto é, os reagentes reagem e se 
transforma em produtos, e então é apresentada a nós a seguinte fórmula: 
𝐴 + 𝐵 → 𝐶 + 𝐷 (1) 
 Vejam só, a equação acima nos mostra que uma espécie química A reage com uma espécie 
química B, e fornece outras espécies químicas, C e D. Isto na verdade ocorre, mas não é só isso. Antes de 
darmos continuidade, entendamos que o sinal +, não tem as implicações matemáticas que conhecemos, 
isto é, não é algo que soma, por exemplo, 2+ 3. O sinal de soma indica que duas ou mais espécie 
químicas, presentes em um mesmo ambiente, estão em condições de se reagirem, sem necessariamente se 
somarem. A flecha →, indica que há uma situação inicial e final, separando os reagentes dos produtos. 
Após essas observações, é possível que você olhe para a reação (1) e pense que quando é 
formado C e D, A e B, deixam de existir. Pois bem, se você pensa que é assim, você está quimicamente 
ERRADO. Os químicos entendem que as reações químicas existem em uma situação dinâmica, os 
reagentes reagem e formam os produtos, e os produtos, de igual modo, reagem e formam novamente os 
reagentes. Observe que a qualificação de reagentes e produtos serve apenas para indicar o local na 
equação. Assim sendo a equação (1), seria escrita da seguinte forma: 
𝐴 + 𝐵 ↔ 𝐶 + 𝐷 (2) 
Observe a flecha 
 
 2 
 A simples mudança na equação química acima tem para os químicos, e isso com certeza englobam 
vocês, implicações teóricas muito profundas. De modo geral isso indica que os reagentes formam os 
produtos, mais os produtos também podem formar os reagentes, a este tipo de reação chamamos de um 
sistema dinâmico, e estando em equilíbrio, chamamos de Equilíbrio Químico Dinâmico. 
 Precisamos agora entender o termo Equilíbrio Químico, ou melhor, Equilíbrio Químico 
Dinâmico. 
 Evidentemente não temos a formação e nem estudamos a fundo a área de linguagens, mas 
conseguimos com um pouquinho de esforço, entender o termo Equilíbrio. É sempre bom estar junto de 
alguém equilibrado, da confiança, a postura não muda, não alterações de humor e etc. Em termos 
químicos, equilíbrio ocorre, principalmente, quando a velocidade no sentido direto da reação (reagentes 
para os produtos) e sentido inverso ( produtos para os reagentes) se igualam, acontece que em termos 
práticos não conseguimos ver isso, então!? Uma forma legal de entender uma situação de equilíbrio 
químico dinâmico em reações químicas, é quando as concentrações das espécies químicas envolvidas não 
se alteram. 
 Veja bem, quando adicionamos um composto em água, por exemplo, o ácido acético (composto 
usado para o vinagre), nem tudo que adicionamos se dissocia. E os que dissociam podem voltar a se unir 
e formar o ácido acético novamente veja a equação química abaixo: 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐻+ (3) 
Isto demonstra a dinâmica da reação, e quando as concentrações destas espécies permanecem 
inalteradas, temos o Equilíbrio Químico Dinâmico. 
 O equilíbrio químico pode ser perturbado, para entender isso, peço a vocês que busquem estudar 
o principio de Le Châtelier, use os livros de química e sítios da rede virtual. De modo geral, o equilíbrio 
químico pode ser perturbado pela alteração na concentração química de alguma espécie envolvida, 
temperatura do sistema e variação na pressão. 
 
