Listão de Equilíbrio iônico - pH e pOH - Médio e difícil

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Equilíbrio Iônico, pH e pOH 
 
I) Equilíbrio Iônico 
 
Questão 01) 
Considere o equilíbrio químico que se estabelece em uma solução aquosa de ácido acético que pode ser 
representado pela equação: CH3COOH(aq)  CH3COO
-(aq) + H+(aq) 
Mantendo-se constante a temperatura e adicionando-se uma solução aquosa de acetato de sódio, de fórmula 
CH3COONa, é incorreto afirmar que 
a) o equilíbrio se desloca para a esquerda. 
b) aumenta a concentração de CH3COOH. 
c) aumenta a concentração do íon CH3COO−. 
d) diminui a concentração do íon H+ . 
e) altera o valor numérico da constante de equilíbrio. 
 
Questão 02) 
Em uma solução aquosa diluída e avermelhada do indicador HA, há o equilíbrio: 
HÁ  H+ + A- 
sendo que a espécie HA é de cor vermelha e a espécie A- é de cor azul. 
a) O que se observa, se a esta solução for adicionada hidróxido de sódio em excesso? 
b) Escrever as equeções químicas correspondentes às reações que ocorreram pela adição do hidróxido. 
 
Questão 03) 
No equilíbrio: HCN + H2O  H3O
+ + CN-, a concentração dos íons CN- irá aumentar, se adicionarmos 
à solução: 
a) um ácido 
b) uma base 
c) um sal de ácido e base fortes 
d) um óxido qualquer 
e) um solvente orgânico 
 
Questão 04) 
Para aumentar efetivamente a concentração de íons carbonato no equilíbrio: 
 
dever-se-ia adicionar: 
a) HCl 
b) H2SO4 
c) NaOH 
d) H2O 
e) n.d.a. 
 
Questão 05) 
Juntamos uma pequena quantidade de cloreto de amônio sólido a uma solução diluída de hidróxido de 
amônio, mantendo-se a temperatura constante. Como decorrência dessa adição, o grau de dissociação e a 
constante de ionização do hidróxido de amônio irão, respectivamente: 
a) aumentar; aumentar 
b) aumentar; diminuir 
c) diminuir; aumentar 
-- --
3 32HCO + OH H O + CO
Lista de exercícios – Equilíbrio iônico – pH e pOH 
Disciplina: QUÍMICA 
Professor: Arthur Barra 
 
 
Professor: Rosângela/Peixoto 
 
 
d) diminuir; permanecer constante 
e) permanecer constante; diminuir. 
 
Questão 06) 
O hidróxido de amônio, em solução 10-3 M, apresenta grau de ionização 1 % à temperatura ambiente. Sua 
constante de ionização valerá, aproximadamente, nesta temperatura: 
a) 10-2 
b) 106 
c) 10-3 
d) 10-6 
e) 10-3 
 
Questão 07) 
Uma solução 0,05 M de um ácido fraco HA é 1 % ionizada. Qual é, aproximadamente a constante de 
ionização: 
a) 5×10-8 
b) 5×10-6 
c) 5×10-5 
d) 2×10-3 
e) n.d.a. 
 
Questão 08) 
A constante de ionização do ácido acético a 25° C é 1,8×10-5. Calcular seu grau de dissociação iônica em 
solução 0,02 molar. 
 
Questão 09) 
Uma solução 5 % ionizada de um monoácido tem Ki = 2,5×10-
5. Calcular a concentração dessa solução em 
mols/litro. 
 
Questão 10) 
Calcular a concentração molar de um ácido cianídrico, cujo grau de dissociação é 0,01 %. 
Dado: Ki do HCN = 10-
9 
 
Questão 11) 
Sabendo-se que o gau de ionização ( ) de uma solução 0,1 molar de ácido acético a 25° C é 1,35×10-2, 
podemos concluir que a constante de ionização do ácido acético, na mesma temperatura é: 
a) 1,84×10-3 
b) 1,84×10-6 
c) 1,37×10-2 
d) 1,82×10-5 
e) 1,52×10-4 
 
Questão 12) 
Considere as equações: 
 
Podemos afirmar que: 
a) 1 = 2 e K1 = K2 
b) 1 > 2 e K1 < K2 
c) 1 < 2 e K1 < K2 
+
+
-
- --
23
3
3
3
1
2
1
2
H CO H + HCO , K
HCO H + CO , K
 
d) 1 > 2 e K1 > K2 
e) 1 < 2 e K1 > K2 
 
Questão 13) 
Ácido perclorico (HClO4) é um ácido forte. Quais as espécies químicas presente, em maior concentração, 
em uma solução aquosa deste ácido? 
a) H+ e ClO4- 
b) HClO4 eH
+ 
c) HClO4 e OH- 
d) H+, Cl- e O2 
e) OH-, Cl- e O2 
 
Questão 14) 
Assinale a afirmação INCORRETA relativa à comparação das duas soluções aquosas seguintes: a primeira 
foi preparada dissolvendo-se 1,0 mol de ácido forte (HX) em 1 litro de água; a segunda, dissolvendo-se em 
1 litro de água 1,0 mol de ácido fraco (AH) com constante de dissociação da ordem de 10-6. 
a) A solução de HX tem uma concentração de H+ muito maior do que a solução de AH. 
b) Enquanto que a dissociação iônica, na primeira solução, pode ser representada por HX → H+ + X-, na 
segunda solução ela é melhor representada por AH → A- + H+. 
c) Enquanto que não se deve esperar uma modificação apreciável do pH da primeira solução, por 
acréscimo de sais do tipo NaX, deve-se esperar um aumento do pH da segunda solução, quando a ela 
são acrescentados sais do tipo NaA. 
d) A adição de mais 0,5 mol do ácido HX a cada uma das duas soluções fará com que a concentração de 
H+ em ambas aumente igualmente cerca de 0,5 mol/litro. 
e) A adição de 0,5 mol de NaOH às duas soluções fará com que a concentração de H+ em ambas diminua 
de aproximadamente 0,5 mol por litro. 
 
Questão 15) 
Observe a tabela que considera volumes iguais de quatro soluções aquosas de ácidos com mesma 
concentração em quantidade de matéria (molL–1) e valores aproximados da constante de equilíbrio (Ka). 
 
 
 
Sobre essas soluções, pode-se afirmar que: 
a) o HClO (aq) é o mais ionizado. 
b) o HCN (aq) é o que apresenta maior acidez. 
c) o HNO2 (aq) é o mais ionizado. 
d) o H3C–COOH (aq) é o que apresenta maior acidez. 
e) o HCN (aq) é o mais ionizado. 
 
Questão 16) 
A extensão com que um ácido fraco se ioniza em solução aquosa varia muito, o que pode ser avaliado pela 
constante de ionização e pela concentração da solução em quantidade de matéria. 
Considere o ácido cianídrico em solução aquosa na concentração 10–2 mol/L. A sua constante de ionização 
é Ka = 4,84 x 10–10 e, nessa concentração, o HCN se encontra 0,022% ionizado. Se a 10mL dessa solução 
acrescenta-se água destilada e avoluma-se a 1,0L a solução final, como conseqüência, a ionização do HCN 
passará a ser de: 
 
a) 0,44% 
b) 0, 22% 
c) 0,11% 
d) 0,044% 
e) 0,011% 
 
Questão 17) 
No Parque estadual de Terra Ronca, localizado no município de São Domingos, encontra-se a caverna de 
Terra Ronca, com seus imensos salões formados por estalactites e estalagmites. Essas formações rochosas, 
excluindo-se os silicatos, são constituídas, basicamente, por carbonatos. Durante o processo de formação 
das estalactites e estalagmites, a água da chuva, lentamente, dissolve a rocha. Quando a água que atravessa 
uma camada de calcário (carbonato de cálcio) contém dióxido de carbono, há uma reação na qual o mineral 
é dissolvido formando uma solução aquosa. 
As gotas resultantes dessa dissolução desprendem-se das fendas das cavernas e, então, parte do dióxido de 
carbono presente nas gotas d’água é liberada para a atmosfera, ocorrendo a reação inversa e a precipitação 
do calcário, que, conseqüentemente, forma as estalactites e estalagmites. 
Com base no texto acima, pede-se: 
a) Escreva a equação química completa pra a dissolução do carbonato de cálcio em água. 
b) Escreva a equação química completa para a dissolução do dióxido de carbono em água. 
c) Explique a formação das estalactites e estalagmites com base na equação química completa para esse 
processo. 
 
Questão 18) 
Uma parte do CO2 formado durante o processo da respiração dissolve-se no sangue e é um dos 
componentes responsáveis pela constância de seu pH. Entretanto, a perda ou o acúmulo excessivo de CO2 
no sangue pode provocar uma pequena variação em seu pH. 
Considere, a uma dada temperatura, a seguinte reação e a sua respectiva constante de equilíbrio: 
CO2(g) + H2O H
+(aq) + HCO3
–(aq) K [H+] { HCO3
–] / [CO2] 
Com base nessas informações, é correto afirmar: 
a) A constante de equilíbrio varia com a concentraçãode água. 
b) Ao aumentar o pH do meio, a reação é deslocada para a esquerda. 
c) O acúmulo excessivo de CO2 diminui o pH. 
d) No instante em que diminuir o pH do meio, o valor de K aumenta. 
e) O excesso de HCO3 provoca uma diminuição de pH. 
 
Questão 19) 
Quando se borbulha C2(g) na água, estabelecem-se os seguintes equilíbrios: 
C2 (g) C2 (aq) 
C2 (aq) + H2O HCO + H+ + C– 
HCO (aq) H+ + CO– Kdissoc = 8  10–4, a 25ºC. 
Analisando-se esses equilíbrios, foram feitas as seguintes afirmações: 
I. Quanto maior o pH da água, maior será a solubilidade do gás. 
II. Pode ocorrer desprendimento de C2 gasoso se for adicionado NaC sólido à solução. 
III. A constante de dissociação do HCO aumenta se for adicionado um ácido forte à solução, a 25ºC. 
Está correto o que se afirma em: 
a) I, apenas. 
b) II, apenas. 
c) I e II, apenas. 
d) II e III, apenas. 
e) I, II e III. 
 
