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Capitulo - XI - EQUILIBRIO_IONICO

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Primeira etapa) 
A uma dada temperatura o produto iônico da água é igual a 10–10. Nesta condição, podemos afirmar que a 
concentração em mol.L-1 dos íons H+ numa solução neutra possui valor de:
a) 10–10
b) 10–7
c) 10–5
d) 10–6
e) 10–3
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 345
Gabarito – Fixação
01. E.
Quanto maior o valor do Kps maior a quantidade máxima de íons permitida em solução. Logo, a condutibilidade, 
que depende da quantidade de íons livres, é maior. Daí a ordem crescente de condutibilidade é: III, II, I.
02. C.
– Cálculo da concentração hidrogeniônica [H+]: Sendo o processo à temperatura de 25°C, sabe-se que: pH + 
pOH = 14.
– Cálculo do valor do pOH:
13 + pOH = 14
pOH = 1
– Cálculo do valor do [H+]:
Sabendo que: pH = – log[H+], temos:
pH = – log[2,0 x 10–4] 
pH = – [log (2) + log (10–4)]
pH = – [0,30 + (– 4)]
pH = – [–3,70]
pH = 3,70
03. 
– Fórmula molecular do cloreto de prata = AgCl.
– Equação química de dissociação iônica do AgCl:
AgCl(s) → Ag+(aq) + Cl–(aq).
– Relação matemática do produto de solubilidade (Kps) com a solubilidade (S):
AgCl(s) → Ag+(aq) + Cl–(aq).
1 mol AgCl(s) ----- 1 mol Ag+ (aq) ----- 1 mol Cl–(aq)
 S S
Kps = [Ag+] x [Br–]
Kps = (S) x (S)
Kps = (S)²
– Cálculo da solubilidade do cloreto de prata:
Kps = S²
1,80 x 10–10 = S²
S = (1,80 x 10–10)1/2
S = 1,34 x 10–5 mol.L–1.
04. 
– Equação de dissociação iônica do hidróxido de potássio, na presença de água: KOH(s) → K+(aq) + OH–(aq)
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI346
– Cálculo da concentração molar da hidroxila [OH–]: 
Sendo o processo a temperatura de 25°C, sabe-se que:
pH + pOH = 14
13 + pOH = 14
pOH = 1
Sabendo que: pOH = – log[OH–], temos:
1 = – log[OH–]
[OH–] = 10–1 mol.L–1
– Cálculo da concentração molar do hidróxido de potássio (KOH):
KOH(s) → K+(aq) + OH–(aq)
1 mol de KOH(s) ---------- 1 mol de OH–(aq)
[KOH] ---------- 0,10 mol.L-1 de OH–(aq)
[KOH] = 0,10 mol.L–1 
– Cálculo da massa de KOH: M = nKOH / Vsolução = mKOH / {<MM>KOH x Vsolução}.
mKOH = 0,10 mol.L–1 x (39 x 1 + 1 x 16 + 1 x 1) g.mol–1 x 0,500 x 10–3 L 
mKOH = 0,0028 g = 2,80 mg.
05. C.
Mistura de mesmo soluto: 
HCl(1) + HCl(2) → HCl(3)
V1 = 1,0 L V1 = 10,0 L V3 = V1 + V2 = 11,0 L
pH1 = 1,0 pH2 = 6,0 pH3
– Cálculo da concentração hidrogeniônica para a solução (1):
pH1 = – log [H+]
1,0 = – log [H+]
[H+]1 = 0,10 mol.L–1
– Cálculo da concentração hidrogeniônica para a solução (2):
pH2 = – log [H+]
6,0 = – log [H+]
[H+]2 = 10-6 mol.L–1
– Cálculo da concentração hidrogeniônica para a solução (3):
V1 x [H+]1 + V2 x [H+]2 = V3 x [H+]3
1 L x 0,10 mol.L–1 + 10 L x 10–6 mol.L–1 = 11 L x [H+]3
[H+]3 = 9,09 x 10-3 mol.L–1
– Cálculo do potencial hidrogeniônico para a solução (3):
pH3 = – log [H+]3
pH3 = – log [9,09 x 10–3]
pH3 ≈ 2,04.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 347
06. E.
Observando a tabela, temos que:
Massa de sulfito de sódio = 32g;
Massa de água = 100g.