Abordagem Matemática 
 Quando estudamos a disciplina de física foi nos mostrado o conceito de velocidade, esta tem 
relação com o espaço percorrido em um determinado tempo. De forma análoga, na química podemos 
entender a velocidade das reações químicas, pela variação na concentração de uma determinada espécie 
por um determinado tempo. Evidentemente muitos outras informações podem ser tiradas do estudo das 
velocidades químicas, o que fica expresso nos livros com o título de cinética química. Esse assunto não 
abordaremos aquiNeste momento o que nos importa é sabermos que a velocidade de uma reação química 
faz referência as espécies químicas envolvidas, então, podemos escrever matematicamente que: 
𝑉 = 𝑘 𝐴 , (4) 
Onde V é a velocidade, k é uma constante que depende da espécie envolvida, A é a espécie química e o 
colchetes [ ] faz referência a concentração. 
Foi dito na primeira parte desta aula que o Equilíbrio Químico Dinâmico é atingido quando as 
velocidades no sentido direto e no sentido inverso se igualam, então vejamos abaixo: 
𝐴 + 𝐵 
𝑉1
 
𝑉2
 
 𝐶 + 𝐷 (5) 
Considerando a equação 5, e seguindo a definição de velocidade, temos, 
 
 3 
𝑉1 = 𝑘1 𝐴 𝐵 (6) 
𝑉2 = 𝑘2 𝐶 𝐷 (7) 
Considerando o equilíbrio químico, temos, 
𝑉1 = 𝑉2 (8) 
Substituindo 6 e 7 em 8, temos, 
𝑘1 𝐴 𝐵 = 𝑘2 𝐶 𝐷 (9) 
Separando os termos iguais, segue, 
𝑘1
𝑘2
= 
 𝐶 𝐷 
 𝐴 𝐵 
 (10) 
Quando temos a divisão de duas constantes, podemos considerar como sendo uma nova 
constante, que então chamaremos de K, vejamos: 
𝐾 = 
 𝐶 𝐷 
 𝐴 𝐵 
 (11) 
Observando a equação 5, podemos concluir que temos um quociente entre produtos e reagentes, 
𝐾 = 
 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 
 𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 
 (12) 
Considerando novamente uma equação química geral, conforme a equação 2, 
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 (13) 
Onde as letras em minúsculo fazem referência aos coeficientes estequiométricos, podemos 
reescrever a equação 11, veja: 
𝐾 = [𝐶]𝑐[𝐷]𝑑/[𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏 (14) 
Observe que os coeficientes estequiométricos foram para a equação acima em forma de 
expoentes. 
Atenção: na equação 13 a representação é apresentada com o sinal +, na equação 14, que é uma equação 
matemática, há multiplicação entre as espécies químicas. Cuidado para não confundir. 
A constante K, quando em equilíbrio a reação, não se altera, por isso chamamos de constante. K 
é um valor numérico, geralmente é expresso em tabelas a uma temperatura de 25ºC. 
 
 4 
 
 
 
Observe que na tabela a constante e expressa por Ksp, apesar da escrita diferente a idéia inicial é 
a mesma, diferindo que esta faz referência a sais, conhecida com produto de solubilidade. Estudaremos 
isso mais a frente. 
Aproveitando a oportunidade, a constante K assume vários codinomes dependendo do sistema 
avaliado, por exemplo: 
Ka = ácidos ; Kb = bases ; Ki = íons ; Kps = Sais ; outros. 
Vejamos alguns exemplos: 
1) Escreva para as equações químicas abaixo a constante de solubilidades: 
a. SO3(g) 2SO2(g) + O2(g) 
 
 5 
Resposta: 𝐾 =
 𝑆𝑂2 
2 𝑂2 
[𝑆𝑂3]
 
 
b. N2 + 3 H2 2NH3 
Resposta: 𝐾 =
 𝑁𝐻32
[𝐻2]
3 𝑁2 
 
2) Usando as constantes equações das constantes de solubilidade do exemplo anterior, 
determine o valor de K para uma determinada condição: 
a. 𝑂2 =2 mol/L ; [𝑆𝑂3] = 3 𝑚𝑜𝑙/𝐿 ; 𝑆𝑂2 = 𝑆𝑂2 = 2 𝑚𝑜𝑙/ 𝐿 
Resposta: 𝐾 =
22 . 2
3
 = 2,67 
3) Considere a constante de solubilidade do ácido acético 1,8 x 10-5 a 25ºC, [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻] = 
0,1 mol/L, [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−] = 0,001 mol/L. Determine a concentração do íon H+. 
Equação: 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 ↔ 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− + 𝐻+ 
 