Questão 20) 

→
→

→

→

 
O ácido cianídrico tem ampla aplicação industrial, sendo matéria-prima para a fabricação de vários bens de 
consumo. Entretanto, ao trabalhar-se com essa substância deve-se tomar o devido cuidado. Esse gás em 
concentrações superiores a 0,3 mg.L-1 de ar é fatal. Em determinado experimento, um químico utilizou uma 
solução aquosa de ácido cianídrico na concentração de 0,1 mol.L-1. A temperatura do experimento foi 
rigorosamente controlada a 25°C. Nessa temperatura, o grau de ionização do ácido é igual a 8,0 x 10-3%. 
Considerando as informações acima e os seus conhecimentos sobre reações químicas, responda aos itens 
abaixo: 
a) Represente a equação química da ionização do ácido cianídrico em água. 
b) Calcule a concentração de íons H3O
+ na solução utilizada pelo químico. 
c) Calcule a constante de ionização do ácido cianídrico nessa solução, nessas condições. 
 
Questão 21) 
O "sangue do diabo" é um líquido vermelho que, quando derramado sobre a roupa, se descora após certo 
tempo. Ele é preparado pela adição do indicador fenolftaleína a uma solução de amônia em água. 
 
A respeito dessa solução, assinale o que for correto. 
01. A reação de equilíbrio entre a água e a amônia é . 
02. A amônia comporta-se como uma base de Lewis, porque ela doa um par de elétrons para a água. 
04. O "sangue do diabo" é vermelho porque a fenolftaleína em meio básico adquire coloração vermelha. 
08. A coloração vermelha desaparece porque, com o passar do tempo, a amônia se desprende na forma 
gasosa e o meio deixa de ser básico. 
 
Questão 22) 
Em muitos alvejantes, o hipoclorito de sódio (NaClO) é o princípio ativo. Uma solução de alvejante teve 
seu pH ajustado a um valor tal que a razão das concentrações [ClO–] / [HClO] foi igual a 10. Sendo a 
constante de acidez (Ka) do ácido hipocloroso (HClO) igual a 3,0 x 10–8, a concentração (mol/L) de íons H+ 
na solução de alvejante é 
a) 1,5 x 10–9. 
b) 3,0 x 10–7. 
c) 1,5 x 10–8. 
d) 3,0 x 10–9. 
 
Questão 23) 
Adicionou-se um ácido HA a um balão volumétrico de 100mL, contendo 50% do volume em água 
destilada. Uma vez completado o volume do balão com água destilada, observou-se que parte do ácido 
adicionado encontrava-se ionizado e que, no equilíbrio formado, havia 0,1 mol/L de ácido e 3,0x10–3 mol/L 
de íons H+. A respeito desse equilíbrio, assinale a(s) proposição(ões) correta(s). 
(Dados: log 3 = 0,477 e log 0,1 = 1). 
01. No equilíbrio Ka = 9,0 x 10–5. 
02. O número de mols de íons H+ no equilíbrio é igual a 3 x 10–3. 
04. O grau de ionização desse ácido é de 0,03%. 
08. O pH dessa solução é igual a 1. 
16. A soma das concentrações de todas as espécies envolvidas no equilíbrio é igual a 0,106 mol/L. 
 
Questão 24) 
Em uma garrafa de água mineral com gás ocorre o equilibrio químico descrito pela seguinte equação: 
CO2 (gas) + H2O (liq) H2CO3 (aq) 
 
A respeito destes dados, assinale o que for correto. 
 
01. Se esse sistema for aquecido, haverá redução na concentração do gás diluído, e o equilíbrio será 
deslocado para a esquerda. 
02. Se for introduzido mais CO2 no sistema, o equilíbrio se deslocará para a direita. 
−+→
 ++ OHNH OHNH 423
→

 
04. Se a garrafa for deixada aberta, a acidez da água mineral gasosa tenderá a cair. 
08. O ácido carbônico formado na reação direta se ioniza na água, formando HCO3
– e H3O
+. 
16. Se for adicionado um comprimido contendo íons OH– à água gasosa, o equilibrio se deslocará para a 
direita. 
 
Questão 25) 
Antes das provas de 100 e 200 metros rasos, viu-se, como prática comum, os competidores respirarem rápida 
e profundamente (hiperventilação) por cerca de meio minuto. Essa prática leva a uma remoção mais efetiva 
do gás carbônico dos pulmões imediatamente antes da corrida e ajuda a aliviar as tensões da prova. 
Fisiologicamente, isso faz o valor do pH sanguíneo se alterar, podendo chegar a valores de até 7,6. 
 
a) Mostre com uma equação química e explique como a hiperventilação faz o valor do pH sanguíneo se 
alterar. 
b) Durante esse tipo de corrida, os músculos do competidor produzem uma grande quantidade de ácido 
lático, CH3CH(OH)COOH, que é transferido para o plasma sanguíneo. Qual é a fórmula da espécie 
química predominante no equilíbrio ácido-base dessa substância no plasma, ao término da corrida? 
Justifique com cálculos. 
Dados: Ka do ácido lático = 1,4  10-4. Considerar a concentração de H+ = 5,6  10-8 mol L-1 no plasma. 
 
Questão 26) 
CH3COOH(aq) H
+(aq) + CH3COO
-(aq) 
 
Dos sistemas em equilíbrio químico iônico em solução aquosa, um dos mais importantes é o que ocorre na 
ionização de ácidos e de bases, como o representado pela equação química, em que o ácido acético, em 
solução aquosa 0,1 mol.L-1, está 1,0% ionizado, à determinada temperatura. 
 
Considerando-se essas informações, é correto afirmar: 
 
a) O pH da solução de ácido acético é igual a 3. 
b) A concentração de H+(aq) no equilíbrio químico é 1,0.10-2mol.L-1. 
c) A concentração de íons acetato no equilíbrio químico é 0,1mol.L-1. 
d) O valor numérico da constante de ionização, Ka, para a solução de ácido acético é 1,8.10-5. 
e) A temperatura da solução aquosa de ácido acético não interfere no valor da constante de equilíbrio, Ka. 
 
 
Questão 27) A constante de ionização do ácido ascórbico, também conhecido como vitamina C, é igual a 
8,0 x 10–5. A dissolução de um comprimido de ácido ascórbico em um copo de água resulta em uma 
solução contendo 0,0125 mol L–1 desse ácido. 
O pH dessa solução será igual a 
 
a) 2. 
b) 3. 
c) 4. 
d) 5. 
e) 6. 
 
 
Questão 28) A fadiga muscular, comum quando se executa um grande esforço físico, é causada pelo 
acúmulo do Ácido Láctico (HC3H5O3) nas fibras musculares de nosso organismo. Considerando que, em 
uma solução aquosa 0,100M, temos 3,7% do ácido láctico dissociado, determine o valor da constante de 
acidez (Ka). Dados de massa atômica: H=1; O=16; C=12. 
 
a) 1,0 x 10–1 
b) 1,4 x 10–4 
→

 
c) 2,7 x 10–2 
d) 3,7 x 10–2 
e) 3,7 x 10–3 
 
Questão 29) 
Em uma bancada de laboratório, há três frascos contendo, cada um, 1,0 L das seguintes soluções aquosas: 
 
Frasco A – hidróxido de amônio 0,1 mol/L 
Frasco B – mistura de 0,05 mol de ácido acético com 0,05 mol de acetato de sódio 
Frasco C – ácido clorídrico 0,1 mol/L 
 
a) Sendo o NH4OH uma base muito fraca, com grau de ionização () igual a 1,3%, calcule a 
concentração de OH– no Frasco A, em mol/L. 
b) O conteúdo presente no Frasco B é uma solução tampão cujo equilíbrio ácido-base envolvido é: 
HC2H3O2(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + C2H3O2
–(aq) 
Tomando como referência a teoria ácido-base de Bronsted e Lowry, escreva as fórmulas das espécies 
químicas que formam um dos dois paresácido-base do sistema. 
c) Sendo o HCl um ácido forte, calcule o pH do meio no Frasco C. 
 
Questão 30) 
O ácido lático apresenta pKa = 3,82. Qual o valor aproximado do pH de uma solução de ácido lático 0,1 
mol L-1 em água? Assinale o inteiro mais próximo de sua resposta após multiplicá-la por 10 (dez). 
 
Questão 31) 
Nas soluções empregadas em laboratórios, as concentrações dos íons H3O
+ normalmente são pequenas e 
uma maneira simples de expressar a concentração hidrogeniônica de uma solução é através do pH. As 
soluções de ácidos e bases fracas apresentam, em solução, um equilíbrio entre as várias partículas e, neste 
caso, temos a constante de equilíbrio, ou seja, a constante de ionização. Uma solução 1 10–3 mol.L–1 de 
ácido bromoacético (BrCH2CO2H) tem constante de ionização igual a 6,3.10
–5 e uma solução 1 10–3 
mol.L–1 de ácido 4-clorobenzoico (ClC6H4CO2H) tem constante de ionização 1,0 10
–4. 
 
Dadas as assertivas seguintes, 
 
I. O ácido 4-clorobenzoico tem pH mais elevado que o ácido bromoacético. 
II. O ácido bromoacético é mais fraco que o ácido 4-clorobenzoico. 
III. Como as concentrações são iguais, os dois ácidos têm o mesmo pH. 
IV. O ácido bromoacético tem pH mais elevado que ácido 4-clorobenzoico. 
V. O ácido 4-clorobenzoico é mais fraco que o ácido bromoacético. 
 
Verifica-se que está(ão) correto(s) apenas 
 
a) III, IV e V. 
b) II e IV. 
c) I, II e III. 
d) I, II e V. 
e) III. 
 
Questão 32) 
Os ácidos orgânicos estão muito presentes em nossa vida diária, seja na nossa alimentação ou como para a 
produção de algum produto cosmético. Porém, deve-se tomar muito cuidado ao manuseá-los para evitar 
algum perigo à pele. Para sabermos o quanto este ácido é perigoso, os químicos têm uma propriedade que 
se chama índice de acidez. Abaixo temos alguns ácidos e seus respectivos pKa: 
 

→



 
 
 
Com relação a esses ácidos e seus respectivos pKa, pode-se dizer que 
 
a) o ácido acético é mais ácido que o ácido oxálico. 
b) o ácido acético é mais ácido que o ácido glicólico. 
c) o ácido oxálico é mais ácido que o ácido glicólico. 
d) pelos valores que pKa apresentados, nenhum dos três compostos pode ser considerado ácido. 
e) o ácido oxálico é mais ácido que o ácido acético, que por sua vez é mais ácido que o ácido glicólico. 
 
