Escala de pH e pOH ácidos e bases fracos AULAS 53 A 56

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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 FrAcos
frente: químicA ii
009.022 – 134908/19
AULAS 53 A 56
EAD – ITA
Resumo Teórico
Ionização de Ácidos
Ácidos são espécies químicas que, em solução aquosa, 
ionizam-se e liberam, como único cátion, o íon H
3
O+. Alguns 
ácidos são fortes, ou seja, ionizam-se completamente (100%). 
Outros, como o HCN, são ácidos fracos e forma-se um equilíbrio 
entre as moléculas que se ionizaram com as que não se ionizaram. 
A equação química é:
HCN
(aq)
 + H
2
O
()  H3O
+
(aq)
 + CN–
(aq)
A constante que expressa esse equilíbrio é dada por:
K
H O CN
HCN H O
=
   
[ ] [ ]
+ −
3
2
·
·
Lembrando que [H
2
O] é praticamente constante nos equilíbrios 
em solução aquosa, e chamando [H
3
O+] simplesmente por [H+], temos:
K H O
H CN
HCN
·
·
2[ ] =
   
[ ]
+ −
Como o produto de duas constantes, K · [H
2
O], também é 
constante, a constante de equilíbrio será finalmente chamada de K
a
 
(constante de acidez ou de ionização):
K
H CN
HCN
a =
   
[ ]
+ −·
Note que quanto mais forte um ácido, mais ionizado ele deve 
ser e maior o valor da constante k
a
 (o que também significa menor 
valor de pK
a
).
Observação:
Para o caso de ácidos polipróticos (com mais de um 
hidrogênio ionizável), a ionização ocorre em etapas, e é mais fraca 
para cada etapa subsequente. Veja o exemplo do ácido fosfórico:
H PO H O H O H POaq aq aq3 4 2 2 2 4( ) ( ) ( )
+ −
( )+ +    
Ka1 2 10
3= −·
H PO H O H O HPOaq aq aq2 4 2 3 4
2
( )
−
( ) ( )
+
( )
−+ +   
 
Ka2 6 10
8= −·
HPO H O H O POaq aq aq4
2
2 3 4
3
( )
−
( ) ( )
+
( )
−+ +   
 
Ka3 1 10
13= −·
 Perceba que Ka1 > Ka2 > Ka3 
Ionização de Bases
As bases, formadas por ligação iônica, sofrem dissociação em 
solução aquosa em escala praticamente completa e são consideradas 
eletrólitos fortes em termos de seu grau de dissociação. Algumas são 
solúveis e outras bem menos solúveis. Alguns autores consideram que 
as bases de solubilidade baixa são fracas (como são pouco solúveis, 
têm baixa concentração de íons OH–), mas essa terminologia é, no 
mínimo, inconveniente. Não confunda força das bases com sua 
solubilidade.
As bases fracas se ionizam em contato com a água e 
o fazem por reações de transferência de prótons (teoria de 
Bronsted-Lowry). São bases fracas a amônia (NH
3
); as aminas; os 
derivados nitrogenados, como a piridina (C
5
H
5
N); e alguns ânions 
conjugados de ácidos.
Veja a ionização da amônia:
NH
3(aq)
 + H
2
O
()  NH OHaq aq4( )
+
( )
−+
Expressando K para esta ionização:
K
NH OH
NH H O
=
   
[ ] [ ]
+ −
4
3 2
, mas, sabendo que [H
2
O] é constante, então:
K H O NH OH
NHKb
· 2 4
3
[ ] =    [ ]
+ −
 