Resolução: 
𝐾 = 
 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− 𝐻+ 
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 ]
 , isolando H+, 
 
 𝐻+ = 𝐾 .
 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 
 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− 
, substituindo os valores fornecidos, temos: 
 
 
 𝐻+ = 1,8 x 10-5 .
 0,001 
 0,1 
 
 
 𝐻+ = 1,8 𝑥 10−7 mol/L 
 
Exercícios: 
Abaixo segue uma lista de exercícios, resolvam todos 
1) Escreva as condições de equilíbrio (K) usando concentrações: 
(a) 2H2O(g) 2H2(g) + O2(g) 
(b) 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) 
(c) O2(g) + 2SO2(g) 2SO3(g) 
(d) 4HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2Cl2(g) 
(e) NOCl(g) NO(g) + ½Cl2(g) 
2) A constante de equilíbrio Kc para: 
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 
 
 6 
É 249 a uma dada temperatura. Uma análise do conteúdo do recipiente que contém estes três 
componentes, nesta temperatura, dá os seguintes resultados: [SO3] = 0,262 mol L-1, [SO2] = 0,0149mol 
L-1, [O2] = 0,0449 mol L-1. O sistema está em equilíbrio? 
3) Kc = 1,77 para PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) a 250°C. Um recipiente de 4,50 litros contém 5,22 x 10-3 
mol de PCl5, 0,288 mol de PCl3 e 0,144 mol de Cl2 a 250°C. O sistema está em equilíbrio? 
4) Kc = 0,983 para 2FeBr3(s) 2FeBr2(g) + Br2(g) a uma certa temperatura. Um recipiente de 6,00 L 
contém 0,412 mol de FeBr3, 0,726 mol de FeBr2 e 0,403 mol de Br2 nesta temperatura. O sistema está 
em equilíbrio? 
5) O valor de Kc para o equilíbrio CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) a 600 K é 302. Um recipiente de 
1,00 litro contém em equilíbrio 0,100 mol de CO, 0,200 mol de H2O e 0,300 mol de CO2. Calcule [H2]. 
 
 
Dica: nos exercícios 3 e 4 encontre primeiramente as concentrações das espécies dividindo a concentração pelo 
volume. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 7 
(...) continuação 
 Vamos retomar o nosso estudo!!!! 
 Vimos até agora a introdução ao equilíbrio químico e trabalhamos apenas com sistemas em uma 
única fase. Acontece que no contexto desta disciplina, muitas vezes o sistema encontra-se em duas ou 
mais fazes, por exemplo: uma solução química qualquer, que quando adicionado um determinado 
reagente há a precipitação de uma espécie química. Use neste momento a imaginação química!! 
 
 Observe a figura. Inicialmente tínhamos uma solução homogênea aquosa com presença de íons 
de chumbo, no segundo momento, após a adição de ácido clorídrico, houve a precipitação de cloreto de 
chumbo, então, a partir deste momento, a solução fica com duas fases, uma aquosa e a outra sólida. 
 Neste momento, quero que vocês reflitam em algumas perguntas: a) Por que houve a 
precipitação? Se fosse outro reagente, até mesmo ácido, haveria a precipitação? Precipitou todo o 
chumbo? Haveria chumbo dissolvido na solução? 
 Jovens, não responderei estas perguntas neste momento. Continuemos o nosso estudo, e as 
respostas e o entendimento sairá naturalmente. 
 Certamente você já fez suco de laranja ou de qualquer outra fruta, e por um descuido ou falta de 
prática você adicionou uma quantidade excessiva de açúcar, o que aconteceu então!? o açúcar ficou no 
fundo, e por mais que você mexia a solução, o açúcar permanecia no fundo, formando o que chamamos de 
precipitado, corpo de fundo, um decantado. Porque isso aconteceu? 
 Em termos químicos podemos dizer que cada soluto tem a sua particularidade, uns dissolvem 
completamente, alguns menos e outros quase nada. Mas como avaliar isso? Bom, foi passada no primeiro 
material uma tabela com valores de Kps, dê uma olhada! Para exemplificar faço um recorte da tabela 
abaixo, veja: 
 