 
Questão 33) Uma das etapas do tratamento da água é a desinfecção, sendo a cloração o método mais 
empregado. Esse método consiste na dissolução do gás cloro numa solução sob pressão e sua aplicação na 
água a ser desinfectada. As equações das reações químicas envolvidas são: 
 
Cl2 (g) + 2 H2O (l) HClO (aq) + H3O
+ (aq) + Cl– (aq) 
HClO (aq) + H2O (l) H3O
+ (aq) + ClO– (aq) pKa = –log Ka = 7,53 
 
A ação desinfetante é controlada pelo ácido hipocloroso, que possui um potencial de desinfecção cerca 
de 80 vezes superior ao ânion hipoclorito. O pH do meio é importante, porque influencia na extensão com 
que o ácido hipocloroso se ioniza. 
Para que a desinfecção seja mais efetiva, o pH da água a ser tratada deve estar mais próximo de 
 
a) 0. 
b) 5. 
c) 7. 
d) 9. 
e) 14. 
 
Questão 34) 
A acidez é um conceito fundamental em química. Segundo a teoria de Arrhenius, um ácido é uma 
substância que em solução aquosa libera íons H+. Entretanto, substâncias ácidas diferentes, como o ácido 
clorídrico (HCl) e o ácido acético (CH3COOH), possuem graus de acidez diferentes. Uma solução 0,1 mol 
L–1 de HCl possui uma concentração de H+ cerca de 75 vezes maior que uma solução 0,1 mol L–1 de 
CH3COOH. Essa diferença se deve ao (à) 
 
a) maior constante de equilíbrio de ionização do CH3COOH. 
b) menor eletronegatividade do cloro em relação ao oxigênio. 
c) maior capacidade do íon acetato em repelir íons H+. 
d) formação de ponte de hidrogênio na solução de HCl. 
e) menor grau de ionização do CH3COOH em solução aquosa. 
 
Questão 35) 
A efervescência observada em comprimidos hidrossolúveis de vitamina C (ácido ascórbico) é provocada, 
principalmente, pela presença de bicarbonato de sódio. Quando dissolvido em água, uma fração dos íons 
bicarbonato reage para formar ácido carbônico (reação I), que se decompõe rapidamente para gerar CO2 
gasoso (reação II), que é pouco solúvel e liberado a partir da solução na forma de pequenas bolhas de gás. 
As reações são: 
 
OH
O
O
HO
ácido Oxálico
pka = 1,2
 
 HO
OH
O
ácido glicólico
pka = 3,83
 
HO
O
ácido acético
pka = 4,76
 
→

→

 
Reação I: HCO3
– + H2O H2CO3 + OH
– 
Reação II: H2CO3 H2O + CO2 (g) 
 
Considerando as informações acima, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). 
 
01. Se o comprimido efervescente for dissolvido em meio ácido, haverá produção de maiores quantidades 
de ácido carbônico. 
02. A efervescência será menos efetiva se o comprimido de vitamina C for dissolvido em água a 35 oC do 
que a 25 oC, já que em temperaturas maiores a solubilidade do CO2 aumenta. 
04. O ácido carbônico é um ácido forte, que se dissocia parcialmente em água e apresenta dois hidrogênios 
ionizáveis. 
08. Na reação I, o íon bicarbonato atua como base conjugada do ácido carbônico, ao passo que a água atua 
como ácido conjugado do íon hidróxido. 
16. O íon bicarbonato possui caráter anfótero, pois pode se comportar como ácido ou base quando em 
solução aquosa. 
32. A dissolução do comprimido efervescente em uma solução com pH maior que 8,0 favorecerá a 
dissociação do íon bicarbonato. 
 
Questão 36) 
Uma solução aquosa 0,10 mol L–1 de um ácido fraco (HA) apresenta uma concentração de H3O
+ igual a 1,0 
 10–2 mol L–1 em 298 K. Qual é o valor da constante de acidez desse ácido? 
 
a) 1,1  10–3 
b) 1,0  10–2 
c) 1,0  10–4 
d) 9,0  10–2 
e) 1,1  10–6 
 
Questão 37) 
A 25 ºC, uma solução aquosa 0,1 mol/L de ácido propanoico apresentou pH = 3. Assim, estima-se que, 
nessa temperatura, o valor da constante de ionização Ka do ácido propanoico seja da ordem de 
 
a) 1  10–2. 
b) 1  10–3. 
c) 1  10–1. 
d) 1  10–4. 
e) 1  10–5. 
 
Questão 38) 
O aumento da concentração de CO2 vem acidificando os oceanos e preocupando a comunidade científica, 
quanto ao seu impacto na vida marinha. Em 1850, antes da revolução industrial, a concentração de CO2 na 
atmosfera era 280 ppm. Hoje estamos com 390 ppm e, em 2100, provavelmente, estaremos com 936 ppm 
(previsão do “Intergovernmental Panel on Climate Change” - IPCC). O esquema abaixo descreve o estado 
de equilíbrio ácido-base do sistema carbonato no ambiente marinho, e o valor de pH diz respeito aos dias 
de hoje. 
 
→

→

 
 
 
Com base nessas informações, afirma-se: 
 
I. A concentração de bicarbonato na água do mar era menor em 1850 do que nos dias de hoje. 
II. Se confirmada a previsão do IPCC, os níveis de carbonato na água do mar, em 2100, serão menores do 
que os atuais. 
III. A acidificação oceânica decorrente do aumento de CO2 é mais intensa nas regiões polares. 
 
Assinale a alternativa CORRETA: 
 
a) Apenas I e II estão corretas. 
b) Apenas II e III estão corretas. 
c) Apenas I e III estão corretas. 
d) Todas estão corretas. 
e) Nenhuma está correta. 
 
Questão 39) 
A aspirina (ácido acetilsalicílico – AAS – figura abaixo) é um anti-inflamatório, analgésico e antipirético 
muito utilizado. Estima-se que o consumo desse medicamento nos Estados Unidos da América seja tão 
elevado quanto 10.000 a 20.000 toneladas/ano. Quimicamente, a aspirina é um ácido fraco (Ka = 3,16 10–5 
e pKa=4,5), e sua absorção ocorre primariamente por difusão passiva da forma não dissociada do ácido 
acetilsalicílico. Assim, considerando pH estomacal (suco gástrico) de 2,5, e sanguíneo de 7,5, afirma-se 
que o percentualaproximado da forma não dissociada do AAS, no suco gástrico e no sangue, 
correspondem, respectivamente, a 
 
 
 
a) 0,1% e 99%. 
b) 0,01% e 99%. 
c) 99 % e 0,01%. 
d) 99% e 0,1%. 
e) 90% e 10%. 
 
Questão 40) 
 
Tabela: Constantes de ionização de alguns ácidos em soluções aquosas de mesma concentração molar. 

OH
C
OHO
 
 
 
Os ácidos são substâncias químicas que se ionizam e liberam íons H+ em solução aquosa. A constante de 
ionização de um ácido, Ka, expressa a tendência do equilíbrio químico para a reação reversível de ionização 
de ácidos em solução aquosa. 
 
Considerando-se as propriedades dos ácidos e a análise das informações da tabela, é correto concluir: 
 
a) A reação de ionização do ácido fluorídrico produz mais íons em solução do que a do ácido nitroso. 
b) A solução de HCN(aq) conduz corrente elétrica com mais eficiência do que a solução de HF(aq) de 
mesma concentração. 
c) A substância química com maior tendência de liberar íons H+ em solução aquosa, dentre as 
apresentadas na tabela, é o HNO2. 
d) O ácido fluorídrico é classificado como um hidrácido forte porque, em solução aquosa, a concentração 
de íons H3O
+ é maior do que a de moléculas de HF. 
e) O HNO2 é representado pela fórmula estrutural 
 
e o HCN por H – C = N. 
 
Questão 41) 
O Ácido oxálico é um ácido dicarboxílico tóxico e presente em plantas, como espinafre e azedinhas. 
Embora a ingestão de ácido oxálico puro seja fatal, seu teor na maioria das plantas comestíveis é muito 
baixo para apresentar um risco sério. É um bom removedor de manchas e ferrugem, sendo usado em várias 
preparações comerciais de limpeza. Além disso, a grande maioria dos cálculos renais são constituídos pelo 
oxalato de cálcio monohidratado, um sal de baixa solubilidade derivado deste ácido. Levando em 
consideração a reação abaixo, assinale a alternativa correta: 
 
 Kc = 6  10
–2 
 
a) a Kc da reação: 
b) a Kc da reação: 
c) se a concentração da solução for multiplicada por 2, qual o valor do K1 = 12  10
–2. 
d) o ácido oxálico é um ácido forte. 
e) a adição de HCl à solução não altera o equilíbrio da reação. 
 
Questão 42) 
CH3COOH(l) + H2O(l) CH3COO
–(aq) + H3O
+(aq) 
 
A Lei de Diluição de Ostwald relaciona o grau de ionização com o volume da solução e pode ser enunciada 
da seguinte forma: O grau de ionização de um eletrólito aumenta, tendendo a 100%, à medida que a 
solução é diluída. A aplicação dessa Lei permite calcular não somente a constante de ionização, Ka, como 
também as concentrações e o pH do sistema em equilíbrio químico representado pala equação química, 
quando o grau de ionização do ácido acético, em uma solução 0,02molL–1, desse ácido, é 3% a 25°C. 
Considerando-se essas informações e a equação química de ionização do ácido acético, é correto afirmar: 
 
a) A concentração hidrogeniônica na ionização do ácido acético é 2,010–2molL–1. 
b) O valor numérico da constante de ionização do ácido acético é 1,7510–5molL–1. 
c) O pH da solução de ácido acético 3% ionizado é menor do que 4. 
d) A concentração de ácido acético no equilíbrio químico é 1,9410–3molL–1. 
e) O valor da constante de ionização, Ka, quando o grau de onização, , for muito pequeno, é calculado 
pela expressão matemática Ka = [CH3COOH]. 
 
H N
O
O
 
)aq(3)aq(42)l(2)s(422 OHHOC OHOHC
+−→
 ++
16,66. :é OHOHC OHHOC )l(2)s(422
 
)aq(3)aq(42 ++
→

+−
.106- :é OHOHC OHHOC -2)l(2)s(422)aq(3)aq(42 ++

→
+−
 
TEXTO: 1 - Comum à questão: 43 
Há muitos séculos, a humanidade aprendeu a utilizar as propriedades biológicas de substâncias presentes 
nas plantas. Por exemplo, no século V a.C., o médico grego Hipócrates relatou que a casca do salgueiro 
branco (Salix alba) aliviava dores e diminuía a febre. O responsável por essas atividades terapêuticas é o 
ácido salicílico, gerado pela metabolização, pelas enzimas do fígado, da salicilina presente no salgueiro. O 
ácido salicílico, apesar de suas propriedades terapêuticas, provoca lesões nas paredes do estômago. Para 
solucionar esse problema, a molécula foi modificada pelo laboratório alemão Bayer, em 1897, por meio da 
inserção de um grupo acetil. Assim surgiu o ácido acetilsalicílico, primeiro fármaco sintético empregado na 
terapêutica e que é hoje o analgésico mais consumido e vendido no mundo. A seguir, são apresentadas as 
estruturas moleculares da salicilina, do ácido salicílico e do ácido acetilsalicílico. 
 
