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Capitulo - XI - EQUILIBRIO_IONICO

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0,01 mol.L–1 = massa / {(40) x 0,20}
Massa = 0,01 mol.L–1 x 40 g.mol–1 x 0,20 L
Massa = 0,08 g.
16. D.
– Cálculo do pH a 25°C: 
pH = – log[H+]
pH = – log[10–8]
pH = – (– 8)
pH = 8.
– Cálculo do pOH a 25°C: 
pH + pOH = 14
pOH = 14 – 8
pOH = 6
17. C.
– Cálculo da concentração hidrogeniônica final com a adição de água: 
[H+]i x Vi = [H+]f x Vf 
10–2 mol.L–1 x 30 mL = [H+]f x (30 mL + 270 mL)
[H+]f = 10–3 mol.L–1
– Cálculo do pH a 25°C: 
pH = – log[H+]
pH = – log[10–3]
pH = – (– 3)
pH = 3.
18. C.
– Cálculo da concentração de [H+]: 
pH = – log[H+] 
3 = – log[H+] 
[H+] = 10–3 mol.L–1
[H+] = 10–3 mol.L–1 . {1 L / 1 dm³} . {1 dm³ / 10-3 m³} = 1, mol.m–³.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 363
19. E.
Através do enunciado, temos as seguintes afirmativas:
• Em meio básico (solução aquosa de NaOH) o meio fica azul;
• Em meio ácido (solução aquosa de HNO3) o meio fica vermelho;
• Para a solução adquirir coloração azul, precisamos de uma solução com caráter básico.
a) 
 NaCl (cloreto de sódio) = Formado por ácido forte e base forte. NÃO ocorre hidrólise.
b) 
 C6H5COOH = ácido benzoico = não ocorre hidrólise.
c) 
 NH4Cl (cloreto de amônio) = sal formado a partir de uma base fraca e um ácido forte. Uma solução 
aquosa de cloreto de amônio apresenta pH < 7, a 25°C.
d) 
 K2SO4 (sulfato de potássio) = Formado por ácido forte e base forte. NÃO ocorre hidrólise.
e) 
 KOH = hidróxido de potássio = não ocorre hidrólise.
20. E.
– Analisando a solução A:
Massa de KOH = 2,244 g.
Volume = 200 mL = 0,20 L.
• Cálculo da concentração molar do KOH: M = (2,244) / {(39 + 16 + 1) x 0,20 L} = 0,20 mol.L–1.
• Reação de ionização do hidróxido: KOH (aq) → K+(aq) + OH–(aq) 
KOH (aq) → K+(aq) + OH-(aq)
1 mol de KOH (aq) ---------- 1 mol de OH–(aq)
0,20 mol.L–1 ------------------- [OH–] 
[OH–] = 0,20 mol.L–1.
– Analisando a solução B:
Massa de H2SO4 = 3,185 g.
Volume = 100 mL = 0,10 L.
• Cálculo da concentração molar do H2SO4: M = (3,185) / {(98) x 0,10 L} = 0,20 mol.L–1.
• Equação de dissociação iônica do ácido sulfúrico: H2SO4 (aq) → 2 H+(aq) + SO4–2(aq) 
H2SO4 (aq) → 2 H+(aq) + SO4–2(aq) 
1 mol de H2SO4 (aq) --------- 2 mol de H+(aq) 
0,325 mol.L–1 ------------------ [H+] 
[H+] = 0,65 mol.L–1.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI364
– Analisando a solução C:
Massa de NaOH = 1,2 g.
Volume = 200 mL = 0,20 L.
• Cálculo da concentração molar do NaOH: M = (1,2) / {(40) x 0,20 L} = 0,15 mol.L–1.
• Equação de dissociação iônica do hidróxido de sódio: NaOH (aq) → Na+(aq) + OH–(aq) 
NaOH (aq) → Na+(aq) + OH–(aq) 
1 mol de NaOH (aq) ---------- 1 mol de OH–(aq)
0,15 mol.L–1 -------------------- [OH–] 
[OH–] = 0,15 mol.L–1.