 
 8 
 Você pode observar que temos dois compostos sólidos a base de íons brometos, e eles tem 
respectivamente o valor de Kps 5x10-9 e 5x10-13. Esses valores expressam conceitos químicos 
relacionados a solubilidade dos compostos, e de modo bem direto, é colocado que quanto menor o valor 
do Kps, menos solúvel é o composto. 
 O fato de um determinado composto apresentar o Kps já é uma indicação que a solubilidade do 
composto não é completa. Compostos solúveis podem apresentar o Kps, mais o valor é muito alto, isto é, 
a ordem de grandeza é elevada. 
 
 
 
 
 
 
 O termo Kps, como já foi falado anteriormente, indica uma constante que é obtida pela 
solubilidade dos compostos, o procedimento matemático é assim: 
Consideremos o sulfato de cálcio. Observando as tabelas de solubilidade em livros textos, temos 
que a solubilidade deste composto é 4,9x10-3 mol/L, então, qual seria o Kps? Primeiramente temos que 
escrever a equação química, vejam: 
𝐶𝑎𝑆𝑂4(𝑠) ↔ 𝐶𝑎
+2 𝑎𝑞 + 𝑆𝑂4
−2(𝑎𝑞) , (15) 
 
Para esta situação temos que a constante de equilíbrio é dada por: 
 
 
 
 
𝐾𝑝𝑠 = 
[𝐶𝑎+2][𝑆𝑂4
−2]
[𝐶𝑎𝑆𝑂4]
 
Então, a equação assume a seguinte forma: 
𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑎+2][𝑆𝑂4
−2] , (16) 
 
Lembrando a matemática: 
5x10-9 = 0,000000005 
5x10-13 = 0,0000000000005 
5x109 = 5000000000 
5x1013 = 50000000000000 
Quando há uma situação de 
equilíbrio, e há a presença de sólidos, 
a quantidade de sólidos permanece 
inalterada, desta forma, os sólidos 
não fazem parte da constante de 
equilíbrio, justamente por serem 
uma constante. 
 
 9 
Dizer que a solubilidade do composto é 4,9x10-3 mol/L, é o mesmo que dizer que a concentração de 
[𝐶𝑎+2] = 4,9x10-3 mol/L e [𝑆𝑂4
−2] = 4,9x10-3 mol/L. Substituindo esses valores na equação (16), 
podemos encontrar o valor de Kps. 
𝐾𝑝𝑠 = 4,9𝑥10−3 . 4,9𝑥10−3 
𝐾𝑝𝑠 = 2,4𝑥10−5 (17) 
Se você consultar a tabela apresentada no arquivo enviado anteriormente, verificará que o valor 
encontrado na equação (17), é o mesmo da tabela. 
 Seguindo o raciocínio matemático e o entendimento químico, a partir dos valores de Kps é 
possível determinar as solubilidades dos compostos, veja os exemplos abaixo: 
4) Veja a equação química: 
𝐴𝑔𝐶𝑁 𝑠 ↔ 𝐴𝑔+ 𝑎𝑞 + 𝐶𝑁−1 𝑎𝑞 , 𝐾𝑝𝑠 = 2,2. 10
−16 
 