 
 
 
Questão 43) 
A constante de ionização do ácido salicílico e a constante de autoionização da água são iguais a 1,0  10–3 e 
1,0  10–14, respectivamente. A ionização do ácido salicílico na água ocorre de acordo com o equilíbrio a 
seguir, em que HA e A– representam, respectivamente, o ácido salicílico e sua base conjugada. 
 
HA(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + A–(aq) 
 
A partir dessas informações, considerando-se uma solução aquosa com concentração analítica de ácido 
salicílico igual a 0,010 mol/L, é correto afirmar que 
 
a) a concentração de íons H3O
+ (aq) é inferior a 0,010 mol/L. 
b) o pH é maior que 7. 
c) não há presença de íons –OH (aq). 
d) o ácido salicílico se encontra completamente ionizado. 
 
 
Questão 44) Alguns analgésicos apresentam em sua composição aspirina (ácido acetilsalicílico) e 
acetaminofeno (paracetamol), cujas estruturas e pKa estão apresentadas a seguir. 
 
OH
O
O
OH
OH
OH
OH
OH
OHO
salicilina ácido salicílico
 
 
O
OHO
CH3
O
ácido acetilsalicílico
 
 
 
 
A partir da estrutura desses compostos e das informações de pKa assinale a alternativa correta. 
 
a) O acetaminofeno é um ácido mais forte que a aspirina, por apresentar valor de pKa maior. 
b) A aspirina e o acetaminofeno podem ser separados utilizando soluções aquosas básicas com diferentes 
valores de pH. 
c) O acetaminofeno é uma base devido à presença do grupo amida e, portanto, deve gerar uma solução 
básica em solução aquosa. 
d) A aspirina pode ser sintetizada através da reação do ácido 4-hidroxibenzóico e anidrido acético. 
e) A solubilidade da aspirina irá diminuir se for tratada com uma solução diluída de base. 
 
Questão 45) 
O ácido etanoico, popularmente chamado de ácido acético, é um ácido fraco e um dos componentes do 
vinagre, sendo o responsável por seu sabor azedo. Dada a constante de ionização, Ka, igual a 1,8 10
–5, 
assinale a alternativa que apresenta a concentração em mol L–1 de H+ em uma solução deste ácido de 
concentração 2,0 10–2 mol L–1. 
 
a) 0,00060 mol L–1 
b) 0,000018 mol L–1 
c) 1,8 mol L–1 
d) 3,6 mol L–1 
e) 0,000060 mol L–1 
 
Questão 46) 
Estudos ambientais revelaram que o ferro é um dos metais presentes em maior quantidade na atmosfera, 
apresentando-se na forma do íon de ferro 3+ hidratado, [Fe(H2O)6]
3+. O íon de ferro na atmosfera se 
hidrolisa de acordo com a equação 
 
[Fe(H2O)6]
3+ [Fe(H2O)5OH]
2+ + H+ 
(Química Nova, vol. 25, n.º 2, 2002. Adaptado) 
 
Um experimento em laboratório envolvendo a hidrólise de íons de ferro em condições atmosféricas foi 
realizado em um reator de capacidade de 1,0 L. Foi adicionado inicialmente 1,0 mol de [Fe(H2O6) ]
3+ e, 
após a reação atingir o equilíbrio, havia sido formado 0,05 mol de íons H+. A constante de equilíbrio dessa 
reação nas condições do experimento tem valor aproximado igual a 
 
a) 2,5 10–1. 
b) 2,5 10–3. 
c) 2,5 10–4. 
d) 5,0 10–2. 
e) 5,0 10–3. 
 
Questão 47) 
OH
O
O
O
Aspirina
pKa = 3,5
 
 
HO
N
O
H
Acetaminofeno
pKa = 9,9
 
 


 











 
 
 
O conceito de ácido e de base, de Brönsted-Lowry, tem comofundamento a transferência de um próton, 
H+, de uma substância para outra, nas reações entre ácidos e bases. Segundo esses químicos, os ácidos são 
substâncias, representadas por moléculas ou íons, que podem doar prótons, e as bases são receptoras de 
prótons. Portanto, um ácido terá sempre uma base conjugada e uma base seu ácido conjugado, a exemplo 
do ácido fluorídrico e do ânion fluoreto, e do ânion amônio e da amônia, citados na tabela. A constante de 
ionização do ácido ou da base indica a tendência de ionização da espécie química em água. 
 
Uma análise das informações e dos dados apresentados na tabela de pares conjugados ácido-base permite 
corretamente afirmar: 
 
a) A capacidade para doar o próton é maior no íon amônio do que no ácido fluorídrico. 
b) A base conjugada do íon amônio é mais fraca do que a base conjugada do ácido fluorídrico. 
c) A molécula de água, ao formar o íon hidrônio, H3O
+(aq), atua como um ácido de Brönsted-Lowry. 
d) O sal, fluoreto de amônio, NH4F(s), dissolvido em água, dá origem a uma solução básica. 
e) O produto entre a constante de ionização do ácido fluorídrico e a constante de ionização do íon 
fluoreto é, aproximadamente, igual ao produto iônico da água, Kw. 
 
Questão 48) 
A ionização do ácido cianídrico é representada pela equação química abaixo:, 
 
HCN (aq) H+ (aq) + CN– (aq) 
 
Um experimento sobre esse equilíbrio químico, realizado a temperatura constante, analisou quatro 
parâmetros, apresentados na tabela: 
 
 
 
Ao ser estabelecido o equilíbrio químico da ionização, foi adicionada certa quantidade de NaCN(s). 
Após a dissolução e dissociação completa desse composto, houve deslocamento do equilíbrio de ionização. 
O parâmetro que sofreu redução, após a adição do composto, é representado pelo seguinte símbolo: 
 
a)  
b) Ka 
c) pH 
d) [HCN] 
 
Questão 49) 
Diversos produtos naturais podem ser obtidos de plantas por processo de extração. O lapachol é da 
classe das naftoquinonas. Sua estrutura apresenta uma hidroxila enólica (pKa = 6,0) que permite que este 
composto seja isolado da serragem dos ipês por extração com solução adequada, seguida de filtração 
simples. Considere que pKa = –log Ka, em que Ka é a constante ácida da reação de ionização do lapachol. 
 
 
 
COSTA, P. R. R. et al. Ácidos e bases em química orgânica. 
Porto Alegre: Bookman, 2005 (adaptado). 
 
Qual solução deve ser usada para extração do lapachol da serragem do ipê com maior eficiência? 
 
a) Solução de Na2CO3 para formar um sal de lapachol. 
b) Solução-tampão ácido acético/acetato de sódio (pH = 4,5). 
c) Solução de NaCl a fim de aumentar a força iônica do meio. 
d) Solução de Na2SO4 para formar um par iônico com lapachol. 
e) Solução de HCl a fim de extraí-lo por meio de reação ácido-base. 
 
Questão 50) 
O ácido lático está presente no leite e em seus derivados. Sob temperatura de 25ºC uma solução aquosa foi 
preparada dissolvendo 0,1 mol de ácido lático em água até formar 1L de solução. 
Dados: Ka (ácido lático) = 1,4 10–4; log 3,7 = 0,57; . 
 
O valor do pH dessa solução é: 
 
 
Fórmula estrutural do ácido lático 
 
a) 1,0 
b) 2,43 
c) 3,85 
d) 5,7 
 
Questão 51) 
Um fármaco estará mais ou menos ionizado, dependendo do valor de seu pKa e do pH do meio biológico 
em que se encontra. Geralmente, a forma não ionizada de um fármaco é mais lipossolúvel que a forma 
ionizada e, portanto, essa característica influenciará diretamente na passagem dessas substâncias através 
das membranas biológicas, sendo determinante nos processos de absorção. 
A figura abaixo apresenta a fórmula estrutural do ibuprofeno. Esse fármaco é indicado para uma série de 
problemas, principalmente para casos de dor de origem inflamatória, como artrites, dores traumáticas, 
inflamações dentárias, entre outras. De acordo com a literatura, o ibuprofeno tem um Ka = 6,3 10
–6, ou 
seja, um pKa = 5,2. 
 
 
Disponível em: <http://www.fisfar.ufc.br/v2/graduacao/arquivo_aulas/ronaldo/fatores_acao_farmacos.pdf>. 
Disponível em: <https://pt.wikipedia.org/wiki/Ibuprofeno>. 
 7,314 =
H3C
OH
O
OH
 
 

 
Disponível em: <https://www.mdsaude.com/2013/09/ibuprofeno.html>. 
Acesso em: 24 ago. 17. (Parcial e adaptado.) 
 
Levando-se em consideração as informações apresentadas acima e admitindo que os valores de pH do 
estômago e do intestino delgado sejam iguais a 1,2 e 7,2, respectivamente, assinale a alternativa correta. 
 
a) O ibuprofeno é um ácido orgânico monoprótico forte. 
b) O ibuprofeno é preferencialmente absorvido no estômago. 
c) O pH do estômago é muito baixo e, por este motivo, neste órgão, o ibuprofeno encontra-se 
preferencialmente na forma ionizada. 
d) O ibuprofeno é preferencialmente absorvido no intestino delgado. 
e) A concentração molar de íons hidrônio no intestino delgado, quando comparada à do estômago, é 1000 
vezes menor. 
 
Questão 52) 
No prontuário de um hospital público, em Minas Gerais, foi registrado “intoxicação acidental de uma 
criança de 12 anos por ingestão de sólido branco, caracterizado como cianeto de sódio". 
O estudo bioquímico do caso registrado indicou que a criança ingeriu cerca de 2 10–5 mols do ânion 
cianeto (CN–). Além disso, é sabido que o cianeto de sódio (NaCN) é solúvel em água e que reage em meio 
ácido, produzindo gás cianídrico (HCN) e que a dose letal do sólido, ao ser ingerido, está na faixa de 0,09 – 
0,180g. 
 
Levando-se em consideração o caso clínico da criança, faça o que se pede. 
 
a) Explique o que ocorre no estômago quando o cianeto entra em contato com o suco gástrico. 
b) Escreva a equação química balanceada que ocorre no estômago quando ocorre ingestão do cianeto de 
sódio. 
c) Indique, por meio de cálculos químicos, se a criança correu risco de vida pela referida ingestão do sal 
cianeto. 
 
