Escala de pH e pOH ácidos e bases fortes AULAS 51 e 52

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QUÍMICA
F B O N L I N E . C O M . B R
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Professor(a): Antonino Fontenelle
assunto: equilíbrio iônico – pH e poH – Ácidos e bAses Fortes
frente: químicA ii
009.023 – 134907/19
AULAS 51 e 52
EAD – ITA
Resumo Teórico
Equilíbrio Iônico Kw/pH e pOH
Equilíbrio iônico na água
A água sofre uma reação chamada autoionização. 
Ela ocorre em pequena escala, pois a cada 500 milhões de moléculas, 
apenas uma sofre autoionização. A reação é:
2 H
2
O
()  H3O
+
(aq)
 + OH–
(aq)
ou simplificadamente:
H
2
O
()  H
+
(aq)
 + OH–
(aq)
A constante de equilíbrio K é expressa por:
K
H OH
H O
K H O H OHc c=
  ⋅  
[ ]
⇒ ⋅ [ ] =   ⋅  
+ −
+ −
2
2
Veja que [H
2
O] é incorporada à constante de equilíbrio k, 
gerando uma nova constante, K
w
. Isto ocorre porque nos equilíbrios 
em solução aquosa, a [H
2
O] é praticamente constante (≈ 55,6 mol/L). 
Então, a 25 ºC:
K
w
 = [H+] · [OH–] = 1,0 · 10–14 a 25 °C
Observe que K
w
 (w = water = água, em inglês), como toda 
constante de equilíbrio, depende da temperatura. Logo, o valor de 
K
w
 = 1,0.10–14 somente pode ser usado em temperatura de 25 °C. Caso 
a temperatura seja omitida nos enunciados das questões, aceitaremos 
que o problema esteja sob temperatura de 25 °C.
Desenvolveremos nosso estudo sob temperatura de 25 °C. 
Assim, podemos dividir os sistemas em três categorias:
• Em soluções neutras, temos [H+] = [OH–].
 Como K
w
 = [H+] . [OH–] = 1,0 . 10–14
	 ⇒ [H+] = [OH–] = 10–7 mol/L
• Em soluções ácidas, temos [H+] > [OH–].
 Logo: [H+] >10–7 e [OH–] < 10–7 mol/L
• Em soluções básicas, temos [H+] < [OH–].
 Então: [H+] < 10–7 e [OH–] > 10–7 mol/L
Para se evitar o uso de potências negativas de 10, criou-se, há 
cerca de 100 anos, o conceito de pH (também chamado de potencial 
hidrogeniônico) e pOH (também chamado de potencial hidroxiliônico).
Assim, teremos:
pH = – log[H+] e 	 pOH = – log[OH–]
Atualmente, o conceito está ampliado: qualquer grandeza X 
que seja expressa em potências negativas de 10 pode ter seu pX 
calculado da mesma forma que se fez em pH e pOH. Assim, podemos 
utilizar pK
w
, e mais adiante, pK
a
 e pK
b
.
Perceba que, se [H+] = 10–n M, tem-se pH = n.
Resumidamente, temos:
[H+] [OH–] pH pOH
Solução neutra = 10–7M = 10–7M = 7 = 7
Solução ácida > 10–7M < 10–7M < 7 > 7
Solução básica < 10–7M > 10–7M > 7 < 7
Observações:
1) Como podemos demonstrar, o valor da soma pH + pOH 
é igual a 14, sob temperatura de 25 °C. A demonstração 
é feita utilizando-se a relação K
w
 = [H+]·[OH–] = 1,0·10–14
 
e aplicando-se a função logaritmo na expressão anterior. 
Peça ao seu professor para finalizar esse raciocínio.
2) Quanto mais ácida uma solução, menor o seu valor de pH. 
O aumento de pH sugere um aumento de basicidade e 
diminuição de acidez.
3) Alguns produtos de uso cotidiano têm valores de pH 
bem definidos: o amoníaco (pH perto de 11), o leite de 
magnésia (em torno de 10) e água sanitária (pH próximo de 
9) são alcalinos, enquanto o leite de vaca (pH cerca de 6,6) e 
o vinagre (pH 3) são produtos ácidos. Veja a figura a seguir.
Aumento de Basicidade
solução 0,1 M de ácido
muriático (HC�) água pura
leite de
magnésia
solução 0,1M de soda
cáustica (NaOH)
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Escala de
pH (a 25 ºC)
vinagre leite de vaca água
sanitária
amoníaco
Aumento de acidez
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Módulo de estudo
009.023 – 134907/19
Exercícios
01. (UFV) Para que uma solução de ácido clorídrico tenha um 
pH aproximadamente igual a 2, a sua concentração em 
mol × L–1 deverá ser
A) 0,01 B) 0,02
C) 2 D) 0,2
E) 0,1
02. (AFBJ) Determine a [H
3
O+] proveniente do solvente na solução 
do exercício anterior.
