Capitulo - XI - EQUILIBRIO_IONICO

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PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 325
EQUILÍBRIO IÔNICO
 Neste tipo de equilíbrio, serão abordadas soluções aquosas tanto de ácidos quanto bases, que também são 
encontradas em situação de equilíbrio, definido como equilíbrio iônico.
 Ácidos: HA(aq) = H+(aq) + A–(aq)
 Bases: BOH(aq) = B+(aq) + OH–(aq)
 Esse fenômeno é chamado de reação de ionização.
 Exemplo I: HCl + H2O = H3O+ + Cl–
 Exemplo II: HCN + H2O = H3O+ + CN–
 Expressões das constantes de equilíbrio correspondem às suas constantes de ionização, que, nos ácidos, 
são representadas por KA (constante dos ácidos) e para as bases como KB (constante das bases).
[ ]
[ ]
A
A
H Cl
Expressão da constante do ácido clorídrico : K
HCl
H CN
Expressão da constante do ácido cianídrico : K
HCN
+ −
+ −
      =
      =
 
 Em equilíbrios aquosos, a água (H2O(l)) apresenta concentração molar mol.L–1 constante e, por esse motivo, 
não participa da expressão da constante de equilíbrio dos ácidos.
 Observando as expressões acima, podemos perceber que, quanto maior a concentração de íons, maior 
será o valor de sua constante, logo o ácido será o mais forte. 
 Conforme já estudado no capítulo de funções inorgânicas, o ácido clorídrico é um ácido do tipo hidrácido 
mais forte do que o ácido cianídrico (HCN). Logo, a constante de ionização do HCl é maior que do HCN.
 Sendo assim, o ácido clorídrico tem uma tendência maior de liberar íons H+ em solução com relação ao 
ácido cianídrico. Em outras palavras, o ácido clorídrico é mais forte (muito ionizável) que o HCN. (FELTRE, R.; 
2004)
 Resumidamente temos a seguinte tabela mostrada a seguir:
Valor de KA Ácido Base conjugada
ALTO FORTE FRACA
BAIXO FRACO FORTE
 
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI326
Quando o ácido apresenta mais de 1 hidrogênio ionizável, podemos escrever cada constante de acidez para 
cada etapa de ionização, como é mostrado abaixo, para um ácido com dois hidrogênios ionizáveis.
Equilíbrio iônico Expressão da constante
Valor da 
constante
2 4 4H SO H HSO
+ −↔ + [ ]
4
1
2 4
H HSO
K
H SO
+ −   ⋅   = ~ 103
2
4 4HSO H SO
− + −↔ +
2
4
2
4
H SO
K
HSO
+ −
−
   ⋅   =
  
1,2 x 10–2
 Se o ácido tiver mais de dois, o processo é idêntico até o último hidrogênio ionizável. Porém, o valor da 
constante sempre é maior para o primeiro hidrogênio ionizável. 
 Assim como existe a constante dos ácidos, também existe a constante de ionização das bases, representada 
pela expressão KB.
[ ]
4
3 2 4 b
3
NH OH
NH H O NH OH K
NH
+ −
+ −
   ⋅   + ↔ + =
 
 Lei de diluição de Ostwald
 Este químico russo-germânico deduziu pela primeira vez uma expressão matemática relacionando a 
concentração molar com o grau de ionização (α) de uma solução ácida ou básica. 
 Considere a reação de ionização de um monoácido do tipo HA: HA(aq) = H+(aq) + A–(aq)
[HA] [H+(aq)] [A–(aq)]
Início n 0 0
Reagiu – nα + nα + nα
Equilíbrio n–nα nα nα
 Substituindo os valores das concentrações na expressão da constante de equilíbrio, temos:
2
A
n n
M² ² MV VK n(1 ) M.(1 ) 1
V
α α
⋅ α α
= = =
−α −α −α
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 327
 Conclusão desta lei: Uma diluição provoca um aumento do grau de ionização. Quando temos ácidos e bases 
fracos (ionização menor que 5%), os denominadores dos monoácidos e das monobases são considerados 
aproximadamente iguais a 1, e a expressão do ácido e da base ficam expressas da seguinte maneira:
2
A BK M. K M. ²
H M. OH M.+ −
= α = α
   = α = α   
 Para as bases:
 Considere a reação de ionização de um monoácido do tipo X(OH): X(OH)(aq) = X+(aq) + OH–(aq)
 
[X(OH)] [X+(aq)] [OH–(aq)]
Início n 0 0
Reagiu – nα + nα + nα
Equilíbrio n–nα nα nα
 Substituindo os valores das concentrações na expressão da constante de equilíbrio, temos:
2
B
n n
M² ² MV VK n(1 ) M.(1 ) 1
V
α α
⋅ α α
= = =
−α −α −α
 Equilíbrio iônico da água (Kw)
 Considere 1 L de água pura. A massa de água nele presente é 1 kg. Sabendo que a massa molecular da água 
é de 18 g.mol–1, podemos então calcular a concentração molar que é dada por:
[ ] = = =
× ×
H2O
2
H2O solução
m 1000H O 55,56 mol / L
MM V 18 1
 Como geralmente a água reage com substâncias de concentração muito menor que a sua, então 
consideramos a sua variação de concentração como sendo constante. 
 Reação de autoionização da água: 2 (l) 2 (l) 3 (aq) (aq)H O H O H O OH
+ −+ ↔ + , cuja constante é dada por:
[ ] [ ]
3
C C 2 3
2
W 3
H O OH
K K H O H O OH
H O
K H O OH
+ −
+ −
+ −
   ⋅       = → ⋅ = ⋅   
   = ⋅   
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI328
 Essa nova constante KW recebe o nome de produto iônico da água, onde w é a letra da palavra water (água 
em inglês). Na equação da constante da água, vemos que a proporção de hidrônios e hidroxônio são de 1:1, 
sendo assim Kw = [H3O+]² e [H3O+] = [OH–]. A partir desta relação podemos chegar à seguinte conclusão:
Meio Condição
Neutro [H3O+] = [OH–]
Ácido [H3O+] > [OH–]
Base [H3O+] < [OH–]
 A tabela abaixo mostra a variação da constante de equilíbrio da água para diferentes temperaturas.
Temperatura (°C) KW
10 0,29×10–14
20 0,68×10–14
25 1,00×10–14
30 1,47×10–14
40 2,92×10–14
 
 A partir de agora, sempre nos referiremos ao valor de constante de equilíbrio da água a 25°C, como sendo 
respeitada a seguinte relação:
 [H3O+] x [OH–] = 1,0 x 10–14
 [OH–] ↑ implica em [H+] ↓
 Kw constante = 10–14. 
 Escalas de pH e pOH
 Essa escala é uma maneira mais prática de indicar a acidez ou basicidade de um determinado meio aquoso.
 Potencial hidrogeniônico: pH = –log[H3O+] 
 Potencial hidroxiliônico: pOH = – log[OH–]
 Assim sendo, temos:
Meio neutro Meio ácido Meio básico
[H+]= 10–7 mol/L [H+] > 10–7 mol/L [H+] < 10–7 mol/L
[OH–]= 10–7 mol/L [OH–] < 10–7 mol/L [OH–] > 10–7 mol/L
pH = 7 pH< 7 pH > 7
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 329
pOH = 7 pOH > 7 pOH < 7
[H+] . [OH–] = 10–14 pH + pOH = 14
 Constante de Produto de Solubilidade (Kps)
 A solubilidade de uma substância, num determinado solvente, a uma dada temperatura, pode ser 
determinada pelo seu produto de solubilidade (KPS).
 Quando adicionamos determinado sólido em uma quantidade de solvente insuficiente para dissolvê-
lo, forma-se uma solução saturada com corpo de chão, cuja quantidade não se altera, pois a velocidade de 
dissolução (vd) é igual à velocidade de precipitação (vp), tendo assim um equilíbrio dinâmico. (MOORE, W. J., 
1976).
Vd Vp
 Exemplo: Analisando uma amostra de cloreto de prata – AgCl.
 