Questão 53) 
Erupções vulcânicas e queima de combustíveis fósseis são fontes de emissão de dióxido de enxofre para a 
atmosfera, sendo este gás responsável pela chuva ácida. Em laboratório, pode-se produzir o SO2 (g) em 
pequena escala a partir da reação entre cobre metálico e ácido sulfúrico concentrado. Para evitar o escape 
desse gás para a atmosfera e que seja inalado, é possível montar uma aparelhagem em que o SO2 (g) seja 
canalizado e borbulhado numa solução salina neutralizante. 
 
 
 
Com base nas informações fornecidas, qual dos sais indicados a seguir é o mais eficiente como solução 
neutralizante? 
 
a) Sulfato de sódio. 
b) Carbonato de sódio. 
c) Fosfato de sódio. 
d) Hidrogenocarbonato de sódio. 
e) Monohidrogenofosfato de sódio. 
 

 
 
II) pH e pOH 
 
 
Questão 54) 
Um técnico precisa preparar uma solução aquosa de hidróxido de amônio de pH = 11. Sabe-se que a 
solução de NH4OH é obtida a partir de NH3 em água, de acordo com a equação abaixo: 
 
NH3 (g) + H2O(l) NH4
+(aq) + OH–(aq) 
 
Assinale a alternativa que apresenta a concentração de NH3, em mol.L
–1, necessária para a preparação 
dessa solução. Dado: Kb (NH3) = 1,8 x10
–5. 
 
a) 5,5x10–18 
b) 5,5x10–1 
c) 55 
d) 5,5x10–2 
e) 5,5x10–6 
 
Questão 55) 
Dados os seguintes sistemas: 
 
I. água destilada 
II. solução aquosa de etanol 
III. vinagre 
IV. solução aquosa de açúcar 
V. solução aquosa de hidróxido de sódio 
 
A amostra com maior pH é: 
a) I 
b) II 
c) III 
d) IV 
e) V 
 
Questão 56) 
Em 1,0 litro de uma solução aquosa não tamponada, a 25ºC, ocorre uma reação química que produz ânion 
OH-. Sabendo-se que ao se iniciar a reação a solução tinha pH = 6, após a produção de 1,0 . 10-3 mol de 
OH- o pH da solução será: 
a) 3 
b) 6 
c) 7 
d) 9 
e) 11 
 
Questão 57) 
Dissolvendo-se 1,0 mol de ácidoacético em água suficiente para obter 1,0L de líquido, resulta uma solução 
que tem uma concentração de íons H+ igual a 4,2 . 10-3 mol/L. Com relação a esta solução é FALSO 
afirmar que: 
a) a quantidade de ácido acético na forma molecular é (1,0 - 4,2 . 103) mol. 
b) a quantidade de ânion acetato é 4,2 . 10-3 mol. 
c) ela se torna neutra (pH = 7) pela adição de 4,2 . 10-3 mols de NaOH(c). 
d) ela se torna alcalina (pH > 7) pela adição de 1,0 mol de NaOH(c). 
→

 
e) ela se torna mais ácida, pela adição de gotas de ácido sulfúrico concentrado. 
 
Questão 58) 
Considere as duas soluções seguintes, ambas aquosas e a 25ºC: 
 
I. 0,005 molar de hidróxido de bário. 
II. 0,010 molar de hidróxido de amônio. 
 
Estas soluções terão respectivamente os seguintes valores de pH: 
 I II 
a) pH  12 pH < 12 
b) pH  12 pH  12 
c) pH  12 pH > 12 
d) pH  0,010 pH < 0,010 
e) pH  2 pH > 2 
 
PERGUNTA 
Estime os valores de pH das duas soluções mencionadas no TESTE , apresentando o raciocínio empregado. 
 
Questão 59) 
O pH de um vinagre é igual a 3. A concentrações de íons H+ neste vinagre é igual a: 
a) 10-3 mol/L 
b) 3 mol/L 
c) 3 g/L 
d) 3 x 103 mol/mL 
e) 3 x 6 x 1023 mol/L 
 
Questão 60) 
A faixa de viragem de alguns indicadores é dada na tabela a seguir: 
 
 . 
Indicador Meio Meio Intervalo de 
 ácido básico viragem (pH) . 
fenolftaleína incolor vermellha 8,2 a 10,0 . 
tornassol rósea azul 5,0 a7,0 . 
 
a) determine o pH de uma solução de ácido acético, cuja concentração é igual a 0,001mol/L e cujo grau de 
ionização é igual a 10%. 
b) indique a cor da solução de ácido acético (da posição A), quando se utiliza fenolftaleína e quando se 
utiliza tornassol como indicadores. Justifique sua resposta. 
 
 
Questão 61) 
Uma substância apresenta [H + ] = 10 -3 mol.L –1 . Seu pH é: 
a) 1 
b) 2 
c) 3 
d) 4 
e) 5 
 
Questão 62) 
Sobre uma solução preparada por meio da dissolução de 0,500 x 10−3 mol de NaOH (um eletrólito forte) em 
água suficiente para preparar 500 mL de solução, assinale o que for correto. 
(Massas molares: Na = 23,0 g ; O = 16,0 g ; H = 1,0 g) 
 
01. Seu pH é igual a 3 
02. É uma solução ácida. 
04. Sua concentração é igual a 1,0 x 10−3 mol L−1 
08. Contém 2,00 x 10−2 g de hidróxido de sódio. 
16. Conduz a corrente elétrica. 
 
Questão 63) 
Identifique os produtos abaixo com os conceitos: ácido, básico e neutro. 
 ( …………… ) – Cerveja contendo [H+] = 10-4 M. 
( …………… ) – Um café preparado contendo [H+] = 10-5 M. 
( …………… ) – Leite contendo [H+] = 10-7 M. 
( …………… ) – Leite de magnésia contendo [H+] = 10-8 M. 
A seqüência correta, de cima para baixo, está na alternativa: 
a) ácido - básico - neutro - neutro 
b) básico - básico - ácido - neutro 
c) ácido - ácido - neutro - básico 
d) básico - neutro - ácido - neutro 
e) neutro - básico - ácido - neutro 
 
Questão 64) 
Um aluno adicionou 0,950 g de carbonato de cálcio (CaCO3) a 100 mL de solução aquosa de ácido 
clorídrico (HCl) de concentração 0,2 mol/L. É correto afirmar que, após cuidadosa agitação, o sistema final 
apresenta uma 
a) solução incolor, com pH igual a 7. 
b) mistura heterogênea, esbranquiçada, pois o CaCO3 é insolúvel em água, com pH < 1. 
c) solução incolor, com pH igual a 1. 
d) solução incolor, com pH igual a 2. 
e) mistura heterogênea, contendo o excesso de CaCO3 como corpo de fundo e pH > 7. 
 
Questão 65) 
Um ácido carboxílico RCOOH se dissocia em solução aquosa segundo a reação abaixo. 
 
RCOOH(aq) H+(aq) + RCOO-(aq) 
Se uma solução 0,1 mol L-1 desse ácido é 10% dissociada, qual o valor do pH da solução? 
a) pH = 1 
b) pH = 2 
c) pH = 7 
d) pH = 12 
e) pH = 13 
 
Questão 66) 
A concentração hidrogeniônica de uma solução constitui um critério para determinar a acidez, a basicidade 
ou a neutralidade do meio. Uma solução é ácida quando a concentração hidrogeniônica é superior a 10–7 e, 
conseqüentemente, a concentração de OH– é inferior a 10–7, de maneira que o produto das duas 
concentrações permanece constante, ou seja, 10–14 a 25 ºC. 
Considere as quatro soluções aquosas abaixo, todas de concentração 0,01M 
 
 
 
→

KOH CH COOH HCl NH OH3 4
solução-1 solução-2 solução-3 solução-4
 
Faça o que se pede: 
a) Usando a numeração dos frascos, coloque as quatro soluções em ordem crescente de pH. 
b) Estando o soluto da solução 1 totalmente dissociado, calcule o pH dessa solução. 
 
Questão 67) 
A tabela apresenta alguns sistemas com seus respectivos valores aproximados de pH: 
 
 
 
Com base nas informações, conclui-se que: 
a) o sistema com maior caráter básico apresenta [OH–] igual a 10–3,5 mol.L–1. 
b) a [OH–] no vinagre é 10–3 mol.L–1. 
c) o cafezinho e o sêmen são os únicos sistemas com caráter ácido. 
d) o sêmen é aquele que apresenta maior concentração de íons H+. 
e) a [H+] no cafezinho é 10–9 mol.L–1. 
 
Questão 68) 
Calcule o pH de uma solução de H2SO4(aq) 0,010 M a 25 ºC. 
Considere que: (muito grande) e, 
Dados: ; 
 
Questão 69) 
Duas soluções são preparadas, separadamente, pela mistura de: 
 
Solução I: 30mL de hidróxido de sódio (NaOH) 0,2mol L-1 com 40mL de ácido clorídrico (HCl) 0,1mol L-1 
Solução II: 10mL de ácido nítrico (HNO3) 0,5mol L-1 com 50mL de hidróxido de sódio (NaOH) 
0,1mol L-1 
 
Com relação às soluções preparadas, é incorreto afirmar que: 
a) a solução II tem pH > 7. 
b) a solução I apresenta coloração rosa na presença de fenolftaleína (indicador ácido-base, que é incolor 
em meio ácido e rosa em meio básico). 
c) o pH da solução I é maior que o pH da solução II. 
d) a solução II não é uma solução-tampão. 
e) a adição de água altera o pH das duas soluções. 
 
Questão 70) 
O pH do leite de vaca é aproximadamente 6,5 e, quando armazenado em determinadas condições, favorece 
o crescimento bacteriano. No metabolismo das bactérias, ocorre a seguinte reação: 
 
Sendo assim, após algum tempo, o leite perde suas características, coagulando-se ou, como se diz, o leite 
azeda. Sabendo-se que o leite contém, em grande quantidade, a proteína caseína e que esta se precipita em 
pH = 4,5, pode-se afirmar que 
a) as bactérias produzem o ácido que aumenta o pH do leite, desnaturando a caseína. 
=
1a
K
2
a 10x2,1K 2
−= )92,1pK( a =
30,02log  48,03log 
substrato H3C C
H
OH
C
O
OH
 
 
ácido lático
 
b) o leite coagula devido à morte das bactérias que não sobrevivem em pH igual a 6,5. 
c) o metabolismo bacteriano aumenta a concentração de cátions H+, reduzindo o pH. 
d) a concentração de íons H+ no leite azedo é 10 vezes maior que a no leite normal. 
 