03. (UFRS) Ao se adicionar 990 mL de água destilada a 10 mL de 
NaOH 0,0010 mol/L, o pH da solução resultante é
A) 3,0 B) 5,0
C) 9,0 D) 10
E) 11
04. (AFBJ) O pH de uma solução 10–8M de HNO
3
 é, aproximadamente
A) 6
B) 7
C) 8
D) 10
E) 14
05. (AFBJ) Dez mililitros de uma solução de HC de pH = 6,7 são 
diluídos a 50 mL. Calcule o pH da solução final, admitindo 
temperatura constante de 25 °C.
Dado: log 2 = 0,3; log(86) = 1,9; 409 20 2= , .
A) 7,7
B) 7,1
C) 7,0
D) 6,9
E) 6,8
06. A escala de acidez das soluções aquosas é uma consequência direta 
da reação de autodissociação da água: 2H
2
O
()
  H
3
O+
(aq)
 + OH–
(aq)
.
Os gráficos I, II e III correspondem aos valores de pH e pOH para 
uma amostra de água pura em três temperaturas diferentes, 
sendo uma delas 25 °C.
0
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
0
0
1
1 2
2
3
3
4
4
5
5
6
6
7
7
8
8
9
9
10
10
11
11
12
12
13
13
14
14
pH
pH
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15
pH
pO
H
pO
H
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
pO
H
Assinale a alternativa incorreta.
A) O gráfico III se encontra em temperatura inferior a 25 °C.
B) Quanto maior a temperatura da água, menor o valor de pH 
do sistema.
C) Em água sob temperatura menor que 25 °C, a soma 
pH + pOH é superior a 14.
D) Água pura em temperatura maior que 25 °C apresenta caráter 
neutro, apesar de possuir concentração de íons H
3
O+ superior 
a 1 · 10–7 M.
E) Sob a temperatura apresentada em I, menor que 25 °C, 
o valor de kw será 10–12.
07. (Fuvest – Adaptada) Alguns gases presentes em atmosferas 
poluídas formam, com água da chuva, ácidos, tais como o sulfúrico 
e o nítrico. Um reservatório contém 100 m3 (1,0 · 105L) de água de 
pH igual a 6,0. Calcule o volume em litros, de chuva de pH igual 
a 4,0 que esse reservatório deve receber para que o pH final da 
água atinja o valor de 5,0. Basta o valor aproximado. Neste caso, 
despreze o aumento de volume da água do reservatório com a 
chuva.
08. (Rosemberg) A constante de autoionização do ácido fórmico 
puro, K HCOOH HCOO=    
+ −
2 , foi estimada como sendo 10
–6 à 
temperatura ambiente. Que porcentagem de moléculas do ácido 
fórmico no ácido fórmico puro, HCOOH, está convertida em íon 
formiato? A densidade do ácido fórmico é 1,22 g/cm3.
09. A concentração de [H+] originada a partir do solvente em 
uma solução aquosa de ácido nítrico 0,001 mol/L, é em mol/L 
Dado: K
w
 = 1,0 · 1,0–14.
A) 103 B) 10–3
C) 10–10 D) 10–11
E) 10–7
10. (UFPE) Nas proximidades de um grande polo petroquímico, 
ocorrem intensas emissões de SO
3
 para a atmosfera. 
Como resultado destas emissões foi detectado que a água da 
chuva nessa região apresenta um pH igual a 3. Um reservatório na 
vizinhança, contendo de 92 mil metros cúbicos de água, recebe 
em certos períodos uma média de 20 mil litros de água de chuva 
por dia. Quantos dias de chuva seriam necessários para que a 
água deste reservatório fique com pH igual a 5? Assuma que a 
água do reservatório esteja inicialmente neutra.
11. (UFRS) Quando a 1,0 L de H
2
SO
4
 0,04 mol × L–1 se adicionam 
3,0 L de NaOH 0,04 mol × L–1, a solução resultante terá pH 
aproximadamente igual a
A) 1 B) 2
C) 7 D) 12
E) 13
12. Determine o pH, com precisão de uma casa decimal, de uma 
solução de hidróxido de sódio de concentração 9,2 × 10–8 mol/L.
Dados eventualmente necessários: 84 9 2 64 1 8= =, ; log , .
A) 7,2 B) 7,1
C) 7,0 D) 6,9
E) 6,8
13. (Peter Atkins e Loretta Jones-Adaptada) Embora muitas 
reações químicas sejam realizadas em água, frequentemente 
é necessário usar outros solventes, e a amônia líquida 
(ponto de ebulição –33 °C) tem sido usada extensivamente. 
Muitas das reações que ocorrem em água têm reações análogas 
em amônia líquida.
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009.023 – 134907/19
Módulo de estudo
A) Escreva a equação química para a autoprotólise de NH
3
.
B) Quais são as fórmulas das espécies ácido e base que resultam 
da autoprotólise da amônia líquida?
C) A constante de autoprotólise k
am
 da amônia líquida vale 
1 · 10–33 a –35 ºC. Qual o valor de pk
am
 a esta temperatura?
D) Qual é a molaridade do íon NH+
4
 na amônia neutra líquida?
E) Determine a soma entre pNH
4
 e pNH
2
 na amônia neutraa 
– 35 ºC.