Daí:
K
NH OH
NH
b =
   
[ ]
+ −
4
3
·
Todo o raciocínio desenvolvido para os ácidos no item anterior 
é válido para as bases agora. Ou seja:
• Quanto maior o valor de K
b
 (e menor o pK
b
), mais forte será a base.
• O valor de K
b
 só depende da temperatura.
• Para o caso de bases polipróticas, como o íon CO2–
3 
, a protonação 
ocorre em etapas:
Exemplos:
CO2–
3
 + H
2
O  HCO–
3
 + OH– K
b1
 = 2,5 . 10–4
HCO–
3
 + H
2
O  H
2
CO
3
 + OH– K
b2
 = 1,4 . 10–8
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Módulo de estudo
009.022 – 134908/19
Lei da Diluição de Ostwald
É a equação que, matematicamente, expressa a relação entre 
a constante de equilíbrio K (K
a
 ou K
b
) com o grau de ionização α e 
com a concentração molar do ácido ou da base.
Sua dedução faz uso da tabela estequiométrica de equilíbrio 
(como exemplo, usaremos a ionização do ácido). Imagine uma solução 
contendo n moles de um ácido fraco HA, em um volume total de 
solução de V litros, onde o ácido apresenta grau de ionização α. Veja:
HA  H+ + A–
No início n 0 0
Reação / Formação – x +x +x
No equilíbrio (n – x) +x +x
O valor de x pode ser eliminado em função do grau de ionização:
α α= ⇒ =x
n
x n·
A constante de equilíbrio K
a
 pode ser expressa por:
K
H A
HA
n
v
n
v
n n
v
Ka a=
   
[ ] =








−



⇒ =
+ −·
·
·
·
·
α α
α
nn
V
·
·
α
α
2
1 −( )
A relação (n/V) é a concentração molar do ácido. Como a 
dedução é feita para ionizações de ácidos, pode ser usada também em 
ionizações de bases, usaremos simplesmente K. Portanto:
K =
−( )
� · α
α
2
1
A expressão ainda pode ser simplificada. Como trabalharemos 
com ácidos e bases fracas, o grau de ionização α é muito pequeno 
(não supera 10%) e o termo (1 – α) é praticamente igual a 1.
Assim:
K = � · α2
A expressão acima é a Lei da Diluição de Ostwald e pode ser 
utilizada tanto em questões teóricas como em questões envolvendo 
cálculos.
Efeito do íon comum
Um equilíbrio de ionização de um ácido fraco ou de uma 
base fraca (ou qualquer outro equilíbrio envolvendo íons) pode 
ser influenciado pela adição de um eletrólito forte (como os 
sais, os ácidos fortes ou bases fortes) e solúvel. Na verdade, o 
efeito do íon comum é uma consequência direta do princípio de 
Le Chatelier. Veja, como exemplo, o equilíbrio de ionização do ácido 
fluorídrico (HF):
HF H O H O Faq aq aq( ) ( ) ( )
+
( )
−+ +2 3   
Lembre-se que o ácido é fraco. Se for adicionado à solução de 
HF um sal contendo o mesmo ânion (o íon comum), como o fluoreto 
de sódio NaF, a concentração de F.– aumenta e o equilíbrio, pelo 
princípio de Le Chatelier, desloca-se para a esquerda, favorecendo a 
formação de mais moléculas de HF não ionizadas. Podemos dizer que 
essa adição provoca:
1) diminuição do grau de ionização α;
2) diminuição da concentração de H
3
O+;
3) aumento do pH da solução.
Veja que a constante de equilíbrio não se altera, pois só 
depende da temperatura.
Observação:
De forma semelhante, imagine a adição à solução de 
HF anterior de um pouco de nitrato de chumbo, Pb(NO
3
)
2
, 
cujo cátion Pb2+ forma com o fluoreto (F.–) o sal insolúvel PbF
2
. 
Com a formação do sal insolúvel, a concentração de F.– diminui 
e o equilíbrio desloca-se para a direita, aumentando o grau de 
ionização do ácido, aumentando a concentração de H
3
O+ e 
reduzindo o pH. Alguns autores se referem a esse efeito como 
efeito do íon não comum.
Composição × pH
Para uma concentração definida de íons H
3
O+ na solução 
aquosa, e de posse da(s) constante(s) de ionização, a concentração 
de cada espécie está determinada através da sua fração molar em 
solução aquosa. Observe a dedução para o caso do ácido carbônico, 
H
2
CO
3
 (Ka
1
 = 4,3 · 10–7 e Ka
2
 = 5,6 · 10–11), onde:
αH CO
H CO
H CO HCO CO
2 3
2 3
2 3 3 3
2
=
[ ]
[ ] +   +  
− −
αHCO
HCO
H CO HCO CO
3
2 3 3 3
2
3=
 