Questão 71) 
Em um laboratório, há um frasco no qual são despejados os resíduos para que sejam tratados antes do 
descarte. Inicialmente vazio e limpo, nesse frasco foram despejados 90 mL de uma solução aquosa de uma 
base forte, com pH = 9, e 10 mL de uma solução aquosa de ácido forte, pH = 3. Calcule o pH da solução 
resultante no frasco de resíduos. 
 
Questão 72) 
A tabela a seguir mostra a acidez,em unidades de pH, para algumas soluções. 
 
 
A solução que possui a relação [H+]/[OH–] mais próxima de 1 é 
 
a) água mineral carbonatada. 
b) água sanitária. 
c) sangue humano. 
d) água de chuva. 
e) refrigerante tipo cola. 
 
 
Questão 73) Alguns animais aquáticos apresentam limites de resistência em relação ao pH da água onde 
habitam. Por exemplo, a faixa de pH de sobrevivência de camarões é 5,5-5,8 e a dos caramujos é 7,0-7,5. 
 
Considere as concentrações de H+ nas soluções A, B e C apresentadas na tabela a seguir. 
 
 
 
Sobre a sobrevivência desses animais nessas soluções, é CORRETO afirmar que: 
 
a) somente os camarões sobreviveriam na solução A. 
b) os camarões sobreviveriam na solução B. 
c) os caramujos sobreviveriam na solução C. 
d) somente os caramujos sobreviveriam na solução A. 
e) ambos os animais sobreviveriam em qualquer das três soluções A, B ou 
 
Questão 74) 
O pH do solo pode variar em uma faixa significativa devido a várias causas. Por exemplo, o solo de áreas 
com chuvas escassas, mas com concentrações elevadas do sal solúvel carbonato de sódio (Na2CO3), torna-
se básico devido à reação de hidrólise do íon carbonato, segundo o equilíbrio: 
 
 
 
2,8cola tipoterefrigeran
5,6chuva de água
7,4humano sangue
8,5acarbonatad mineral água
12,5sanitária água
pHsolução
7
7
7
1
100,1C
100,1B
100,1A
)L.mol](H[Solução
−
−
−
−+


=
)aq(OH)aq(HCO )l(OH)aq(CO 32
2
3
−−→

− ++
 
Esses tipos de solos são alcalinos demais para fins agrícolas e devem ser remediados pela utilização de 
aditivos químicos. 
BAIRD, C. Química ambiental. São Paulo: Artmed, 1995 (adaptado). 
 
Suponha que, para remediar uma amostra desse tipo de solo, um técnico tenha utilizado como aditivo a cal 
virgem (CaO). Nesse caso, a remediação 
 
a) foi realizada, pois o caráter básico da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito para a 
direita, em decorrência da elevação de pH do meio. 
b) foi realizada, pois o caráter ácido da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito para a 
esquerda, em decorrência da redução de pH do meio. 
c) não foi realizada, pois o caráter ácido da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito 
para a direita, em decorrência da redução de pH do meio. 
d) não foi realizada, pois o caráter básico da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito 
para a esquerda, em decorrência da elevação de pH do meio. 
e) não foi realizada, pois o caráter neutro da cal virgem promove o deslocamento do equilíbrio descrito 
para a esquerda, em decorrência da manutenção de pH do meio. 
 
 
Questão 75) Certa solução aquosa de bicarbonato de sódio, NaHCO3, apresenta pH = 8,3 a 25ºC. Tal 
solução é 
 
a) ácida e terá seu pH aumentado, se a ela for acrescentada uma porção de soda cáustica, NaOH. 
b) ácida e terá seu pH diminuído, se a ela for acrescentada uma porção de ácido clorídrico, HCl. 
c) básica e terá seu pH diminuído, se a ela for acrescentada uma porção de soda cáustica, NaOH. 
d) básica e terá seu pH diminuído, se a ela for acrescentada uma porção de ácido clorídrico, HCl. 
e) básica e terá seu pH aumentado, se a ela for acrescentada uma porção de ácido clorídrico HCl. 
 
 
Questão 76) O pH do solo é uma informação importante para o plantio agrícola. Um dos métodos de 
determinação desse pH consiste na adição de uma amostra de solo em água e medição do pH da suspensão 
(solo/água), após agitação. Um outro método é a adição da amostra de solo em uma solução aquosa de 0,01 
mol/L de CaCl2. Esses dois métodos fornecem valores diferentes de pH, nos quais o pH em água é maior 
em relação ao pH em CaCl2(aq). Esse fato ocorre porque 
 
a) a água sofre autoionização. 
b) o CaCl2 é um sal neutro. 
c) o efeito do íon comum em CaCl2(aq) dificulta a migração do H
+ das partículas do solo para a água. 
d) a solubilidade dos sais do solo é menor em água do que em CaCl2(aq). 
e) o cálcio liga-se às partículas do solo, liberando H+ para a água. 
 
 
Questão 77) A acidez de frutas cítricas é determinada pela concentração de íons hidrogênio. Uma amostra 
de polpa de laranja apresenta pH = 2,3. 
 
Considerando log 2 = 0,3, a concentração de íons hidrogênio nessa amostra, em mol.L–1, equivale a: 
 
a) 0,001 
b) 0,003 
c) 0,005 
d) 0,007 
 
Questão 78) 
 
O ácido nítrico é um ácido forte, enquanto o ácido metanoico tem constante de ionização igual a 1,0 x 10–4. 
Quais são as concentrações, em mol.L–1, das soluções desses ácidos que apresentam pH=2,0, 
respectivamente? 
 
a) 0,02 e 1,0 
b) 0,02 e 0,02 
c) 0,01 e 1,0 
d) 0,01 e 0,01 
e) 1,0 e 0,01 
 
Questão 79) 
O ácido carbônico é formado quando se “borbulha” o dióxido de carbono em água. Ele está presente em 
águas gaseificadas e refrigerantes. Em solução aquosa, ele pode sofrer duas dissociações conforme as 
equações abaixo: 
 
H2CO3(aq)+ H2O(l) HCO3
–
(aq) + H3O
+
(aq) K1 = 1,0 x 10
–7 
HCO3
–
(aq) + H2O(l) CO3
2–
(aq) + H3O
+
(aq) K2 = 1,0 x 10
–11 
 
a) Calcule o pH de uma solução de ácido carbônico 0,1 mol.L–1, considerando apenas a primeira 
dissociação. 
b) Sabe-se que o íon bicarbonato, ou hidrogenocarbonato, tem um comportamento anfótero, ou seja, pode 
se comportar tanto como um ácido quanto como uma base. De acordo com a teoria de Bronsted-
Lowry, escreva as reações possíveis do íon bicarbonato com a água. 
c) O dióxido de carbono sólido, gelo seco, é muito utilizado em casas noturnas e shows para criar uma 
névoa branca. Qual é o nome da mudança de estado físico que permite a formação dessa névoa? Qual é 
a geometria molecular do dióxido de carbono? 
d) O CO2 também pode ser produzido pela decomposição do fermento biológico, ou seja, o bicarbonato 
de sódio. Calcule o volume de CO2, em mililitros, gerado pela decomposição de 6,0g de bicarbonato de 
sódio, nas condições normais de pressão e temperatura. 
2 NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(l) 
 
Questão 80) 
Um dos principais tipos de solo no Brasil é o latossolo vermelho-amarelo, que apresenta óxidos de ferro e 
de alumínio na sua composição. Uma amostra deste tipo de solo apresentou pH = 4,0. Analise as 
proposições abaixo em relação a esses dados. 
 
I. O aumento do pH pode ser realizado pela adição de calcário, porque o carbonato CO3
2– em contato 
com a umidade do solo hidrolisa, produzindo bicarbonato, HCO3
– e hidróxido, OH–. 
II. O aumento do pH pode ser realizado pela adição de salitre, que é composto principalmente por nitrato 
de sódio. 
III. O íon alumínio (A3+) é um dos componentes responsáveis pela acidez no solo, porque na hidrólise 
gera íons H+. 
 
Assinale a alternativa correta. 
 
a) Somente as proposições II e III são verdadeiras. 
b) Somente a proposição I é verdadeira. 
c) Somente a proposição II é verdadeira. 
d) Somente as proposições I e III são verdadeiras. 
e) Somente a proposição III é verdadeira. 
 
Questão 81) 
Considere a equação química abaixo: 
→

→

 
 
HCl(aq) + KOH(aq) → K+(aq) + Cl–(aq) + H2O(l) 
 
A reação entre duas quantidades equivalentes (0,10 mol) de HCl e KOH em 10,0 L de água resulta: 
 
a) numa solução cujo pH é acima de 7. 
b) numa solução contendo quatro tipos de íons, dois em maior quantidade (K+ e Cl–) e dois em 
quantidades ínfimas (H+ e OH–). 
c) numa solução que não conduz eletricidade. 
d) num precipitado decorrente da formação de um sal muito pouco solúvel. 
e) em uma dispersão coloidal. 
 
Questão 82) 
Uma solução foi preparada pela mistura de ácido clorídrico (HCl), ácido nítrico (HNO3) e ácido sulfúrico 
(H2SO4). Sabendo-se que na solução final as concentrações molares de HCl, HNO3 e H2SO4 são, 
respectivamente,iguais a 0,010 mol/L, 0,030 mol/L e 0,0050 mol/L, o pH da solução será igual a: 
 
Dado: log10 5 = 0,70 
 
a) 5,00 
b) 3,00 
c) 2,70 
d) 2,00 
e) 1,30 
 
Questão 83) 
O pH do sangue é mantido através do sistema tampão bicarbonato/ácido carbônico, como exemplificado 
pelas duas equações abaixo: 
 
I. H3O
+ + HCO3
– 2H2O + CO2 
II. OH– + H2CO3 H2O + HCO3
– 
 
Os rins e os pulmões apresentam um papel determinante no controle do pH do sangue. A diminuição da 
excreção renal de HCO3
– aumenta as concentrações desse íon no sangue. 
 