Observando a equação e o valor de Kps, determine a solubilidade do cianeto de prata. 
 Resposta: para cada processo de ionização há a liberação de íons prata e cianeto, 
acontece que a quantidade que dissocia é muito baixa, isto se deve a característica do composto, e 
observado na ordem de grandeza do Kps, 10-16. 
 Como não sabemos a solubilidade dos íons formados, vamos chamar de S, vejamos: 
[𝐴𝑔+] = 𝑆 
 𝐶𝑁−1 = 𝑆 
 Escrevendo a constante de equilíbrio, 
𝐾𝑝𝑠 = [𝐴𝑔+] 𝐶𝑁−1 
Substituindo o valor de Kps fornecido e os S correspondentes a solubilidade, 
escrevemos: 
2,2. 10−16 = 𝑆 . 𝑆 
Resolvendo para S, tem-se, 
𝑆 = 1,48𝑥10−8 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
 
 
5) Veja a equação química: 
𝐶𝑎𝐹2 𝑠 ↔ 𝐶𝑎
+2 𝑎𝑞 + 2𝐹−1 𝑎𝑞 , 𝐾𝑝𝑠 = 3,9. 10
−11 
Observando a equação e o valor de Kps, determine a solubilidade do fluoreto de cálcio. 
Para seu melhor entendimento 
sugiro a você que transforme o 
valor de S, que está em mol/L 
para g/L. Verá que a quantidade 
diluída é muito pequena. 
 
 10 
 
Resposta: o fluoreto de cálcio apresenta uma solubilidade baixa, no entanto se 
comparada com a do compostoanterior, podemos dizer que o fluoreto de cálcio é mais solúvel 
que o cianeto de prata. 
Como não sabemos a solubilidade dos íons formados, vamos chamar de S, no entanto 
algo deve ser notado, isto porque para cada íon cálcio formado, há a formação de dois íons 
fluoretos, podemos então representar da seguinte forma: 
[𝐶𝑎+2] = 𝑆 
 𝐹−1 = 2 𝑆 
Escrevendo a constante de equilíbrio, 
𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑎+2] 𝐹−1 2 
 
Substituindo o valor de Kps fornecido e os S correspondentes a solubilidade, 
escrevemos: 
3,9. 10−11 = 𝑆 . 4𝑆2 
Resolvendo para S, tem-se, 
𝑆 = 2,14𝑥10−4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
 
Após a explanação desta aula, segue abaixo alguns exercícios de fixação, resolva todos, isso 
ajudará você no entendimento completo da disciplina. 
Exercícios: 
6) Em uma solução saturada de BaCrO4, [Ba2+] = 9,2 x 10–6 mol L–1. Calcule o produto de 
solubilidade do BaCrO4. 
7) Adiciona-se brometo de prata (AgBr) sólido a uma solução de NaBr 0,10 mol L–1 até saturá-
la. [Ag+] neste ponto é 5,0 x 10–12. Calcule o Kps do AgBr. 
8) Em uma solução saturada de fluoreto de magnésio, MgF2, em água, [Mg2+] = 2,7 x 10-3 
mol L–1. Qual o Kps do MgF2? 
9) Calcule a solubilidade do sulfeto de zinco, ZnS,em água pura. Kps = 2.10-25. 
 
 
 
Para seu melhor entendimento 
sugiro a você que transforme o 
valor de S, que está em mol/L 
para g/L. Verá que a quantidade 
diluída é muito pequena. 
 
 11 
(...) continuação 
 Olá pessoal, como estão indo nos estudos!? Resolveram todos os exercícios? Possuem dúvidas? 
Informo mais uma vez que estamos a disposição. 
 Recordando. Até agora vimos e discutimos equilíbrio químico, entendemos o que é o produto de 
solubilidade. Antes de darmos continuidade no produto de solubilidade, iremos discutir o equilíbrio 
iônico da água. 
 Pois bem, podemos dizer que toda reação química, reforço, toda reação e química, é uma reação 
ácido-base, isto é, alguém doa e outro recebe prótons, ou melhor, alguém doa ou recebe elétrons. 
 Convido vocês a estudarem novamente as teorias ácidos-bases. 
 Vamos considerar duas moléculas de água reagindo entre si: 
𝐻2𝑂 + 𝐻2𝑂 ↔ 𝐻3𝑂
+ + 𝑂𝐻− 
Perceba que uma água agiu como base e a outra como ácido, a imagem abaixo é mais 
explicativa: 
 