[ ] +   +  
−
− −
αCO
CO
H CO HCO CO3
32
2
2 3 3 3
2
−
−
− −
=
 
[ ] +   +  
O gráfico, chamado gráfico alfa, é:
1
1
α
2
(pKa1 + pKa2)
pKa1
H2CO3 CO3
HCO3HCO3
pKa2
—
—2
0,5
0
6,37 9,31 10,25
pH
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009.022 – 134908/19
Módulo de estudo
Observe o gráfico composição – pH (gráfico alfa) para o ácido 
fosfórico.
0
1
pK
a1
H
3
PO
4
H
2
PO
4 H2PO4 PO4
pK
a2
pK
a3
2,12 7,21
pH
α 0,5
12,68
2– 3––
Você seria capaz de, sem realizar cálculos, escrever a expressão 
para a fração de H
2
PO–
4
 em pH definido?
Exercícios
01. (Acafe-SC) O seriado televisivo Breaking Bad conta a história de 
um professor de química que, ao ser diagnosticado com uma 
grave doença, resolve entrar no mundo do crime, sintetizando 
droga (metanfetamina) com a intenção inicial de deixar recursos 
financeiros para sua família após sua morte. No seriado, ele 
utilizava uma metodologia na qual usava metilamina como um 
dos reagentes para síntese da metanfetamina.
CH
3
NH
2(aq)
 + H
2
O
()  CH3NH
+ 
3(aq)
 + OH– 
(aq)
 Dados: Constante de basicidade (K
b
) da metilamina a 25ºC: 
3,6 × 10–4; log
6
 = 0,78.
 O valor dopH de uma solução aquosa de metilamina na 
concentração inicial de 0,1 mol/L, sob temperatura de 25ºC, é:
A) 2,22 
B) 11,78 
C) 7,8
D) 8,6
02. (FCM-MG) Um rio que passa por uma fábrica de papel, que elimina 
carbonato de cálcio em suspensão na água, e por uma estação 
de tratamento de esgoto, que fornece grande quantidade de 
dióxido de carbono proveniente da respiração bacteriana, e por 
despejos industriais tem o pH de suas águas elevado de menos 
5 para, aproximadamente, 7, onde peixes e plantas têm boas 
condições de sobrevivência. O bicarbonato solúvel, resultante 
desse equilíbrio, neutraliza a acidez da água do rio, restaurando 
a vida aquática.
 Essas informações podem ser representadas pelas seguintes 
equações em equilíbrio:
CaCO
3(s)
 + CO
2(aq)
 + H
2
O
()  Ca
2+ 
(aq)
 + 2 HCO– 
 3(aq)
HCO– 
 3(aq)
 + H+ 
(aq)
  CO
2(g)
 + H
2
O
()
 Analisando essas informações, assinale a afirmativa incorreta.
A) Na ausência de CO
2
, o CaCO
3
 sólido seria retido na estação de 
tratamento e não iria para o rio.
B) Nesse processo, ocorre ameaça aos recifes de corais, 
essencialmente formados de carbonato de cálcio.
C) O aumento de CO
2
 na atmosfera, principalmente devido à 
queima de combustíveis fósseis, promoveria a destruição do 
CaCO
3
 dos calcários.
D) O aumento de dióxido de carbono nos oceanos pode, se não 
ocorrer mudanças nas atividades humanas, aumentar o pH 
médio dos oceanos.
03. Diluindo-se uma solução aquosa de um ácido fraco:
I. α aumenta;
II. [H+] aumenta;
III. pK
a
 aumenta;
IV. o número de íons aumenta;
V. a condutividade elétrica da solução aumenta.