– Cálculo do volume de solvente (solução):
Sabendo que a densidade (ρ) da água é 1,0 g.cm–³, então o seu volume será de:
ρ = massa / volume
VH2O = m/ ρ = 100g / 1 g.cm–³ = 100 cm³.
– Cálculo da massa molecular de sulfito de sódio:
<MM>(Na2SO3.2H2O) = 162 g. mol–1.
– Cálculo da concentração molar do referido sal:
M = (32)g / 162 g.mol-1 x 0,10 L} ≈ 2,0 mol.L-1.
– Cálculo do produto de solubilidade:
Na2SO3(s) → 2 Na+ (aq) + SO3–2(aq).
1 mol de Na2SO3(s) → 2 mol Na+(aq) → 1 mol SO3–2(aq)
2,0 mol.L–1 -------------- [Na+] -------------- [SO3–2]
[Na+] = 4,0 mol.L–1
[SO3–2] = 2,0 mol.L–1
– Cálculo do produto de solubilidade (Kps):
Kps = [Na+]². [SO3–2]
Kps = (4)² x (2)²
Kps = 32.
07. 
– Fórmula molecular do brometo de cálcio = CaBr2.
– Equação química de dissociação iônica do brometo de cálcio: CaBr2(s) → Ca+2(aq) + 2Br–(aq).
– Cálculo da concentração molar do CaBr2: 
M = (0,25 x 10–3)g / {(40 + 2 x 80) g.mol–1 x 550 x 10–3L} = 2,27 x 10–6 mol.L–1.
– Cálculo das concentrações dos íons do referido sal:
CaBr2(s) → Ca+2(aq) + 2Br–(aq).
1 mol CaBr2(s) → 1 mol Ca+2(aq) → 2 mol Br-(aq)
2,27 x 10–6 mol.L–1 ----- [Ca+2] -------- [Br–]
[Ca+2] = 2,27 x 10–6 mol.L–1
[Br–] = 4,54 x 10–6 mol.L–1
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI348
– Cálculo do produto de solubilidade (Kps):
Kps = [Ca+2] x [Br–]²
Kps = (2,27 x 10–6) x (4,54 x 10–6)²
Kps = 4,69 x 10–17.
08. D.
– Equação química de dissociação iônica do fosfato de estrôncio: Sr3(PO4)2 = 3 Sr+2(aq) + 2 PO4–3(aq)
– Cálculo da concentração de fosfato:
Sr3(PO4)2 = 3 Sr+2(aq) + 2 PO4–3(aq)
3 mol de Sr+2(aq) ---------- 2 mol de PO4–3(aq)
7,50 x 10–7 mol.L–1 ------ [PO4–3]
[PO4–3] = 5,00 x 10–7 mol.L–1.
– Expressão e cálculo do produto de solubilidade (Kps):
Kps = [Sr+2]³ x [PO4–3]²
Kps = [7,50 x 10–7]³ x [5,00 x 10–7]²
Kps = 1,05 x 10–31
– Cálculo do pKps:
pKps = – log Kps
pKps = – log (1,05 x 10–31)
pKps = 31.
09. 
a) 
 Nome do ácido conjugado = ácido carbônico (H2CO3).
 Fórmula da base conjugada: CO3-2.
 HCO3– (ácido 1) + H2O (base 2) = CO3–2 (base 1) + H3O+ (ácido 2).
b) 
 Informação do problema: [OH–] = 2,5 x 10–7 mol.L–1
 Sabendo que o valor do pOH é definido como pOH = – log [OH–], temos:
 pOH = – log [OH–]
 pOH = – log [2,5 x 10–7]
 pOH = – log [25/10 x 10–7]
 pOH = – log [25 x 10–8]
 pOH = – log [5² x 10–8]
 pOH = – [log 5² + log 10–8]
 pOH = – [2 x log 5 + log (10–8)]
 pOH = – [(2 x 0,70) – 8] 
 pOH = – (1,40 – 8)
 pOH = 6.60
 Sendo o pH + pOH =14, o valor do pH para esta solução é a seguinte: pH + 6,60 = 14
 pH = 7,40. 