+ −= +
 
(s) (aq) (aq)
corpo de chão formam a solução saturada
AgCl Ag Cl
 A constante de equilíbrio é dada por: 
 
[ ] [ ]
SK ou PS
constante
S
Ag Cl
K K AgCl Ag Cl
AgCl
K Ag Cl
+ −
+ −
+ −
   ⋅       = ⇒ = ⋅   
   = ⋅   


 Note que a parte sólida não entra no cálculo da constante e esta varia com a temperatura. 
 Relação matemática entre a constante de produto de solubilidade com a solubilidade:
 Exemplo: Considere agora o Ca3(PO4)2, no estado sólido. 
 A solubilidade será dada por:
 Equação química:
 
+ −= +
 
2 2
(s) (aq) 4(aq)
corpo de chão formam a solução saturada
Ca3(PO4)2 3Ca 2PO
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI330
Ca3(PO4)2 3 Ca+2(aq) 2 PO4–3(aq) 
Início Quantidade inicial 0 0
Reagiu S 3S 2S
Equilíbrio Sobra 3S 2S
 
 Kps = [Ca+2]³.[PO4-3]²
 Kps = (3.S)³ . (2.S)² = 108.S5
 Logo, a relação do produto de solubilidade com a solubilidade do fosfato de cálcio é dada pela seguinte 
relação matemática: Kps = 108.S5 .
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 331
Exercícios – Fixação
01. (ITA) 
Considere o produto de solubilidade (Kps), a 25°C, das substâncias I, II e III:
I. Ca(OH)2; Kps = 5,0 x 10–6
II. Mg(OH)2; Kps = 5,6 x 10–12
III. Zn(OH)2; Kps = 3,0x 10–17
Assinale a opção que contém a ordem correta da condutividade térmica elétrica, à temperatura de 25oC, de 
soluções aquosas não saturadas, de mesma concentração, dessas substâncias.
a) I < II < III
b) I = II = III
c) II < I < III
d) III < I < II
e) III < II < I
02. (ITA) 
Qual será o pH de uma solução em que a concentração de íons H+ é igual a 2,0 x 10–4 mol.L–1?
a) 2,4
b) 3,0
c) 3,7
d) 4,0
e) 4,3
03. (ITA) 
Calcule a solubilidade do cloreto de prata, sabendo que seu produto de solubilidade é 1,80 x 10–10. 
04. (ITA) 
Determine a massa de hidróxido de potássio que deve ser dissolvida em 0,500 ml de água para que a solução 
resultante tenha um pH ≈ 13, a 25°C. 
05. (ITA) 
Juntando 1,0 litro de uma solução aquosa de HCl, com pH = 1,0, a 10 litros de uma solução aquosa de HCl, com 
pH = 6,0, qual das opções a seguir contém o valor do pH que mais se aproxima do pH de 11,0 litros da mistura 
obtida?
a) pH ≈ 0,6
b) pH ≈ 1,0
c) pH ≈ 2,0
d) pH ≈ 3,5
e) pH ≈ 6,0
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI332
06. (ITA – 2005) 
Utilizando os dados fornecidos na tabela a seguir, é CORRETO afirmar que o produto de solubilidade do sulfito 
de sódio em água, a 15°C, é igual a:
Substância Solubilidade (g soluto/100 g H2O)
ZnS 0,00069
ZnSO4 . 7 H2O 96
ZnSO3 . 2 H2O 0,16
Na2S . 9 H2O 46
Na2SO4 . 7 H2O 44
Na2SO3 . 2 H2O 32
a) 8 x 10–3
b) 1,6 x 10–2
c) 3,2 x 10–2
d) 8
e) 32
07. 
No laboratório, há 0,25 mg de brometo de cálcio que se dissolve em 550 mL de água a uma temperatura 
ambiente. Calcule o produto de solubilidade deste sal nesta temperatura. 
08. (ITA) 
Uma solução aquosa saturada em fosfato de estrôncio [Sr3(PO4)2] está em equilíbrio químico à temperatura 
de 25°C, e a concentração de equilíbrio do íon estrôncio, nesse sistema, é de 7,50 x 10–7mol.L–1. Considerando-
se que ambos os reagentes (água e sal inorgânico) são quimicamente puros, assinale a alternativa CORRETA 
com o valor do pKps (25°C) do Sr3(PO4)2.
a) 7,0 
b) 13,0 
c) 25,0 
d) 31,0 
e) 35,0
09. (UERJ – 2001) 
O controle do pH do sangue humano é um processo complexo que envolve o cérebro, os pulmões e os rins. 
Neste processo, o íon hidrogenocarbonato desempenha uma importante função tamponante.
a) Em relação ao íon hidrogenocarbonato, escreva o nome da espécie química que desempenha o 
papel de seu ácido conjugado e indique a fórmula de sua base conjugada.
b) Considerando as condições ambientes e a concentração hidroxiliônica equivalente a 2,5 x 10–7 
mol.L–1, calcule o pH do sangue humano. Utilize log5 igual a 0,70.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 333
10. (UERJ – 2008) 
Em meio básico, o íon metálico do cádmio forma o hidróxido de cádmio, pouco solúvel na água. Sabendo que, 
a 25°C, a solubilidade do hidróxido de cádmio é aproximadamente de 2×10–5 mol × L–1, determine a constante 
de seu produto de solubilidade.
11. (UERJ – 2001) 
O etanoico é uma substância de largo emprego na indústria de alimentos, seja como conservante, 
seja para consumo na forma de vinagre. Uma solução de etanoico 0,1 mol.L–1 apresenta um pH de, 
aproximadamente, 3. Considerando as condições ambientes, calcule o valor do grau de ionização do 
etanoico e a concentração de íons etanoato no estado de equilíbrio, em g.L–1.
12. (UERJ – 2002) 
A amônia anidra é um gás incolor de odor intenso. Quando dissolvida em água, recebe o nome de hidróxido 
de amônio.
a) Calcule o pH da solução de hidróxido de amônio 0,05 mol.L–1, nas condições ambientes. Considere, 
em seu cálculo, o valor da constante de ionização da amônia igual a 2,0x10−5 e despreze a 
autoionização da água.
b) Escreva o nome da forma geométrica da molécula da amônia e classifique o tipo de ligação 
interatômica nela presente, a partir da diferença de eletronegatividade.
13. (UERJ – 2004) 
O magnésio e o alumínio, metais de baixa densidade, muito empregados em ligas metálicas de aplicação 
industrial, apresentam algumas propriedades químicas semelhantes, como a formação de hidróxidos pouco 
solúveis.
a) Escreva a equação química completa e balanceada da reação de oxirredução entre o magnésio 
metálico e o cátion alumínio em solução aquosa.
b) A solubilidade do hidróxido de magnésio em água, a temperatura ambiente, é igual a 5,0 x 10–4 
mol.L–1. Calcule o produto de solubilidade deste composto.
14. (UFF – 2003) O Princípio do Produto de Solubilidade estabelece que o valor do Kps de um eletrólito pouco 
solúvel é constante em temperatura fixa para a solução saturada do eletrólito. Sabendo-se que a solubilidade 
do fluoreto de cálcio (CaF2) em água, a 25oC, é 1,7 x 10–3 g por 100 mL, determine:
a) a solubilidade molar do fluoreto de cálcio;
b) o valor da constante do produto de solubilidade Kps do composto a 25oC.
15. (UERJ – 2010) 
O íon cianeto é extremamente tóxico ao ser humano devido à sua capacidade de se combinar com o ferro 
presente na hemoglobina, impedindo o transporte de oxigênio para o sangue. A equação química a seguir 
representa um processo de remoção desse íon de águas poluídas.
2 CN– + 5 Cl2 + 8 OH– → 2 CO2 + N2 + 10 Cl– + 4 H2O
Em um tanque contendo um volume de solução aquosa de hidróxido de sódio igual a 1000 litros, foram 
adicionados 25 mol de cianeto e cloro em quantidade suficiente para completar a reação. Admitindo-se que 
toda a base e o cianeto foram consumidos, calcule o pH inicial da solução aquosa de hidróxido de sódio e 
indique as fórmulas químicas dos compostos apolares formados no processo.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI334
16. (UERJ – 2011) 
Metais nobres têm como característica o fato de serem pouco reativos. A platina, por exemplo, somente 
reage em presença de uma mistura de ácidos clorídrico e nítrico, conforme mostra a equação química não 