– Cálculo do número de mol de OH–: n(OH–) = [OH–]A . VA + [OH–]C . VC = 0,20 x 0,20 + 0,15 x 0,2 = 0,070 mol de 
OH–
– Cálculo do número de mol de H+: n(H+) = [H+]B . VB = 0,65 x 0,10 = 0,065 mol de H+
Há um excesso de: 0,070 – 0,065 = 0,005 mol de OH-.
– Determinação do volume final: VF = 100 mL + 200 mL + 200 mL = 500 mL.
– Cálculo do concentração molar de OH–: M = n(OH-) / VF = 0,005 mol / 0,50 L = 0,01 mol.L–1
– Cálculo do pH (supondo a 25°C): 
pOH = – log[OH–]
pOH = – log[10–2]
pOH = – (– 2)
pOH = 2.
pH + pOH = 14
pH = 14 – 2 = 12.
21. C.
– Fórmula estrutural do ácido etanóico: H3C C OH
O
 
– Fórmula molecular do ácido etanoico: C2H4O2
– Reação de dissociação iônica do ácido etanoico: C2H4O2 + H2O = C2H4O- + H3O+
– Base de cálculo: n (mol) de ácido acético.
C2H4O2 + H2O = C2H4O– + H3O+
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
– Expressão da constante de equilíbrio do ácido acético: 
Ka = [C2H4O–] . [H3O+] / [C2H4O2]
Ka = {[Mα] . [Mα]} / [M – Mα]
Ka = {[Mα] . [Mα]} / M (1 – α) = M².α² / M (1 – α) = M.α²/(1 – α)
Como o ácido acético é um ácido fraco (α < 5%), 1 – α → 1, logo: Ka = Mα²
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 365
– Cálculo do grau de ionização (α): 
Ka = Mα²
10-5 = 10–1.α²
α² = 10–4
α = 10–2
– Cálculo da concentração molar (mol.L–1) de etanoato (C2H4O–) no equilíbrio: 
[C2H4O–] = M.α = 0,1 mol.L–1 . 10–2 = 10–3 mol.L–1.
[C2H4O–] = 10–3 mol.L–1.
22.
a) 
 – Equação química de neutralização: HCl + NaOH → NaCl + H2O
 – Determinação do reagente em excesso e do reagente limitante:
 Cálculo do número de mol do ácido clorídrico: nácido = M x v = 0,01 mol.L–1 x 0,10 L = 1 x 10–3 mol.
 Cálculo do número de mol do hidróxido de sódio: nbase = M x v = 0,01 mol.L–1 x 0,105 L = 1,05 x 10–3 mol.
 Comparando o número de mol do ácido e da base, observa-se que: nbase > nácido.
 – Base = excesso
 – Ácido = limitante.
 – Cálculo do número de mol da base em excesso:
 nexcesso = nbase – nácido = 1,05 x 10–3 mol – 1,00 x 10–3 mol = 0,05 x 10–3 mol.
 – Cálculo da concentração molar da base em excesso: 
 Vsolução = Vbase + Vácido = 100 mL + 105 mL = 205 mL.
 Mbase = nexcesso / Vsolução.
 Mbase = 0,05 x 10–3 mol / 205 x 10–3 L = 2,44 x 10–4 mol.L–1.
b) 
 – Cálculo da concentração molar de hidroxila:
 NaOH(aq) → Na+(aq) + OH–(aq)
 1 mol de NaOH(aq) ---------- 1 mol de OH–(aq)
 2,44 x 10–4 mol.L–1 ---------- [OH–]
 [OH–] = 2,44 x 10–4 mol.L–1.