Esse fenômeno provoca o 
 
a) deslocamento dos equilíbrios I e II para a esquerda 
b) deslocamento do equilíbrio I para a esquerda e do equilíbrio II para a direita 
c) deslocamento do equilíbrio I para direita e II para a esquerda 
d) deslocamento dos equilíbrios I e II para a direita 
e) aumento da concentração de H3O
+ 
 
Questão 84) 
Dados: 
Ka HCN = 4 10
–10 
Ka HNO2 = 4 10
–4 
log 2 = 0,3 
 
O gás cianídrico (HCN) é largamente utilizado pela indústria de polímeros e corantes. Essa substância 
também é empregada na mineração dos metais prata e ouro. O ácido nitroso (HNO2), apesar de instável, tem 
aplicação na produção de corantes para a indústria têxtil. 
→

→



 
Sabe-se que uma solução aquosa de HNO2 de concentração 0,01 mol/L apresenta pH = 2,7. Então, uma 
solução de mesma concentração de HCN apresentará 
 
a) pH = 3,3. 
b) pH = 5,3. 
c) pH = 1,7. 
d) pH = 5,7. 
e) pH = 8,7. 
 
Questão 85) 
Sendo o pK do NH4OH igual a 4,74, o pH de uma solução aquosa 0,10molL
–1 em NH4Cl é 
 
a) 1,00. 
b) 3,74. 
c) 4,74. 
d) 5,13. 
e) 8,87. 
 
Questão 86) 
Com o avanço da tecnologia das tintas, um método antigo de pintura de casas vem caindo em desuso: a 
caiagem ou caiação. Neste processo, o pigmento finamente dividido é produzido misturando-se cal virgem 
com água excesso, como mostra a reação: 
CaO + H2O Ca(OH)2 
Com relação aos compostos presentes na reação acima, é correto afirmar que 
 
a) o óxido de cálcio (cal virgem) é um óxido ácido. 
b) o pH da solução resultante é maior que 7. 
c) a água atua na reação como um catalisador, não sendo consumido no final do processo. 
d) a geometria molecular da água é linear. 
e) a geometria molecular do óxido de cálcio é angular. 
 
Questão 87) 
A aspirina (ácido acetilsalicílico) utilizada como analgésico apresenta um pKa igual a 3,5 em água na 
temperatura ambiente. O nosso estômago apresenta um pH de 1,5. 
 
 
 
Na temperatura ambiente, qual será a razão entre as concentrações do íon acetilsalicilato e do ácido 
acetilsalicílico no pH do estômago? 
 
a) 0,01 
b) 0,10 
c) 1,0 
d) 10,0 
e) 100,0 
 
Questão 88) 
No organismo humano existem formas para controlar as variações bruscas de pH, usando os sistemas de 
tampões e assim evitar problemas como a alcalose e a acidose. Um estudante, após estudar o tema citado 
→
 
foi para um laboratório de química e preparou uma solução de etanoato de sódio a 0,1 mol.L–1 em seguida 
determinou o grau de hidrólise sendo 0,12%. Depois mostrou ao professor um relatório que concluía ter 
gerado uma solução tampão. 
 
Com relação à descrição proposta no exercício e no tema envolvido, analise as alternativas e marque V 
para verdadeiras ou F para falsas. 
 
a) O professor não concorda com a conclusão e explica que foi usada apenas uma base de Brönsted-
Lowry e assim falta uma quantidade expressiva de ácido. 
b) A solução formada tem um pH ácido, pois no final da hidrólise é observada a formação do ácido 
etanoico. 
c) A constante de hidrólise nas condições experimentais é igual a 1,44 10–7. 
d) No experimento, a constante ácida é igual à constante de hidrólise. 
 
Questão 89) 
O pH da água de chuva comum está em torno de 5,5. Uma amostra de água de chuva de uma região 
industrializada apresentou pH igual a 4,5. 
Assinale a única alternativa correta com relação aos dados apresentados. 
 
a) O ácido sulfúrico é o único responsável pelo pH da chuva comum. 
b) A amostra citada é dez vezes mais ácida que a chuva comum. 
c) O dióxido de carbono é um óxido anfótero precursor responsável pela acidez da chuva ácida. 
d) A chuva ácida apresenta pOH mais baixo que a chuva comum. 
 
TEXTO: 2 - Comum à questão: 90 
O caxiri é uma tradicional bebida alcoólica fermentada indígena produzida pelos índios (Juruna) Yudjá, 
habitantes do Parque Indígena do Xingu, localizado no estado do Mato Grosso. Essa bebida é preparada à 
base de mandioca e batata-doce, e é originalmente fermentada por micro-organismos que estão presentes 
nas matérias-primas utilizadas para a sua produção. (...) Observando-se as alterações físico-químicas 
durante a fermentação, pode-se notar uma progressiva variação de pH de 4,76 para 3,15. O etanol foi o 
metabólito da fermentação produzido em maior quantidade, apresentando concentração, ao final do 
processo fermentativo, de 83,9 g/L da bebida. (...) 
(http://repositorio.ufla.br/jspui/handle/1/4765. Adaptado) 
 
Questão 90) 
A variação do pH mostra que, durante o processo fermentativo, ocorreu 
 
a) acidificação, com aumento da concentração dos íons H+. 
b) acidificação, com aumento da concentração dos íons OH–. 
c) acidificação, com diminuição da concentração dos íons H+. 
d) alcalinização, com diminuição da concentração dos íons OH–. 
e) alcalinização, com aumento da concentração dos íons OH–. 
 
Questão 91) 
Certo ácido diprótico fraco de concentração igual a 1 mol.L–1 apresenta, no equilíbrio, grau de ionização de 
ordem de 2 %. Considerando-se tais informações, é correto afirmar que a concentração em mol.L–1 dos íons 
H+ e o potencial hidroxiliônico da solução são, respectivamente, 
Dados: log10 2 = 0,3; log10 4 = 0,6; log10 6 = 0,78 e log10 8 = 0,9 
 
a) 2 10–2 e 1,4 
b) 2 10–4 e 12,6 
c) 2 10–3 e 1,4 
d) 4 10–2 e 1,4 
e) 4 10–4 e 10,6 






 
 
Questão 92) 
O potencial de hidrogênio (pH) das soluções é dado pela função: pH = –log[H+], onde [H+] é a 
concentração do cátion H+ ou H3O
+ na solução. Se, em uma solução, a concentração de H+ é 2.10-8, qual o 
pH dessa solução? Adote: log 2 = 0,3. 
 
a) 2,4. 
b) 3,8. 
c) 6,7. 
d) 7,7. 
e) 11. 
 
Questão 93) 
Uma solução de hidróxido de potássio foi preparada pela dissolução de 0,056 g de KOH em água destilada, 
obtendo-se 100 mL dessa mistura homogênea. 
Dado: MM (KOH) = 56 g.mol–1 
 
De acordo com as informações apresentadas, verifica-se que essa solução apresenta 
 
a) pH = 2 
b) pH < 7 
c) pH = 10 
d) pH = 12 
e) pH > 13 
 
Questão 94) 
Dependendo do pH do solo, os nutrientes nele existentes podem sofrer transformações químicas que 
dificultam sua absorção pelas plantas. O quadro mostra algumas dessas transformações, em função do pH 
do solo. 
 
 
 
Para que o solo possa fornecer todos os elementos citados na tabela, o seu pH deverá estar entre 
 
a) 4 e 6. 
b) 4 e 8. 
c) 6 e 7. 
d) 6 e 11. 
e) 8,5 e 11. 
 
Questão 95) 
 
Um estudante recebeu três amostras de suco de frutas, com volumes iguais, para análise de pH, que foram 
realizadas a 25 ºC e 1 atm. Após realizada a análise potenciométrica, os resultados obtidos foram: 
 
 
 
Assim, analisando os resultados obtidos, é correto afirmar que 
 
a) o suco de limão é duas vezes mais ácido que o suco de uva. 
b) a concentração oxidriliônica no suco de morango é igual a 1 10–5 mol L–1. 
c) o suco de uva é dez vezes mais ácido do que o suco de morango. 
d) no suco de uva temos [ H+ ] < [ OH– ]. 
e) ao adicionar o indicador fenolftaleína ao suco de limão a solução torna-se rósea.Questão 96) 
No cultivo hidropônico, a composição da solução nutritiva deve ser adequada ao tipo de vegetal que se 
pretende cultivar. Uma solução específica para o cultivo do tomate, por exemplo, apresenta as seguintes 
concentrações de macronutrientes: 
 
 
(Maria C. L. Braccini et al. Semina: Ciências agrárias, março de 1999.) 
 
Durante o desenvolvimento das plantas, é necessário um rígido controle da condutividade elétrica da 
solução nutritiva, cuja queda indica diminuição da concentração de nutrientes. É também necessário o 
controle do pH dessa solução que, para a maioria dos vegetais, deve estar na faixa de 5,0 a 6,5. 
 
a) Por que a solução nutritiva para o cultivo hidropônico de tomate é condutora de eletricidade? Calcule a 
quantidade, em mmol, do elemento nitrogênio presente em 1,0 L dessa solução. 
b) Considere que 1,0 L de uma solução nutritiva a 25 ºC, inicialmente com pH = 6,0, tenha, em um 
controle posterior, apresentado o valor mínimo tolerável de pH = 4,0. Nessa situação, quantas vezes 
variou a concentração de íons H+ (aq)? Sabendo que o produto iônico da água, Kw, a 25 ºC, é igual a 
1,0 10–14, calcule as quantidades, em mol, de íons OH– (aq) presentes, respectivamente, na solução 
inicial e na solução final. 
 
Questão 97) 
Soluções aquosas de amônia e de soda cáustica, de iguais concentrações em mol/L, 
 
a) conduzem igualmente corrente elétrica. 
b) apresentam pH < 7 a 25 ºC. 
c) reagem com ácidos gerando sais e água. 
d) são neutralizadas com água de cal. 
e) têm a mesma concentração de íons OH–. 
 
Questão 98) 
A avaliação dos valores de pH propicia o entendimento da acidez e da basicidade das soluções aquosas. O 
valor de pH normal do sangue é na faixa de 7,35 e mudanças nessas condições podem ser tão significativas 
 

 
que estados de acidose e alcalose podem ocorrer, levando o organismo a perturbações que podem ser, 
inclusive, fatais. A respeito dos possíveis valores de pH em um organismo humano, percebe-se que 
 
a) na faixa normal de pH, que é a com valor de 7,35, há mais cátions do hidrogênio do que ânions 
hidroxila. 
b) em uma situação de alcalose, a concentração dos cátions do hidrogênio será menor que 10–7,35 mol/L. 
c) em uma situação de acidose, a concentração dos cátions hidrogênio tende a diminuir, pois o pH 
também irá diminuir. 
d) a concentração dos íons hidroxila na faixa de pH normal, que é de 7,35, é de 10–7,35 mol/L. 
e) para atingir o pH igual a 7,0, é necessária a ingestão de substâncias com caráter químico ácido como o 
bicarbonato de sódio (NaHCO3). 
 