balanceada a seguir:
HCl(aq) + HNO3(aq) + Pt(s) → H2O(l) + PtCl4(aq) + NO(g)
Em um experimento, 1,17g de platina foram consumidos em conjunto com os reagentes ácidos, totalmente 
ionizados, em uma solução de volume igual a 3,2 litros. Calcule o pH inicial da solução e escreva a semirreação 
que representa o processo de oxidação.
17. (UERJ) 
Considerando as condições ambientais e a concentração hidroxiliônica equivalente a 2,5 x 10–7 mol.L–1, calcule 
o pH do sangue humano. Utilize log 5 = 0,70.
18. (ENEM – 2012) 
Uma dona de casa acidentalmente deixou cair na geladeira a água proveniente do degelo de um peixe, o que 
deixou um cheiro forte e desagradável dentro do eletrodoméstico. Sabe-se que o odor característico de peixe 
se deve às aminas e que esses compostos se comportam como bases. Na tabela são listadas as concentrações 
hidrogeniônicas de alguns materiais encontrados na cozinha, que a dona de casa pensa em utilizar na limpeza 
da geladeira.
Material Concentração de H3O+ (mol/L)
Suco de limão 10–2
Leite 10–6
Vinagre 10–3
Álcool 10–8
Sabão 10–12
Carbonato de sódio/barrilha 10–12
Dentre os materiais listados, quais são apropriados para amenizar esse odor? 
a) Álcool ou sabão. 
b) Suco de limão ou álcool. 
c) Suco de limão ou vinagre. 
d) Suco de limão, leite ou sabão. 
e) Sabão ou carbonato de sódio/barrilha.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 335
19. (UFF – 1997) 
Considere 100,0 mL de solução de ácido clorídrico que contém 1,25 g de HCl.
Dados:
Log 2 = 0,30
Log 3 = 0,48
Calcule:
a) a concentração de H3O+;
b) o pH da solução. 
20. (UFF – 1996) 
Duas soluções A e B têm, respectivamente, pH = 2 e pH = 3. Assim sendo, a relação [H+ ]A / [H+ ]B será:
a) 2/3
b) 10
c) 3/2
d) 102
e) 10–2
21. (UERJ – 1997) 
Na “guerra” do mercado de sabonetes infantis, é comum a expressão: pH neutro não agride a pele do bebê. 
Esta frase estará quimicamente correta quando o valor do pH, a 25°C, for igual a:
a) 14
b) 10
c) 7
d) 0
22. (UERJ – 1998) 
O cheiro característico do peixe é causado por uma substância orgânica denominada metilamina, de fórmula 
H3C – NH2. O caráter básico dessa substância está indicado no seguinte sistema em equilíbrio:
1
3 2 2 3 32
H C NH H O H C NH OH+−→− + − +←
A sabedoria popular recomenda que, logo após o manuseio do peixe, se use limão para remover o cheiro que 
ficou nas mãos. 
a) Considerando que, antes do uso do limão, a concentração de íons OH– no equilíbrio era de 
10–5 mol.L–1, a 25°C, calcule o pH do meio.
b) Aplicando o princípio de Le Chatelier, apresente uma justificativa para a eliminação do cheiro de 
peixe pelo uso de limão.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI336
23. (UERJ – 2000) 
A tabela abaixo apresenta as informações contidas nos rótulos de oito frascos de diferentes soluções aquosas:
Fórmula do soluto Concentração
H2SO4 0,1 mol.L–1
CH3COONa 0,1 mol.L–1
HCl 0,1 mol.L–1
NaOH 0,2 mol.L–1
CH3COOH 6,0 g.L–1
Ba(OH)2 0,01 mol.L–1
NaCl 25 g.L–1
HNO3 6,3 g.L–1
Todas as soluções encontram-se nas condições ambientais e os ácidos e as bases fortes estão completamente 
ionizados.
a) Escreva as fórmulas dos dois solutos cujas soluções, ao serem misturadas, podem formar uma 
solução tampão e o nome do único soluto cuja solução apresenta caráter neutro.
b) Calcule o pH da solução resultante da mistura de 700 mL da solução de ácido clorídrico com 
300 mL da solução de hidróxido de sódio.
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Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 337
Exercício – Medicina
01. (Souza Marques – 2011 – Primeiro semestre) 
A 25°C, o produto de solubilidade do hidróxido de cálcio é igual a 4x10–6. Chamando-se de s1 e s2, 
respectivamente, as solubilidades desse hidróxido em água e em uma solução aquosa de hidróxido de 
potássio de concentração igual a 0,2 mol.L–1, a razão entre s1 e s2 será igual a:
a) 0,01
b) 1
c) 10
d) 100
e) 1000
02. (Souza Marques – 2012 – Primeiro semestre) 
O cobre é um metal resistente ao ataque de diversos ácidos de Arrhenius. Entretanto, quando tratado com 
solução aquosa diluída de ácido nítrico, esse metal não oferece resistência, sendo oxidado de acordo com a 
equação a seguir: 3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l). Em um recipiente contendo 
2,4 litros de solução aquosa diluída de ácido nítrico foram adicionados 57,15 miligramas de cobre metálico 
puro. Admitindo-se que o cobre e o ácido (completamente ionizado) foram totalmente consumidos na reação, 
assinale a alternativa correspondente ao valor do pH da solução ácida antes de iniciar a reação.
a) 12
b) 11
c) 4
d) 3
e) 2
03. (Souza Marques – 2014 – Primeiro semestre) 
O quadro a seguir fornece informações sobre duas soluções aquosas encontradas sobre a bancada de um 
laboratório.
Solução Soluto [Soluto] (mol.L–1)
Y KOH 1,09 x 10–2
Z HNO3 1,00 x 10–3
Misturando-se, a 25°C, em um mesmo recipiente, 2,00 mL da solução Y, 1,80 mL da solução Z e 196,20 mL de 
água destilada, o pH da solução resultante será igual a:
a) 10,0
b) 9,0
c) 8,0
d) 4,0
e) 3,0
04. (Faculdade de Medicina de Petrópolis – 2012)
SOLUÇÃO – TAMPÃO
 É o tipo de solução em que o pH tende a permanecer o mesmo após a adição de ácidos ou bases fortes. 
As soluções–tampão têm grande importância em processos biológicos. Os fluidos que existem em nosso 
corpo são todos tamponados. Por isso, o conhecimento das soluções-tampão torna-se importante para os 
profissionais de saúde. Suponha que o médico responsável receba as seguintes informações da análise de um 
paciente:
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI338
Solução [H+] (mol.L–1) pH
sangue venoso 4,0x10–8 x
urina 1,0x10–6 y
suco gástrico 1,0x10–2 z
Na interpretação dos resultados fornecidos pelo laboratório, os valores de x, y e z são, respectivamente: 
Dado: log 4 = 0,60.
a) 7,4; 6,0; 2,0
b) 7,4; 8,2; 2,5
c) 6,0; 7,8; 2,5
d) 6,0; 7,8; 2,0
e) 4,8; 6,0; 2,0
05. (Faculdade Gama Filho – medicina – 2011) 
Um frasco contém 250 mL de uma solução preparada pela dissolução de 0,10 gramas de NaOH em água. Uma 
alíquota de 25,00 mL dessa solução foi diluída a 250 mL. Qual o pH da solução resultante após a diluição?
a) 8
b) 9
c) 10
d) 11
e) 12
06. (Faculdade Gama Filho – medicina – 2011) 
A 100 mL de uma amostra de fluido de bateria (solução aquosa de ácido sulfúrico) foram adicionados 800 
mL de solução aquosa de NaOH 0,050 mol.L–1, e o volume final completado a 1000 mL com água destilada. 
A solução resultante apresentou pH = 12. Com base nessas informações, a concentração de ácido (mol.L–1) na 
amostra original de fluido de bateria é:
a) 0,010
b) 0,025
c) 0,050
d) 0,15
e) 0,125
07. (Universidade São Francisco – Medicina – Vestibular de inverno – 2013) 
O pH de uma solução é dado pela relação pH = log10 (1/[H+]), na qual [H+] corresponde à concentração de 
hidrogênio, em íons-grama por litro de solução. O pH refere-se a uma medida que indica se uma solução 