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 349
10. 
– Equação de dissociação iônica do hidróxido de cádmio: Cd(OH)2 = Cd+2(aq) + 2 OH–(aq)
1 mol de Cd(OH)2 ----- 1 mol de Cd+2 ---------- 2 mol de OH–
2,0 x 10–5 mol.L–1 ------ [Cd+2] ------------------- [OH–]
[Cd+2] = 2,0 x 10–5 mol.L–1
[OH-] = 4,0 x 10–5 mol.L–1
– Expressão e cálculo do produto de solubilidade (Kps):
Kps = [Cd+2] x [OH–]²
Kps = [2,0 x 10–5] x [4,0 x 10–5]²
Kps = 3,20 x 10–14.
11. 
– Fórmula estrutural do ácido etanóico: H3C C OH
O
 
– Fórmula molecular do ácido etanoico: C2H4O2
– Reação de ionização do ácido etanoico: C2H4O2 + H2O = C2H4O– + H3O+
– Base de cálculo: n (mol) de ácido acético.
H3C C
O
O H
+ H2O H3C C
O
O
+ H3C–
Início da reação n 0 0
Reage n.α n.α n.α
Equilíbrio (n – n.α) / v (n.α) / v (n.α) / v
 M – Mα Mα Mα
– Cálculo da concentração de [H3O+] no equilíbrio: 
pH = – log[H3O+]
3 = – log[H3O+]
[H3O+] = 10–3 mol.L–1
– Cálculo da concentração de [H3O+] (o quanto reagiu): 
1 mol de ácido etanoico ---------- 1 mol de H3O+
0,10 mol.L–1 ------------------------ [H3O+]
[H3O+] = 0,10 mol.L–1.
– Cálculo do grau de ionização: 
[H3O+] = Mα
α = 10–3 mol.L–1 / 10–1 mol.L–1 = 10–2 (1%)
α = 1%.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI350
– Cálculo da concentração molar do etanoato (no equilíbrio): 
1 mol de etanoato ---------- 1 mol de H3O+
[etanoato] ------------------- 10-3 mol.L–1 (H3O+)
[etanoato] = 10–3 mol.L–1 
Sabendo que a concentração comum é definida como: 
C = M x <MM> = 10–3 mol.L–1 x 59 g.mol–1 = 0,059 g.L–1.
12. 
a) 
 NH4OH = hidróxido de amônio
 Base de cálculo: M (mol.L–1) de hidróxido de amônio na etapa inicial
 NH4OH → NH4+ + OH–
 Início M 0 0
 Reage Mα Mα Mα 
 Equilíbrio M – Mα Mα Mα
 – Expressão da constante de equilíbrio para o hidróxido de amônio: 
 Ka = [NH4+] x [OH–] / [NH4OH]
 Ka = [Mα] x [Mα] / [M – Mα]
 Para bases fracas, α <5%, temos que Ka = Mα².
 – Cálculo do grau de dissociação: 
 Ka = M.α².
 2,0x10−5 = 0,05 x α².
 α = 0,02
 – Cálculo da concentração hidroxila:
 [OH–] = Mα = 0,05 x 0,02 = 10–3 mol.L–1.
 – Cálculo do pOH e pH:
 Sabendo que o valor do pOH é definido como: pOH = – log [OH–], temos:
 pOH = – log [OH–]
 pOH = – log [1.0 x 10–3]
 pOH = 3
 Sendo o pH + pOH =14, a 25°C, o valor do pH para esta solução é a seguinte:
 pH + 3 = 14
 pH = 11. 
b) 
 O nome da forma geométrica da molécula é do tipo piramidal e sua ligação interatômica é do tipo