 – Cálculo do pOH, a 25°C:
 pOH = – log[OH-]
 pOH = – log[2,44 x 10–4]
 pOH = – {log(2,44) + log(10–4)}
 pOH = – {0,39 – 4}
 pOH = 3,61
 
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI366
 – Cálculo do pH a 25°C: 
 pH + pOH = 14
 pH + 3,61 = 14
 pH = 10,39.
23. 
– Fórmula molecular do ácido nítrico: HNO3.
– Equação química de dissociação iônica do ácido nítrico: HNO3(aq) → H+(aq) + NO3–(aq)
– Cálculo da concentração de [H+]: 
pH = – log[H+] 
3 = – log[H+] 
[H+] = 10–3 mol.L–1
– Cálculo da concentração molar do ácido nítrico: 
HNO3(aq) → H+(aq) + NO3–(aq)
1 mol de HNO3(aq) ---------- 1 mol de H+(aq) 
[HNO3] ----------------------- 10-3 mol.L–1
[HNO3] = 10–3 mol.L–1
– Cálculo da massa de ácido nítrico: 
[HNO3] = 10–3 mol.L–1 = massa /(<MM> x vsolução)
mHNO3 = [HNO3] = 10–3 mol.L–1 x 63 g.mol–1 x 1000 L = 63 g.
24. C.
– Equação química de dissociação iônica do hidróxido de magnésio: Mg(OH)2(s) → Mg+2(aq) + 2OH–(aq) 
– Equação do produto de solubilidade: 
Mg(OH)2(s) → Mg+2(aq) + 2OH-(aq)
1 mol de Mg(OH)2(s) ---------- 1 mol de Mg+2(aq) ---------- 2 mol de OH–(aq)
Kps = [Mg+2]. [OH–]²
– Relação matemática do produto de solubilidade (Kps) com a solubilidade (S): Kps = 4S³
Kps = 4S³
4S³ = 9 x 10–12
S = {(9 x 10–12) / 4 }1/3.
25. E.
Quanto maior [H3O+] e [RCOO–] maior será o valor da constante de ionização do ácido (Ka), consequentemente 
maior a força do ácido. De um modo geral, a força de um ácido depende do grupo ligado a carboxila. Se o 
grupo for elétron-atraente (ex: F, Cl, Br, I, NO2, OH), aumenta a acidez.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 367
26. 
a) 
 Fórmula molecular do ácido clorídrico: HCl.
 – Equação química de dissociação iônica do HCl: 
 HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq) 
 – Cálculo da concentração molar de íons H+: 
 HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq) 
 1 mol de HCl ---------- 1 mol de H+(aq)
 10-2 mol.L–1 ------------ [H+]
 [H+] = 10–2 mol.L–1
b) 
 Cálculo do pH a 25°C:
 pH = – log[H+]
 pH = – log[10–2]
 pH = 2
27. 
a) 
 Equação química de neutralização: ácido + base → sal + água. 
 2 HCl (aq) + Mg(OH)2 (aq) → MgCl2(aq) + H2O(l)
 – Cálculo do pH: [HCl] = [H+] = 0,01 mol.L–1.
 pH = – log[H+]
 pH = – log[10–2]
 pH = 2
b) 
 2 HCl (aq) + Mg(OH)2 (aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
 2 mol de HCl (aq) ---------- 1 mol de Mg(OH)2 
 na ----------------------------- nb
 na = 2 x nb
 Ma x Va = 2 x Mb x Vb 
 0,01 mol.L–1 x 100 mL = 2 x 0,04 mol.L–1 x Vb
 Vb = 12,5 mL.
28. 
a) Nomenclatura do sal BaSO4: Sulfato de bário.
b) Equação química de dissociação iônica do sulfato de bário: BaSO4 (s) → Ba+2(aq) + SO4-2(aq) 
– Equação do produto de solubilidade: 
BaSO4 (s) → Ba+2(aq) + SO4–2(aq) 
1 mol de BaSO4 ----- 1 mol de Ba+2 ----- 1mol de SO4–2(aq) 
Kps = [Ba+2]. [SO4–2]
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Equilíbrio Iônico