líquida é ácida (pH < 7, a 25°C), neutra (pH = 7, a 25°C), ou básica/alcalina (pH > 7, a 25°C).
a) Qual a concentração de hidrogênio, em íons-grama por litro, para uma solução ácida cujo pH a 
25°C vale 6?
b) Calcule o pH de uma solução que tem [H+] = 10–8 íons-grama por litro, a 25°C, e classifique-a como 
ácida, básica ou neutra.
08. (Universidade São Francisco – medicina – vestibular de inverno – 2013) 
O sulfato de bário (BaSO4) é a principal substância para contraste artificial em exames radiográficos do 
sistema digestório, pois, por se tratar de um sal insolúvel e de baixíssima toxicidade, pode ser ingerido pelo 
paciente e a partir de sua resposta física a uma radiografia tem sua posição facilmente identificada. 
A respeito da substância sulfato de bário, resolva o que se pede.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 339
a) Determine a reação química de neutralização total entre o ácido e a base que, a partir de uma 
reação química, geram o BaSO4.
b) Sabendo que a constante do produto de solubilidade do sulfato de bário é igual a 1x10–10, 
determine o valor de solubilidade deste sal, em mol.L–1.
09. (Universidade São Francisco – medicina – vestibular de verão – 2010) 
Alguns exames complementares auxiliam um especialista no diagnóstico da doença do refluxo gastroesofágico. 
Um caráter de impedâncio-pH-metria possui um sensor dista sensível a oscilações de pH, potencial 
hidrogeniônico, que é um índice que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. O 
cálculo de pH é feito por pH = – log [H+], onde [H+] é a concentração de hidrogênio em mol por litro de solução. 
Um determinado paciente apresentou uma concentração hidrogeniônica de 5,0 x 10–5 mol.L–1. Sabendo que 
log 2 = 0,30, o pH dessa concentração é de:
a) 3,3
b) 4,3
c) 4,7
d) 3,7
e) 6,3
10. (Universidade São Francisco – medicina – vestibular de verão – 2010) 
O sangue contém diversos sistemas ácido-base que tendem a manter o pH constante a cerca de 7,40. Um dos 
sistemas de tamponamento é formado pelo par H2CO3/HCO3–. Sabendo que a constante de ionização do ácido 
carbônico vale Ka = 4,3 x 10–7, calcule a relação [HCO3–] / [H2CO3] no sangue para que o pH seja 7,40. Mostre 
os cálculos realizados explicitando, assim, seu raciocínio. 
Dados: 10–7,40 = 4 x 10–8; Ionização do ácido carbônico: H2CO3 + H2O = H3O+ + HCO3–.
11. (Souza Marques – 2011 – Primeiro semestre) 
A tabela a seguir reproduz parte da ficha de informações de segurança de um produto químico comumente 
encontrado nas prateleiras de supermercado.
Nome químico Solução de Hipoclorito de sódio
Família química Inorgânica
Massa molar do soluto (g.mol–1) X
Estado físico Líquido (solução aquosa)
Aparência Líquido de coloração amarelo claro
pH Y
Ingrediente que apresenta riscos Hipoclorito de sódio
Assinale a alternativa que apresenta os valores de X e Y compatíveis com as demais informações fornecidas 
sobre o produto.
a) X = 58,5 e Y = 7
b) X = 74,5 e Y = 11
c) X = 90,5 e Y = 5
d) X = 74,5 e Y = 3
e) X = 58,5 e Y = 10
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI340
12. (UNIFESO – 2010 – primeiro semestre) 
A baixa solubilidade do cromato de estrôncio (SrCrO4) em água pode ser comprovada pelo baixo valor do seu 
produto de solubilidade que, a 25°C, é igual a 3,6 x 10–15. Desse modo, a quantidademáxima, em mol, desse 
sal que será completamente dissolvida em 1,0 litro de água, nessa temperatura é:
a) 3,6 x 10–15
b) 6 x 10–8
c) 1,2 x 10–5
d) 7,3 x 10–5
e) 1,2 x 10–2
13. (Souza Marques – 2000 – Primeiro semestre) 
Uma solução de hidróxido de sódio tem pH = 12. O hidróxido está totalmente dissociado. A concentração 
dessa solução é igual a:
a) 0,1 g.L–1
b) 0,2 g.L–1
c) 0,4 g.L–1
d) 0,6 g.L–1
e) 0,8 g.L–1
14. (Souza Marques – 2000 – Primeiro semestre) 
A concentração do cátion alcalino-terroso em uma solução saturada de um fosfato de metal alcalino-terroso 
é igual a 6 x 10–6 mol (de íons) por litro, a 25°C. O produto de solubilidade desse sal, a 25°C, é numericamente 
igual a:
a) 3,46 x 10–27
b) 1,80 x 10–25
c) 1,74 x 10–18
d) 5,76 x 10–16
e) 5,76 x 10–6
15. (Souza Marques – 2001 – primeiro semestre) 
O pH de uma solução de hidróxido de sódio, totalmente dissociado, é igual a 12. A massa de hidróxido existente 
em 200 mL de solução é:
a) 0,08g
b) 0,16g
c) 0,32g
d) 0,40g
e) 0,80g
16. (Unigranrio – 2014 – Primeiro etapa) 
O pOH de uma solução de concentração hidrogeniônica [H+] igual a 10–8 mol.L–1, será de:
a) 8
b) 7
c) 4
d) 6
e) 10
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 341
17. (Unigranrio – 2011 – Primeiro etapa) 
A concentração hidrogeniônica de suco de limão puro é 10–2 mol.L–1. O pH de um refresco preparado com 
30 mL deste suco acrescido de 270 mL de água é igual a:
a) 13
b) 12
c) 3
d) 2
e) 0,5
18. (UNIFESO – 2013 – Primeiro semestre) 
O valor do pH de uma solução aquosa pode ser determinado com o uso de um aparelho denominado pHmetro 
que consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. Esse aparelho é um multivoltímetro com uma 
escala que converte o valor do potencial do eletrodo em unidades de pH. Quando o aparelho revela que, na 
temperatura de 298 K, o valor do pH de determinada solução aquosa é iguala 3,0, significa que esta contém:
a) Três mol de íons H+ por metro cúbico de solução
b) Três mol de íons H+ por litro de solução
c) Um mol de íons H+ por metro cúbico de solução
d) Onze mol de íons OH– por metro cúbico de solução
e) Onze mol de íons OH– por litro de solução
19. (Souza Marques – 2011 – Primeiro semestre) 
Quando adicionamos um pouco de vinho tinto a uma solução aquosa incolor de hidróxido de sódio, 
verificamos que esta adquire uma coloração azulada. Quando o mesmo procedimento é aplicado a uma 
solução aquosa incolor de ácido nítrico, visualizamos o surgimento de uma coloração avermelhada. Com base 
nessas informações, é possível prever que a adição de vinho tinto tornará azulada uma solução aquosa de:
a) NaCl
b) C6H5COOH
c) NH4Cl
d) K2SO4
e) KOH
20. (UNIFESO – 2011 – primeiro semestre) 
Considere três soluções aquosas A, B e C preparadas conforme o procedimento mostrado a seguir:
Solução A: dissolução de 2,244 g de hidróxido de potássio em água suficiente para completar 200 mL de 
solução;
Solução B: dissolução de 3,185 g de ácido sulfúrico em água suficiente para completar 100 mL de solução;
Solução C: dissolução de 1,2 g de hidróxido de sódio em água suficiente para completar 200 mL de solução.
Transferindo-se os conteúdos das três soluções para um único recipiente e considerando a dissociação 
completa dos eletrólitos, o pH da solução resultante dessa mistura será igual a:
a) 2
b) 4
c) 5
d) 10
e) 12
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI342
21. (Souza Marques – 2004 – Primeiro semestre) 
A concentração de ácido etanoico (Ka = 10–5) num determinado vinagre é igual a 0,1 mol.L–1. Assinale a opção 
que indica a concentração aproximada de íons etanoato, em mol.L–1, nesse vinagre:
a) 1,0 x 10–5
b) 6,0 x 10–3
c) 1,0 x 10–3