Observando a figura acima, você pode concluir que o par de elétrons disponível no oxigênio 
interagiu com o hidrogênio da molécula de água vizinha e acabou fazendo a ligação, e por conseguinte 
ficando com três hidrogênios, assumindo então, uma carga positiva. Por outro lado, com a saída do 
hidrogênio o elétron que fazia a ligação ficou disponível, ou melhor, localizado no oxigênio, formando 
então uma carga negativa. 
Seguindo o raciocínio de ácidos e bases, verificamos que a primeira molécula na equação química 
acima, agiu como base, pois doou elétrons, e a segunda como ácido pois doou o próton. 
A partir disso, podemos escrever a constante de equilíbrio para esta ligação, vejamos: 
𝐾 = 
[𝐻3𝑂
+] . [𝑂𝐻−] 
 𝐻2𝑂 . 𝐻2𝑂 
 (18) 
Como a quantidade de água é uma constante, podemos reescrever a equação (18) da seguinte 
forma: 
𝐾 . 𝐻2𝑂 . 𝐻2𝑂 = [𝐻3𝑂
+] . [𝑂𝐻−] (19) 
Lembrando que constante x constante, gera uma nova constante, que chamaremos de 𝐾𝑤 . 
𝐾𝑤 = [𝐻3𝑂
+] . [𝑂𝐻−] (20) 
O
H
H
+ O
H
H
O
H
H H
+ OH
O “w” faz referência a palavra 
water em inglês. 
 
 12 
O valor de 𝐾𝑤 a 25ºC é tido como 1,0x10-14, o que poderíamos rescrever a equação (20) da 
seguinte forma: 
[𝐻3𝑂
+] . 𝑂𝐻− = 1,0𝑥10−14 (21) 
 Sempre que estudamos alguma coisa, ajuntamos energia pra chegarmos até um determinado passo, aí 
pensamos que acabou, e qual não é a nossa surpresa, que sempre aparece mais coisa, rsrsrs. Pois é, desta vez não vai 
ser diferente, vejam só!!!!! É tranqüilo, acompanhe! 
 Na equação (21) foi aplicado o logaritmo negativo em ambos os lados da equação, conforme é 
mostrado na equação (22). 
− log([𝐻3𝑂
+] . 𝑂𝐻− ) = − log 1,0𝑥10−14 (22) 
 Aplicando as propriedades de logaritmos, escrevemos: 
− log[𝐻3𝑂
+] − log 𝑂𝐻− = − log 1,0𝑥10−14 (23) 
 Sendo, 
− log 1,0𝑥10−14 = 14 
 Temos: 
− log[𝐻3𝑂
+] − log 𝑂𝐻− = 14 (24) 
 Daí temos a definição que, 𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂
+] (25) e 𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−] (26) . 
 
 Reescrevendo a equação (24), temos: 
𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 (27) 
 Perceba da onda saiu a definição de pH. Veja que a definição é puramente matemática. pH é uma 
escala logarítmica que faz referência a concentração de íons H+. 
 As equações matemáticas expressadas acima podem ser usadas de formas diversas, substituindo 
umas nas outras. Abaixo será mostrado alguns exemplos: 
Exemplos 
1) Qual o pH de uma solução que apresenta a concentração de íons H+ de 0,00015 mol/L? 
Resolução: 
𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂
+] , substituindo o valor, tem-se: 
𝑝𝐻 = − log 0,00015 
Escrever H3O+ é o 
mesmo que escrever 
H+. 
Use a calculadora 
científica. 
 