Podemos afirmar que estão corretos, somente:
A) I e IV 
B) I, II e III
C) II, III e V 
D) I, II e IV
E) III, IV e V
04. (ITA) Em três frascos rotulados A, B e C, e contendo 100 mL 
de água cada um, são colocados 0,1mol, respectivamente, de 
hidróxido de potássio, hidróxido de cobre (II) e hidróxido de níquel 
(II). Após agitar o suficiente para garantir que todo soluto possível 
de se dissolver já esteja dissolvido, mede-se as condutividades 
elétricas das misturas. Obtém-se que as condutividades das 
misturas dos frascos B e C são semelhantes e muito menores do 
que a do frasco A.
Assinale a opção que contém a afirmação falsa.
A) Nos frascos B e C, a parte do hidróxido que está dissolvida 
encontra-se dissociada ionicamente.
B) Os hidróxidos dos copos B e C são bases fracas, porque nem 
toda quantidade dissolvida está dissociada ionicamente.
C) A condutividade elétrica da mistura do frasco A é a maior, 
porque se trata de uma solução 1 molar de eletrólito forte.
D) Os três solutos são bases fortes, porém os hidróxidos de cobre 
(II) e de níquel (II) são pouco solúveis.
E) Soluções muito diluídas, com igual concentração normal destes 
3 hidróxidos, deveriam apresentar condutividades elétricas 
semelhantes.
05. (Unesp-SP) O ácido etanoico, popularmente chamado de ácido 
acético, é um ácido fraco e um dos componentes do vinagre, 
sendo o responsável por seu sabor azedo. Dada a constante de 
ionização, K
a
, igual a 1,8 · 10–5, assinale a alternativa que apresenta 
a concentração, em mol · L–1, de H+ em uma solução deste ácido 
de concentração 2,0 · 10–2 mol · L–1.
A) 0,00060 mol · L–1 
B) 0,000018 mol · L–1
C) 1,8 mol · L–1 
D) 3,6 mol · L–1
E) 0,000060 mol · L–1
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Módulo de estudo
009.022 – 134908/19
06. (Acafe-SC) O ácido lático está presente no leite e em seus 
derivados. Sob temperatura de 25 ºC, uma solução aquosa foi 
preparada dissolvendo 0,1 mol de ácido lático em água até formar 
1L de solução.
 Dados: K
a
 (ácido lático) = 1,4 · 10–4; log 3,7 = 0,57; 14 3 7= , .
 O valor do pH dessa solução é:
O
OH
H
3
C
OH
Fórmula estrutural do ácido lático
A) 1,0 
B) 2,43
C) 3,85 
D) 5,7
07. 
A) Numa solução de NaOH, de pH = 13, a concentração analítica 
da NaOH é 0,10 M. Qual a concentração analítica de NaOH 
para que a concentração de íons OH–, de uma certa solução 
de NaOH, seja duas vezes a concentração analítica de NaOH?
B) Calcule o pH de uma solução 0,1 M de ureia, uma base 
fraquíssima, cuja constante de ionização é 2,5 · 10–14.
Dados: 0 5 0 71 0 8 0 9 3 0 48, , ; , , ; log , .= = =
08. Calcule o pH de uma solução 0,1 M de um ácido HA cuja constante 
Ka = 1 · 10–13.
09. Calcule o pH de uma solução de H
2
SO
4
 0,01 M.
Dados: Ka
1
 é muito grande; Ka
2
 = 1,2 · 10–2.