d) 6,0 x 10–2
e) 2,0 x 10–5
22. (Estácio de Sá – 2007) 
100 mL de solução 0,01 mol.L–1 de HCl foram misturados a 105 mL de solução também 0,01 mol.L–1 de NaOH. 
Sabendo-se que o logaritmo de 2,44 é igual a 0,39, determine:
a) A concentração molar em excesso após a reação;
b) O pH da solução resultante.
23. (Estácio de Sá – 2007) 
Uma das formas mais destrutivas de poluição é a chuva ácida. Ela se forma quando gases formados por 
óxidos de nitrogênio e de enxofre, produzidos principalmente por atividades industriais, reagem com água 
da atmosfera produzindo ácido nítrico e sulfúrico. Estes precipitam-se no solo pela ação da chuva. Considera-
se chuva ácida a que apresenta pH inferior a 5,6. Em determinada região, formou-se uma chuva ácida com pH 
igual a 3. Considerando que ela seja formada somente por ácido nítrico que esteja totalmente ionizado, que 
massa deste ácido está contido em 1m³ da chuva?
a) 63 g
b) 63 kg
c) 31,5 g
d) 31,5 kg
e) 1 kg
24. (EMERSCAM – medicina – segundo semestre – 2009) 
“Leite de Magnésia” é o nome comercial para a suspensão de hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, cujo Kps é igual 
a 9 x 10–12 (25°C). É usado como laxativo (e até como antiácido - uso restrito - ou para diminuir a oleosidade 
da pele). A solubilidade em água desse hidróxido, expressa em mol.L–1, é igual à:
a) 9 x 10–12
b) (9 x 10–12)1/2
c) (9 x 10–12 / 4)1/3
d) 3 x 10–6
e) 3 x 10–12
25. (Souza Marques – 2012 – Primeiro semestre) 
A 25°C, a constante de ionização do ácido butírico responsável pelo odor da manteiga rançosa, é igual a 
1,5 x 10–5.
OH
O
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 343
Assinale a alternativa que apresenta o ácido que possui, na mesma temperatura, constante de ionização de 
valor inferior a 1,5 x 10–5.
a) Ácido 2 – clorobutanóico
b) Ácido 2,2 – diclorobutanóico
c) Ácido etanóico
d) Ácido metanóico
e) Ácido pentanóico
26. (Vassouras – medicina – 2013 – Primeiro semestre) 
O principal componente do suco gástrico produzido no estômago é o ácido clorídrico, em uma concentração 
de 0,01 mol.L–1.
a) Escreva a fórmula molecular do ácido clorídrico.
b) Determine o pH do suco gástrico.
27. (Vassouras – medicina – 2015 – Segundo semestre) 
A produção de HCl pelo estômago, quando excessiva, forma uma solução aquosa com concentração igual a 
0,01 mol.L–1, levando a acidez estomacal. Para atenuar esse sintoma, é comum a ingestão de leite de magnésia, 
uma suspensão aquosa de Mg(OH)2. 
a) Apresente a equação química completa e balanceada da reação de neutralização ocorrida e 
determine o pH da solução aquosa de HCl.
b) Calcule o volume, em mililitros, de leite de magnésia com concentração igual a 0,04 mol.L-1, 
necessário para neutralizar 100 mL da solução ácida.
28. (Vassouras – medicina – 2015 – Primeiro semestre) 
A substância de fórmula química BaSO4 é utilizada como contraste em exames radiológicos. A baixa 
solubilidade deste composto na água dificulta sua absorção pelos tecidos do organismo humano. A 25°C, a 
constante de solubilidade do BaSO4 é igual a 1,0 x 10–10.
a) Nomeie a substância de fórmula BaSO4 e indique a função inorgânica a qual ela pertence.
b) Calcule a solubilidade dessa substância, em grama por litro, a 25°C.
29. (Vassouras – medicina – 2014 – primeiro semestre) 
A dissolução do ácido propanoico, utilizado como conservante na indústria de alimentos, gera o ânion 
propanoato e o cátion hidrogênio. A ionização do ácido propanoico em água, na concentração inicial de 
2,3 x 10–3 mol.L–1, acarreta a formação de uma solução com pH igual a 3,0. 
a) Apresente a fórmula estrutural e a fórmula molecular do ácido propanoico.
b) Calcule as concentrações, em mol.L–1, de íon hidrogênio e de ácido propanoico na solução, após a 
ionização.
30. (Estácio de Sá – medicina – 2009 – segundo semestre) 
Dada a reação: CH3COOH + H2O = CH3COO– + H3O+, se adicionarmos acetato de sódio (etanoato de sódio), em 
meio aquoso, à este equilíbrio, em temperatura constante, de acordo com o princípio de Le Chatelier, pode-se 
afirmar que o equilíbrio se desloca para a:
a) Esquerda e o valor de Ka aumenta;
b) Direita e o valor de Ka não se altera;
c) Esquerda e o valor de Ka não se altera;
d) Direita e o valor de Ka aumenta;
e) Esquerda e o valor de Ka diminui.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI344
31. (Unigranrio – 2016 –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.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
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%.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
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 tipocovalente.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 351
13. 
a) 
 Equação química: 3 Mg(s) + 2 Al+3(aq) → 3 Mg+2(aq) + 2 Al(s).
b) 
 – Equação química de dissociação iônica do Mg(OH)2: Mg(OH)2 = Mg+2(aq) + 2 OH–(aq)
 – Cálculo da concentração dos íons:
 Mg(OH)2 = Mg+2(aq) + 2 OH–(aq)
 1 mol de Mg(OH)2 ---- 1 mol de Mg+2 ---------- 2 mol de OH-
 5,0 x 10–4 mol.L–1 ---------- [Mg+2] --------------- [OH–]
 [Mg+2] = 5,0 x 10–4 mol.L–1
 [OH–] = 1,0 x 10–3 mol.L–1
 – Expressão e cálculo do produto de solubilidade (Kps):
 Kps = [Mg+2] x [OH–]²
 Kps = [5,0 x 10–4] x [1,0 x 10–3]²
 Kps = 5,0 x 10–10.
14.
a) 
 Cálculo da solubilidade molar do CaF2:
 Dados do problema:
 Massa do soluto = 1,7 x 10–3 g
 Volume da solução = 100 mL = 0,10 L.
 Cálculo da concentração molar (mol.L–1): 
 M = 1,7 x 10–3 g / {(40 + 19 x 2) g.mol–1 x 0,10 L}
 M = 2,18 x 10–4 mol.L–1
b) 
 Cálculo do produto de solubilidade – Kps:
 Equação química de dissociação do fluoreto de cálcio: CaF(s) = Ca+2(aq) + 2F-(aq)
 Expressão do produto de solubilidade: Kps = [Ca+2].[F-]²
 Relação do produto de solubilidade (Kps) com a solubilidade (S): Kps = 4S³
 Kps = 4 x (2,18 x 10-4)³
 Kps = 4,14 x 10-11
15.
– Cálculo do número de mol de hidroxila:
2 CN- + 5 Cl2 + 8 OH- → 2 CO2 + N2 + 10 Cl- + 4 H2O
2 mol de cianeto ---------- 8 mol de hidroxila
25 mol de cianeto -------- nOH–
nOH– = 100 mol 
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI352
– Cálculo da concentração molar de hidroxila:
M = nOH-/V = 100 mol /1000 L = 0,10 mol.L–1.
– Cálculo do pOH e pH:
pOH = – log [OH-]
pOH = – log [1.0 x 10–1]
pOH = 1
Sendo o pH + pOH =14, a 25°C, o valor do pH para esta solução é a seguinte:
pH + 1 = 14
pH = 13. 
Os compostos apolares são o CO2 e o N2.
16. 
– Equação química balanceada: 12 HCl(aq) + 4 HNO3(aq) + 3 Pt(s) → 8 H2O(l) + 3 PtCl4(aq) + 4 NO(g).
– Cálculo da massa de H+:
12 H+ + 12 Cl–(aq) + 4 H+ + 4 NO3–(aq) + 3 Pt(s) → 8 H2O(l) + 3 PtCl4(aq) + 4 NO(g).
16 mol de H+ ----------------- 3 mol de Pt
16 mol x 1 g.mol–1 ---------- 3 mol x 195 g.mol–1
mH+ --------------------------- 1,17 g de Pt
mH+ = 0.032 g de H+.
– Cálculo da concentração molar de H+: M = 0,032 g / (1 g,mol–1 x 3,2 L) = 10–2 mol.L–1.
– Cálculo do pH: pH = –log[H+] = – log (10–2) = 2.
– Equação química de oxidação: Pt0 → Pt+4 + 4e–.
17.