 13 
𝑝𝐻 = 3,82 
 
2) Qual o pOH de uma solução que apresenta a concentração de íons OH- de 0,02 mol/L? 
𝑝𝑂𝐻 = − log[𝑂𝐻−], substituindo o valor dado: 
 𝑝𝑂𝐻 = − log 0,02 
𝑝𝑂𝐻 = 1,70 
3) Uma solução de vinagre apresenta um pH=3,89, encontre a concentração de H+. 
Resolução: 
Utilizando a equação , 𝑝𝐻 = − log[𝐻3𝑂
+], podemos aplicar as propriedades logarítmicas e 
então escrever , 𝐻3O
+ = 10−pH . 
Substituindo, temos: 
 𝐻3O
+ = 10−3,89 = 1,29x10−4𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
4) Qual a concentração de H+, sabendo que a concentração de OH- é igual a 1,4x10-3? 
Resolução: 
[𝐻3𝑂
+] . 𝑂𝐻− = 1,0𝑥10−14 
[𝐻3𝑂
+] = 
1,0𝑥10−14
[𝑂𝐻−]
 , substituindo o valor dado, temos: 
[𝐻3𝑂
+] = 
1,0𝑥10−14
1,4x10−3
 
[𝐻3𝑂
+] = 7,14𝑥10−12 mol/L 
5) Observando as concentrações dado no exemplo anterior, informe se a solução é ácida ou 
básica e faça uma discussão. 
Resposta: 
 A concentração de OH-= 1,4x10-3 e H+= 7,14𝑥10−12 mol/L, observe que a concentração de 
OH- é maior, isto indica que uma maior quantidade desta espécie, portanto a solução é básica. Em 
uma solução temos a presença dos dois tipos de íons, o que determina se uma substância é ácida ou 
básica é a que estiver em maior quantidade. 
 
 
Para resolver 10-pH na equação, 
é necessário você usar a função 
antilog. 
 
 14 
Abaixo segue alguns exercícios para vocês fazerem, dediquem, estamos a disposição de vocês para ajudar. 
Exercícios: 
10) Calcule o pH de uma solução na qual a concentração hidrogeniônica é: 
(a) 1,0 mol/L 
(b) 4,6 x 10-3 mol/L 
(c) 6,0 x 10-9 mol/L 
(d) 2,2 x 10-12 mol/L 
 
11) Determine a concentração hidrogeniônica em uma solução que tem um pH de: 
(a) 2,22 
(b)4,44 
(c) 6,66 
(d) 12,12 
 
12) Calcule a concentração de íons hidróxido em uma solução que tem um pH de: 
(a) 4,32 
(b) 6,54 
(c) 4,00 
(d) 3,21. 
 
13) Calcule o pOH de uma solução que tem uma concentração hidrogeniônica de: 
(a) 2,1 x 10-2 mol/L 
(b) 5,6 x 10-6 mol/L 
(c) 9,0 x 10-10 mol/L 
(d) 3,9 x 10-14 mol/L 
 
14) o que significa alguém dizer que determinada solução é neutra, por exemplo, “este shampoo é 
neutro”. 
 
15) pH é uma escala matemática, costumeiramente escrita de 1 a 14. Dizer que uma solução é ácida, 
significa classificá-la abaixo do pH 7 e dizer que é básica acima de pH 7, pois bem, como poderia ser 
então a escala de pOH? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 15 
(...) continuação 
Olá Alunos, voltamos novamente ao nosso estudo. 
Caso não tenham estudado a fundo os materiais enviados anteriormente, sugiro que não 
estudem este novo material.Possivelmente você deve estar preocupado, talvez tenha achado um pouco puxado os últimos 
três materiais, bom jovem, o estudo da química a princípio pode causar certo desconforto, mas a medida 
que se avança ela vai ficando fascinante, e o aprendizado é algo atrativo. Aproveite isso, você será um 
químico ou uma química, com todas as atribuições, podendo dar aulas, fazer concursos, assinar por 
empresas, entre outros. Esse é o momento de aprendizado, vamos juntos!! 
Retomando o material “parte 2”.