14. (Peter Atkins) Para aplicações biológicas e médicas é muitas vezes 
necessário considerar o equilíbrio de transferência de prótons na 
temperatura normal do corpo (37 ºC). O valor de K
w
 para a água, 
nessa temperatura, é 2,5 × 10–14.
A) Qual é o valor de [H
3
O+] e do pH da água neutra a 37 ºC?
B) Qual é a concentração molar dos íons OH– e do pOH da água 
neutra a 37 ºC?
15. (FGV) Um empresário de agronegócios resolveu iniciar uma 
criação de rãs. Ele esperou a estação das chuvas e coletou 
1 m3 de água para dispor os girinos. Entretanto, devido à 
proximidade de indústrias poluidoras na região, a água da 
chuva coletada apresentou pH = 4, o que tornou necessário um 
tratamento químico com adição de carbonato de cálcio, CaCO
3
, 
para se atingir pH = 7. Para a correção do pH no tanque de 
água, a massa em gramas, de carbonato de cálcio necessária 
é, aproximadamente, igual a
A) 0,1 B) 0,2
C) 0,5 D) 5,0
E) 10
16. Pode-se imaginar o fluoreto de hidrogênio líquido como um 
sistema solvente, semelhante à água, em que ocorra a seguinte 
reação de autoionização:
2 2HF H F Fsolv solv( )    ( )
+
( )
−+
A) NaF será considerado um ácido ou uma base, neste solvente? 
Justifique.
B) H
2
SO
4
 é considerado um ácido em HF líquido. Escreva a equação 
da 1ª ionização do H
2
SO
4
 neste solvente.
C) (CH
3
)
3
N é considerado uma base em HF líquido. Escreva a 
equação da ionização do (CH
3
)
3
N neste solvente.
D) Qual a equação iônica global para a reação de neutralização 
neste solvente?
17. Em uma solução de HC de pH = 1, a concentração analótica 
da HC é 0,10 M. Qual a concentração analítica de HC para 
que a concentração de íons H
3
O+ de uma certa solução de HC 
seja duas vezes a concentração analítica HC?
Dados: 501/2 = 7,1.
18. (AFBJ) Determine o pH de uma solução de hidróxido de sódio 
de concentração 6,7 × 10–7 mol/L.
Dados eventualmente necessários: 45 6 7 15 1 2= =, ; log , .
19. (Fuvest) Dispõe-se de 2 litros de uma solução aquosa de soda 
cáustica que apresenta pH 9. O volume de água, em litros, 
que deve ser adicionado a esses 2 litros para que a solução 
resultante apresente pH 8 é
A) 2 
B) 6
C) 10 
D) 14
E) 18
20. (FPS-PE) Um técnico de laboratório preparou 300 mL de uma 
solução aquosa 0,001 mol/L de KOH e pipetou 26 mL da solução 
para um béquer. O béquer ficou em recipiente aquecido por 
dois dias antes do uso e, nesse tempo, parte da água evaporou 
e o volume se reduziu para 13 mL. 
 Calcule o pH da solução depois da evaporação a 25ºC. 
Dado: log 2 = 0,3.
A) 11,3 B) 10,7
C) 8,3 D) 5,4
E) 2,7
Resolução
01 02 03 04 05 06 07 08 09 10
A * C B D E * * D *
11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
D A * * D * * * E A
* 02. 10–12 M
 07. 9000 L
 08. 0,004%
 10. 46
 11. A) A autoprotólise do NH
3
 é dada por: 2NH
3()  NH
– 
2 
. (am)
 B) O íon NH– 
4
 representa a espécie ácida e o íon NH– 
2 
 representa 
a espécie básica.
 C) pk
am
 = – log k
am
 = 33.
 D) Se a amônia líquida é neutra, [NH+
4
] = [NH– 
2 
] = x. Como 
k
am
 = [NH+ 
4
] · [NH– 
2 
] = 10–33, então x2 = 10–33 ⇔ 
x = 3,2 · 10–17 mol/L.
 E) Aplicando log em ambos os lados da equação 
k
am
 = [NH+ 
4
] · [NH– 
2 
] = 10–33, desenvolvendo e multiplicando 
por (–1), pode-se obter pNH
4
 + pNH
2
 = pk
am
 = 33.
 14. A) 6,8
 B) 6,8
 16. A) Uma base, porque aumenta a concentração de F– (o ânion 
gerado pelo solvente em sua autoionização) na solução.
 B) O ácido sulfúrico atua como ácido de Bronsted-Lowry, 
doando próton H+, enquanto o HF atua como base, 
recebendo próton H+. Veja a reação:
H
2
SO
4
 + HF → H
2
F+ + HSO–
4
 C) A amina atua com base enquanto o HF doa próton e atua como 
ácido de Bronsted-Lowry: (CH
3
)
3
N + HF → (CH
3
)
3
NH+ + F–.
 D) É o inverso da reação de autoionização: H
2
F+ + F– → 2HF. Pode-
se também simplificar. A equação ficaria: H+ + F– → HF.
 17. 7,1 · 10–8 M
Anotações
SUPERVISOR/DIRETOR: MARCELO PENA – AUTOR: ANTONINO FONTENELLE
DIG.: SAMUEL – 08/01/18 – REV.: LÍCIA