Dado do problema: [OH–] = 2,50 x 10–7 mol.L–1.
Sendo o pOH = – log[OH–], temos:
pOH = – log[2,50 x 10–7]
pOH = – [log 2,50 + log 10–7]
pOH = – [log (25/10) + log 10–7]
pOH = – [(log 25 – log 10) + log 10–7]
pOH = – [(log 52 – 1) – 7]
pOH = – [(2 x log 5 – 1) – 7]
pOH = – [(2 x 0,70 – 1) – 7]
pOH = – (1,40 – 1 – 7)
pOH = 6,60
Sabendo que: pH + pOH = 14
pH + 6,60 = 14
pH = 7,40.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 353
18. C.
A trimetilamina é um composto orgânico nitrogenado, com a presença da função amina, o que caracteriza o 
odor característico do peixe. Este composto é básico pelo fato da presença da função amina. Para amenizar 
este odor, é necessário utilizar um composto bem ácido, que apresente um pH bem baixo ou uma concentração 
de hidrônios (H3O+) alta.
– Cálculo do pH do suco de limão: [H3O+] = 10–2 mol.L–1. Sendo o pH = – log[H3O+], temos:
pH = – log[10–2]
pH = 2
– Cálculo do pH do leite: [H3O+] = 10–6 mol.L–1. 
pH = – log[10–6]
pH = 6
– Cálculo do pH do vinagre: [H3O+] = 10-3 mol.L–1. 
pH = – log[10–3]
pH = 3
– Cálculo do pH do álcool: [H3O+] = 10–8 mol.L–1. 
pH = – log[10–8]
pH = 8
– Cálculo do pH do sabão: [H3O+] = 10–12 mol.L–1. 
pH = – log[10–12]
pH = 12
– Cálculo do pH do carbonato de sódio/barrilha: 
[H3O+] = 10–12 mol.L–1. 
pH = – log[10–12]
pH = 12
De acordo com os cálculos apresentados, o suco de limão e o vinagre possuem o menor pH. Logo são os mais 
apropriados para este fim. 
Questão 19:
a) 
 – Cálculo da concentração molar de ácido clorídrico: M = 1,25 g / (36,5 g,mol-1 x 0,10 L) = 
0,34 mol.L–1.
 – Cálculo da concentração de H+: 
 Equação de dissociação iônica do HCl:
 HCl → H+(aq) + Cl–(aq)
 1 mol de HCl ------------------ 1 mol de H+(aq) 
 0,34 mol.L–1 de HCl ---------- [H+] 
 [H+] = 0,34 mol.L–1 
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI354
b) 
 – Cálculo do pH da solução:
 pH = – log[H+] 
 pH = – log[0,34] 
 pH = – log[0,30 + 0,04] 
 pH = – log[3/10 + 4/100]
 pH = – {log (3/10) + log (4/100)}
 pH = – {(log 3 – log 10) + (log 4 – log 100)}
 pH = – {(log 3 – log 10) + (log 2² – log 10²)}
 pH = – {(log 3 – log 10) + (2.log 2 – 2. log 10)}
 pH = – {(0,48 – 1) + (0,60 – 2)}
 pH = – {– 0,52 – 1,40}
 pH = – {– 1,92}
 pH = 1,92
20. B.
– Cálculo da concentração hidrogeniônica para a solução (A):
pHA = – log [H+]
2,0 = – log [H+]
[H+]A = 0,01 mol.L–1
– Cálculo da concentração hidrogeniônica para a solução (B):
pHB = – log [H+]
3,0 = – log [H+]
[H+]B = 10–3 mol.L–1
– Cálculo da razão: 
Razão = [H+]A /[H+]B: 
Razão = [H+]A / [H+]B = {10–2 mol.L–1/10–3 mol.L–1} = 10.
21. B.
Sendo o pH + pOH =14, a 25°C, o pH neutro que não agride a pele do bebê corresponde a um pH igual a 7. 
22. 
a) 
 – Cálculo do pH do carbonato de sódio/barrilha: 
 [OH–] = 10–5 mol.L–1. 
 pOH = – log[10–5] = 5
 pH + pOH = 14
 pH = 14 – 5 = 9.
b) 
 A acidez do limão tende a neutralizar o meio básico, com isso, haverá uma diminuição da 
concentração de íons OH-. Deslocando o equilíbrio para o lado direito haverá uma diminuição da 
concentração da metilamina, que é a substância responsável pelo odor.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 355
23. 
a) 
 Os dois solutos que podem ser misturados para formar um tampão, trata-se do ácido etanoico e 
do etanoato de sódio.
 pH = pKa + log {[sal] / [ácido]}
 pH = pKa + log {[CH3COONa] / [CH3COOH]}
 O único soluto presente na tabela que apresenta um comportamento neutro, trata-se do cloreto 
de sódio (NaCl), uma vez que trata-se de um soluto proveniente de um ácido forte (HCl) e de uma 
base forte (NaOH).
b) 
 Equação química balanceada: 
 HCl + NaOH → NaCl + H2O
 Cálculo do número de mol de ácido: nácido = M x v = 0,1 mol,L–1 x 0,700 L = 0,07 mol.
 Cálculo do número de mol da base: nbase = M x v = 0,2 mol,L–1 x 0,300 L = 0,06 mol.
 Como nácido < nbase, logo há um excesso de ácido na solução final.
c) 
 Cálculo do número de mol de ácido em excesso:
 nexcesso = 0,07 – 0,06 = 0,01 mol de ácido.
 – Cálculo da concentração molar do ácido:
 M = nexcesso / V = 0,01 mol / 1 L = 0,01 mol.L–1.
 – Cálculo do pH:
 Reação de dissociação iónica do HCl: 
 HCl → H+ + Cl–
 1 mol de HCl ----- 1 mol de H+ 
 0,01 mol.L–1 ------ [H+]
 [H+] = 0,01 mol.L–1.
 Calculo do pH, a 25°C: pH = – log[H+]
 pH = – log[H+] = – log (0,01) = 2,0.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI356
Gabarito – Medicina
01. D. 
– Cálculo da solubilidade (s1) do hidróxido de cálcio em presença de água:
Ca(OH)2 → Ca+2(aq) + 2OH–(aq)
Kps = [Ca+2][OH-]² = (s1) x (s1)² = 4 x s1³ 
4 x 10–6 = 4 x s1³
s1³ = 10–6
s1 = 10–2 mol.L–1.
– Cálculo da solubilidade (s2) do hidróxido de cálcio na presença de hidróxido de potássio (0,20 mol.L–1):
Ca(OH)2 → Ca+2(aq) + 2 OH–(aq)
K(OH) → K+(aq) + OH–(aq)
1 mol ------ 1 mol ---- 1 mol
0,20 mol.L–1 ----------------- 0,20 mol.L–1
Observa-se a presença do íon comum, hidroxila (OH–), logo:
Kps = [Ca+2][OH–]² = (s2).(2s2 + 0,20)² 
4 x 10–6 = 4 x 10–2 x s2
S2 = 10–4 mol.L–1.
– Cálculo da razão entre s1/s2: Razão = s1/s2 = (10–2 mol.L–1) / (10–4 mol.L–1) = 100.
02. D. 
– Cálculo do número de mol de ácido consumido:
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l).
3 mol de Cu(s) ------------------- 8 mol de HNO3(aq) 
3 x 63500 mg de Cu(s) ---------- 8 mol de HNO3(aq) 
57,15 mg de Cu(s) --------------- nHNO3
nHNO3 = 0,0024 mol de HNO3.
– Cálculo do número de mol de H+:
– Equação química de dissociação iônica do ácido nítrico: HNO3(aq) → H+(aq) + NO3–(aq)
1 mol de HNO3(aq) ---------- 1 mol de H+(aq)
0,0024 mol de HNO3 -------- [H+]
[H+] = 0,0024 mol 
– Cálculo da concentração molar de H+:
[H+] = 0,0024 mol / 2,4 L = 10–3 mol.L–1.
PROJETOBIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 357
– Cálculo do pH da solução ácida:
pH = – log [H+], então: 
pH = – log (10–3) = 3. 
03. A.
O problema afirma que há uma mistura de dois solutos distintos, um ácido e uma base. 
Ácido nítrico + hidróxido de potássio → nitrato de potássio + água.
HNO3 + KOH → KNO3 + H2O
– Cálculo do número de mol de cada reagente (ácido e base):
nácido = 1x10–3 mol.L–1 x 1,80x10–3 L = 1,80 x 10–6 mol (reagente limitante);
nbase = 1,09x10–2 mol.L–1 x 2,00x10–3 L = 2,18 x 10–5 mol (reagente em excesso).
Observando o número de mol da cada reagente, conclui-se que o hidróxido de potássio (base) é o reagente 
em excesso, logo: nexcesso = nbase - nácido = 2,18x10–5mol – 1,80x10–6mol = 2,00x10–5 mol.
– Cálculo do volume total da solução: 
VTotal = Vbase + Vácido + Vágua = 1,80 mL + 2,00 mL + 196,20 mL = 200 mL = 0,20 L.
– Cálculo da concentração molar do reagente em excesso (base): 
M = 2,0 x 10–5 mol / 2,0 x 10–1L = 10–4mol.L–1.
Sabendo que o pOH é definido através da seguinte equação matemática: pOH = – log [OH–], então: 
pOH = – log (10–4) = 4.
A 25°C, temos: pH + pOH = 14.
pH + pOH = 14.
pH + 4 = 14
pH = 10.
04. A. 
Sabendo que o pH é definido através da seguinte equação matemática: pH = – log[H+], temos: 
– Cálculo do valor de x (sangue venoso): pH = – log[H+] = – log (4,0x10–8) = 8 – log(4) = 8 – 0,60 = 7,40;