Questão 99) 
Em um laboratório de química existem três soluções: 
 
Solução A: 25 mL de solução aquosa de HCℓ 0,80 mol/L 
Solução B: 25 mL de solução aquosa de NaOH 0,60 mol/L 
Solução C: 25 mL de solução aquosa de H2SO4 0,005 mol/L 
Dados: Na = 23 g/mol; H = 1 g/mol; O = 16 g/mol S = 32 g/mol; Viragem da fenolftaleína é entre pH 8,2 e 
10,0. 
 
Considerando essas informações, assinale o que for correto. 
 
01. A mistura das soluções A e B produz uma solução com o pH 1. 
02. A solução C tem pOH igual a 12. 
04. A mistura das soluções B e C produz uma solução com caráter ácido. 
08. A concentração da solução B é 24 g/L de NaOH. 
16. A fenolftaleína fica incolor na solução A. 
 
Questão 100) 
Um dado indicador ácido-base tem constante de dissociação ácida igual a 3,0 10–5. A forma ácida desse 
indicador tem cor vermelha e sua forma básica tem cor azul. Com base nessas informações, assinale a 
opção que apresenta o valor aproximado da variação de pH para que ocorra a mudança de cor do indicador 
de 75% da coloração vermelha para 75% da azul. 
 
a) 0,33 
b) 1,0 
c) 1,5 
d) 2,0 
e) 3,0 
 
Questão 101) 
O ácido fórmico é o ácido metanoico, utilizado em vários produtos de limpeza e controle de pH, entre 
outros. Sabendo que o valor de Ka para este ácido é de 1 10
–4. Assinale a alternativa CORRETA. 
 
a) Uma solução equimolar do ácido e seu sal fornecerão pH 7. 
b) Uma solução equimolar do ácido e seu sal resultam em pOH 4. 
c) O pKa deste ácido é 1. 
d) Uma solução de 1,0 mol L–1 deste ácido dissocia e fornece concentração de H+ de, aproximadamente, 
0,01 mol L–1. 
e) Ele é considerado um ácido forte. 
 
Questão 102) 


 
Em meio a uma experiência no laboratório de química, um aluno se deparou com um frasco de 100 mL, 
rotulado como “Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,05 M”, que precisava ser neutralizado, para pH igual a 7,0, 
e descartado posteriormente. Para atingir seu objetivo, o aluno deveria utilizar: 
 
a) 100 mL de CH3COOH 0,05 M. 
b) 50 mL de H3PO4 0,05 M. 
c) 100 mL de H2SO4 0,025 M. 
d) 50 mL de NH3 0,1 M. 
e) 100 mL H2CO3 0,05 M. 
 
GABARITO: 
1) Gab: E 
 
2) Gab: 
a) aumenta a cor azul ( deslocamento para a direita) 
b) NaOH → Na+ + OH- ; H+ + OH- → H2O; HA  H
+ + A (azul) 
 
3) Gab: B 
 
4) Gab: C 
 
5) Gab: D 
 
6) Gab: D 
 
7) Gab: B 
 
8) Gab: 3 % 
 
9) Gab: 0,01 M 
 
10) Gab: 0,1 M 
 
11) Gab: D 
 
12) Gab: D 
 
13) Gab: A 
 
14) Gab: E 
 
15) Gab: C 
 
16) Gab: B 
 
17) Gab: 
a) CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(aq) → Ca
2+(aq) + 2HCO (aq) 
b) CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq) 
c) Ca2+(aq) + 2HCO (aq) CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) 
o carbonato de cálcio sólido presente em depósitos subterrâneos é dissolvido quando em presença de água e 
CO2(aq) formano em solução aquosa de íons Ca
2+(aq) e 2HCO (aq). Porém, quando essa solução chega ao 
interior de uma caverna, ocorrerá a reação inversa, precipitando o carbonato de cálcio e desprendendo parte do 
CO2 sob a forma de gás. 
−
3
−
3
→

−
3
 
 
18) Gab: C 
 
19) Gab: C 
 
20) Gab: 
a) HCN(aq) + H2O H3O
+(aq) + CN–(aq) 
b) 8,0 . 10–6mol.L–1 
c) Ki = 6,4 . 10
–12 
 
21) Gab: 15 
 
22) Gab: D 
 
23) Gab: 017 
 
24) Gab: 31 
 
25) Gab: 
a) CO2(g) + H2O HCO (aq) + H
+(aq) 
Com a hiperventilação há a remoção do gás CO2(g) dos pulmões, o que leva a um consumo do H
+(aq), 
fazendo o pH do plasma aumentar. 
b) Ka= [CH3CH(OH)COO
-] [H+] / [CH3CH(OH)COOH] = 1,4  10
-4 
1,4  10-4 = [CH3CH(OH)COO
-]  5,6  10-8/ [CH3CH(OH)COOH] 
[CH3CH(OH)COO
-] / [CH3CH(OH)COOH] = 2.500 
Portanto, a espécie predominante é o lactato, CH3CH(OH)COO
- 
 
26) Gab: A 
 
27) Gab: B 
 
28) Gab: B 
 
29) Gab: 
a) [OH–] = 1,310–3 
b) HC2H3O2 e C2H3O2
– (par ácido-base de um sistema) 
ou 
H3O
+ e H2O (par ácido-base de outro sistema) 
c) pH = 1 
 
30) Gab: 24 
 
31) Gab: B 
 
32) Gab: C 
 
33) Gab: B 
 
34) Gab: E 
 
35) Gab: 25 
 
36) Gab: A 
→

→

−
3
 
 
37) Gab: E 
 
38) Gab: D 
 
39) Gab: C 
 
40) Gab: C 
 
41) Gab: A 
 
42) Gab: C 
 
43) Gab: A 
 
44) Gab: B 
 
45) Gab: A 
 
46) Gab: B 
 
47) Gab: E 
 
48) Gab: A 
 
49) Gab: A 
 
50) Gab: B 
 
51) Gab: B 
 
52) Gab: 
a) O ânion cianeto (CN–) reage com o ácido (H+) presente no suco gástrico, formando o gás cianídrico 
(HCN). 
b) Equação completa: NaCN (aq) + HCl (aq) HCN (g) + NaCl (aq) 
Equação simplificada: CN– (aq) + H+ (aq) HCN (g) 
c) Massa Molar do NaCN = 23 + 12 + 14 = 49 g/mol 
1 mol NaCN-----------49 g 
2 10–5 mol NaCN-----------X 
X = 9,8 10–4 g NaCN 
Considerando-se que a dose letal se encontra na faixa de 0,09 a 0,180 g e que o valor ingerido pela 
criança foi de 0,00098 g, podemos concluir que essa dose está abaixo da faixa letal e a criança não 
correu risco de morte. 
 
53) Gab: C 
 
54) Gab: D 
 
55) Gab: E 
 
56) Gab: E 
 
57) Gab: C 
 

58) Gab: A 
 
PERGUNTA 
RESOLUÇÃO 
Ba(OH)2(aq) → Ba
2+
(aq) + 2 OH
-
(aq) 
0,005M 0,005M 0,010M 
[OH-]10-2molar→pOH2 E pH12 
NH4OH(aq) → NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
0,010M 0,010M 0,010M 
No caso do hidróxido de Amônio a concentração hidroxiliônica será menor que 10-2 M, pois ela depende do 
grau de dissociação: 
[OH-] = .M, como o  não é 100%, a [OH-] < 10-2 M, logo: 
pOH > 2 e pH < 12. 
 
59) Gab: A 
 
60) Gab: 
a) pH=4 
b) com fenolftaleína a solução será incolor 
 com tronassol a soluçaão será róseo 
 
61) Gab: C 
 
62) Gab: 28 
 
63) Gab: C 
 
64) Gab: D 
 
 
65) Gab: B 
 
66) Gab: 
a) frasco–3 < frasco–2 < frasco–1 < frasco–4 
b) pH = 12 
 
67) Gab: A 
 
68) Gab: 
 
69) Gab: A 
 
70) Gab: C 
 
71) Gab: 
 
 
72) Gab: C 
 
73) Gab: D 
 
74) Gab: D 
 
90,1pH
0,4pH
 
75) Gab: D 
 
76) Gab: E 
 
77) Gab: C 
 
78) Gab: C 
 
79) Gab: 
a) pH = 4,0 
b) Bicarbonato como base: HCO3
–
(aq) + H2O(l) → H2CO3(aq) + OH
–
(aq) 
Bicarbonato como ácido: HCO3
–
(aq) + H2O(l) → CO3
–2
(aq) + H3O
+
(aq) 
c) Mudança de Estado Físico: Sublimação 
Geometria: Linear 
d) x = 0,8 L ou 800 mL 
 
80) Gab: D 
 
81) Gab: B 
 
82) Gab: E 
 
83) Gab: C 
 
84) Gab: D 
 
85) Gab: D 
 
86) Gab: B 
 
87) Gab: A 
 
88) Gab: VFVF 
 
89) Gab: B 
 
90) Gab: A 
 
91) Gab: E 
 
92) Gab: D 
 
93) Gab: D 
 
94) Gab: C 
 
95) Gab: C 
 
96) Gab: 
a) Porque a solução nutritiva é salina, logo, contém íons livres. 
Para 1 L de solução: 
1 mol KNO3 –––– 1 mol N 
1 mmol –––– 1 mmol N 
 
 
1 mol Ca(NO3)2 –––– 2 mol N 
0,39 mmol –––– 0,78 mmol N 
 
1 mol NH4H2PO2 –––– 1 mol N 
0,26 mmol –––– 0,26 mmol N 
A quantidade do elemento N em um litro de solução é: 
1 mmol + 0,78 mmol + 0,26 mmol = 2,04 mmol 
b) Quando o pH da solução varia de 6 para 4, a concentração de íons H+ varia em 100 vezes, pois: 
pH = 4 [H+] = 10–4 mol/L 
pH = 6 [H+] = 10–6 mol/L 
Razão: 
 
Então [H+] [OH–] = 10–14 
 
[H+] = 10–6 mol/L, então [OH–] = 10–8 mol/L 
 
[H+] = 10–4 mol/L, então [OH–] = 10–10 mol/L 
 
Para 1 L de solução, haverá 10–8 mol de OH– na solução inicial e 10–10 mol de OH– na solução final. 
 
97) Gab: C 
 
98) Gab: B 
 
99) Gab: 27 
 
100) Gab: B 
 
101) Gab: D 
 
102) Gab: C 
 
 
 
 


100
L/mol10
L/mol10
6
4
=
−
−