– Cálculo do valor de y (urina): pH = – log[H+] = – log (1,0x10–6) = 6;
– Cálculo do valor de z (suco gástrico): pH = – log[H+] = – log (1,0x10–2) = 2.
05. D.
– Cálculo da concentração molar de hidróxido de sódio: M = (0,10 g / 40g.mol–1) / 0,25 L = 10–2 mol.L–1.
– Cálculo da concentração molar de hidróxido de sódio, diluída a 250 mL:
M1 x V1 = M2 x V2
10–2 mol.L–1 x 25 mL = M2 x 250 mL
M2 = 10–3 mol.L–1
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI358
– Cálculo da concentração molar de hidroxila [OH–]:
– Equação química de dissociação iônica do NaOH: 
NaOH → Na+ + OH–
1 mol de NaOH ---------- 1mol de OH–
10–3 mol.L–1 --------------- [OH–]
[OH–] = 10–3 mol.L–1
Sabendo que o pOH é definido através da seguinte equação matemática: pOH = – log [OH–], então: 
pOH = – log (10–3) = 3, logo pH = 11.
06. D.
– Cálculo do número de mol inicial de hidróxido de sódio: nNaOH = M x V = 0,050 mol.L–1 x 0,80 L = 0,04 mol.
– Cálculo do número de mol inicial de hidroxila:
NaOH → Na+ + OH–
1 mol de NaOH --------------- 1 mol de OH–
0,04 mol de NaOH ----------- nOH–
nOH– = 0,04 mol.
Para o valor de pH igual a 12, observa-se que o hidróxido de sódio caracteriza-se ser um reagente em excesso.
– Cálculo da concentração de hidroxila:
Sabendo que o pOH é definido através da seguinte equação matemática: pOH = – log [OH–] e que a 25°C, 
temos: pH + pOH = 14.
12 + pOH = 14.
pOH = 2
pOH = – log [OH–] = 2
[OH–] = 10–2 mol.L–1
– Cálculo do número de mol de hidroxila, para um volume de 1 litro:
[OH–] = 10-2 mol.L–1 = n/V
n = 10–2 mol.
– Cálculo do número de mol de NaOH que reage com o ácido sulfúrico:
[OH–] = 10–2 mol.L–1 = n/V
nOH– = 0,04 – 0,01 = 0,03 mol.
– Cálculo do número de mol de H2SO4:
H2SO4 (aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(l)
1 mol H2SO4 (aq) ---------- 2 mol de NaOH(aq) 
nH2SO4 ----------------------- 0,03 mol de NaOH(aq)
nH2SO4 = 0,015 mol de NaOH(aq)
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 359
– Cálculo da concentração molar do ácido sulfúrico:
M = 0,015 mol / 0,1 L = 0,15 mol.L–1.
07.
a) 
 pH = log10 (1/[H+]) = 6
 pH = – log10 [H+] = 6 x(–1)
 pH = log10 [H+] = – 6
 [H+] = 10–6 íons-grama por litro.
b) 
 pH = – log10 [H+] 
 pH = – log10 (10-8) 
 pH = 8 (Solução básica/alcalina). 
08. 
a) 
 Para a produção de sulfato de bário, a equação química balanceada de neutralização será composta 
pelo hidróxido de bário e pelo ácido sulfúrico, logo: H2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + 2 H2O
 (ácido sulfúrico + hidróxido de bário → sulfato de bário + água)
b) 
 – Equação química de dissociação iônica do sulfato de bário: BaSO4(s) → Ba+2(aq) + SO4–2(aq) 
 – Equação do produto de solubilidade: Kps = [Ba+2]. [SO4–2]
 – Relação do produto de solubilidade com a solubilidade: Kps = S²
 – Cálculo da solubilidade: 
 Kps = S²
 10-10 = S²
 S = 10–5 mol.L–1.
09. B.
– Cálculo do valor do pH:
pH = – log [H+]
pH = – log (5 x 10–5)
pH = – [log 5 + log 10–5]
pH = – [log 5 – 5]
pH = – [log (10/2) + log 10–5]
pH = – [log 10 – log 2 – 5]
pH = – [1 – 0,30 – 5]
pH = 4,3.
10.
– Equação química de dissociação de um ácido fraco: H2CO3 + H2O = H3O+ + HCO3–
– Solução tampão de um ácido fraco e seu sal conjugado: 
pH = pKa + log {[sal] / [ácido]}
– Cálculo da relação [HCO3–] / [H2CO3] no sangue:
pH = pKa + log {[sal] / [ácido]}
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI360
7,40 = – log Ka + log {[HCO3–]/[H2CO3]} x (–1)
– 7,40 = log Ka – log {[HCO3–]/[H2CO3]}
– 7,40 = log {Ka / ([HCO3–]/[H2CO3])
10–7,40 = {Ka / ([HCO3–]/[H2CO3])
10–7,40 . ([HCO3–]/[H2CO3] = Ka 
Sendo Ka = 4,3 x 10–7, temos:
10–7,40 . ([HCO3–]/[H2CO3] = 4,3 x 10–7
Sendo 10–7,40 = 4 x 10–8, temos:
10–7,40 . ([HCO3–]/[H2CO3] = 4,3 x 10–7
4 x 10–8 . ([HCO3–]/[H2CO3] = 4,3 x 10–7
([HCO3–]/[H2CO3] = 4,3 x 10–7 / 4 x 10–8
([HCO3–]/[H2CO3] = 43 / 4 
([HCO3–]/[H2CO3] = 10,75. 
11. B.
– Fórmula molecular do hipoclorito de sódio: NaClO.
– Cálculo da massa molar do soluto (hipoclorito de sódio): <MM> = (1 x 23,0) + (1 x 35,5) + (1 x 16) = 
74,5 g.mol–1.
O pH do hipoclorito de sódio será maior que 7, pH>7. Este referido sal é formado a partir de uma base forte, 
o hidróxido de sódio (NaOH) e de um ácido fraco, ácido hipocloroso (HClO). A reação química de hidrólise é 
mostrada a seguir: ClO-(aq) + H2O(l) = HClO(aq) + OH–(aq), com um pH maior que 7.
12. B.
– Fórmula molecular do cromato de estrôncio: SrCrO4
– Equação química de dissociação iônica do cromato de estrôncio: SrCrO4 → Sr+2(aq) + CrO4–2(aq)
– Equação do produto de solubilidade: Kps = [Sr+2].[CrO4–2]
– Relação matemática do produto de solubilidade com a solubilidade: Kps = S²
Kps = S²
S² = 3,6 x 10–15
S = (3,6 x 10–15)1/2
S = 6 x 10–8 mol.L–1
S = 6 x 10-8 mol.L–1 = nsoluto/vsolução
Para um volume de 1 litro, o número de mol será 6 x 10–8 mol.
13. C.
– Fórmula molecular do hidróxido de sódio: NaOH
– Equação química de dissociação iônica do hidróxido de sódio: NaOH → Na+(aq) + OH–(aq)
– Cálculo do pOH a 25°C: NaOH → Na+(aq) + OH–(aq)
pH + pOH = 14
pOH = 14 – 12
pOH = 2
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI 361
– Cálculo da concentração de hidroxila [OH–]: 
pOH = 2
pOH = - log[OH-] = 2
[OH–] = 0,01 mol.L–1
– Cálculo da concentração molar de hidróxido de sódio: 
NaOH → Na+(aq) + OH–(aq)
1 mol de NaOH ---------- 1 mol de OH–(aq)
[NaOH] ------------------- 0,01 mol.L–1
[NaOH] = 0,01 mol.L–1
– Cálculo da concentração comum de hidróxido de sódio: 
M = C / <MM>
0,01 mol.L–1 x 40 g.mol–1 = C
C = 0,40 g.L–1.
14. A.
– Equação química de dissociação iônica do fosfato de metal alcalino-terroso: X3(PO4)2(s) → 3X+2(aq) + 
2PO4–3(aq) 
– Equação do produto de solubilidade: Kps = [X+2]³. [PO4–3]²
– Cálculo da concentração molar do fosfato: 
X3(PO4)2(s) → 3X+2(aq) + 2PO4–3(aq)
1 mol de X3(PO4)2(s) --------- 3 mol de X+2(aq) ---------- 2 mol de PO4–3(aq)
3 mol de X+2(aq) ------------------------ 2 mol de PO4–3(aq)
6 x 10–6 mol.L–1 de X+2(aq) ------------ [PO4–3]
[PO4–3] = 4 x 10–6 mol.L–1
– Cálculo do produto de solubilidade:
Kps = [X+2]³ x [PO4–3]²
Kps = [6 x 10–6]³ x [4 x 10–6]²
Kps = 1728 x 10–30 = 1,73 x 10–27.
15. A.
– Equação química de dissociação iônica do hidróxido de sódio: NaOH → Na+(aq) + OH–(aq)
– Cálculo do pOH a 25°C: 
pH + pOH = 14
pOH = 14 – 12
pOH = 2
– Cálculo da concentração de hidroxila [OH–]: 
pOH = 2
pOH = – log[OH–] = 2
[OH–] = 0,01 mol.L–1
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico – Capítulo XI362
– Cálculo da massa de concentração molar de hidróxido de sódio: 
NaOH → Na+(aq) + OH–(aq)
1 mol de NaOH ---------- 1 mol de OH–(aq)
[NaOH] ------------------- 0,01 mol.L–1
[NaOH] = 0,01 mol.L–1
– Cálculo da massa de hidróxido de sódio: 
[NaOH] =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.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
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
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
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
 
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
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.
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
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]
PROJETO BIOMÉDICAS - QUÍMICA 
Equilíbrio Iônico– Capítulo XI368
– Relação matemática do produto de solubilidade (Kps) com a solubilidade (S): Kps = S²
Kps = S²
S² = 1 x 10–10 mol.L–1
S = 10–5 mol.L–1
S = 10–5 mol.L–1 x {(137 + 32 + 64) g.mol–1} = 0,00233 g.L–1.
29. 
a)
 – Fórmula estrutural: OH
O
 
 – Fórmula molecular do ácido propanoico: C3H6O2
b)
 Equação química de dissociação iônica do ácido propanoico: C3H6O2 → C3H5O2– + H+
 – Cálculo da concentração de íons hidrônio no equilíbrio:
 pH = – log[H+]
 3 = – log[H+]
 [H+] = 10–3 mol.L–1
– Cálculo da concentração de ácido propanoico no equilíbrio:
[ácido propanoico] [propanoato] [H+]
Início 2,3 x 10–3 0 0
Reage 1,0 x 10–3 10–3 10–3
Equilíbrio (mol) 1,3 x 10–3 10–3 10–3
[ácido] = [ácido]início – [ácido]reage = 2,3 x 10–3 – 1,0 x 10–3 = 1,3 x 10–3 mol.L–1.
30. C.
– Equação química de dissociação iônica do sal orgânico (CH3COONa):
CH3COONa → CH3COO– + Na+
Logo, adicionando acetato de sódio ao equilíbrio, haverá um aumento na concentração de acetato, deslocando 
o equilíbrio para a esquerda, não havendo alteração na constante de equilíbrio do ácido (Ka).
CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+
CH3COONa → CH3COO– + Na+.
31. C.
Para uma solução neutra, [H+] = [OH–]. Então sabendo que o produto iônico é dado pela seguinte fórmula 
matemática: 
Kw = [H+] . [OH–], logo:
Kw = x . x
Kw = x² = 10–10
x = 10–5 mol.L–1.