10. Um litro de solução de um ácido fraco HA de pH = 2,5 é diluído 
com 99 litros de água. Qual o pH da solução final?
• Texto para as questões 11 e 12.
O gás sulfídrico, H
2
S, é extremamente venenoso, incolor e seu 
odor lembra ovos estragados. Respirar este gás pode ser fatal 
e, em baixas concentrações, causa dores de cabeça e tonteira. É 
especialmente perigoso, pois, como inibe o sentido do olfato, o 
aumento de sua concentração deixa de ser percebido. Se uma 
solução de H
2
S, à temperatura ambiente e pressão de 1,0 atm, 
tem concentração aproximada de 0,1M:
Dados: Ka
1
 = 1,0 · 10–7 e Ka
2
 = 3,0 · 10–13.
11. (UFF-Adaptada) Determine o pH na solução da H
2
S 0,1M.
A) 7 
B) 6
C) 5 
D) 4
E) 3
12. (UFF-Adaptada) Calcule a [S2–], em mol/L, da solução de 
aproximadamente:
A) 3,0 · 10–20 
B) 3,0 · 10–13
C) 3,0 · 10–6 
D) 1,0 · 10–8
E) 1,0 · 10–4
13. Considere os ácidos HA e HB hipotéticos. Quais são [H
3
O+], 
[A–] e [B–] em uma solução a 25 °C que é 0,040 M em 
HA e 0,100 M em HB? Os valores de ka para HA e HB, são, 
respectivamente, 1,0 · 10–4 e 8,0 · 10–5.
14. Considere H
2
A um ácido fraco diprótico dissolvido em solução 
aquosa de concentração M mol/L. Para uma determinada 
concentração de H
3
O+ e, consequentemente, para determinado 
valor de pH, podemos prever a fração das moléculas do ácido 
H
2
A inicial que está na forma H
2
A ou na forma HA–, ou ainda 
na forma A2–.
Por exemplo, a fração das moléculas do ácido de H
2
A inicial que 
se encontra na forma A2– é dada por:
α
A
K K
f
2
1 2
− =
⋅ , onde K
1
 e K
2
 são, respectivamente, a 1ª e 2ª 
constantes de ionização do ácido H
2
A, e f é um termo que 
depende de K
1
, K
2
 e [H
3
O+]. A expressão correta para f é:
A) f = [H
3
O+]2 + K
1
 · [H
3
O+] + K
1
 · K
2
B) f = K
1
 · K
2
 [H
3
O+] + K
1
 · [H
3
O+] + [H
3
O+]
C) f = K
1
 · K
2
 [H
3
O+] + K
2
 · [H
3
O+] + K
1
 · K
2
D) f = K
1
 · [H
3
O+]2 + K
1
 · [H
3
O+]2 + [H
3
O+]2
E) f = K
1
 · [H
3
O+]2 + K
2
 · [H
3
O+]2 + K
1
 · K
2
15. Seja um ácido H
3
A, que possui os seguintes valores para as 
suas constantes de ionização: ka
1
 = 1,0 · 10–3; ka
2
 = 1,0 · 10–7 e 
ka
3
 = 1,0 · 10–12. Admita que seja preparada uma solução, de 
volume final igual a 1,0 litro, onde se adicionou 0,1 mol do ácido 
H
3
A e se manteve o pH constante em 8,5 com o uso de um sistema 
tamponante. A espécie proveniente do ácido H
3
A que predomina 
nessa solução é:
A) H
3
A
B) H
2
A–
C) HA2–
D) A3–
E) H
3
A e H
2
A– apresentam a mesma concentração.
16. Determine o pH de uma solução aquosa, 0,06 M de ácido 
dicloroacético, cuja constante de ionização é k
a
 = 1,0 · 10–2. 
Use, se necessário, 6 2 4 2 4 0 40 5 0 70= = =, ; log , , e log , .
A) 1,70 
B) 1,60
C) 2,30 
D) 2,40
E) 0,60
17. Uma solução aquosa de um ácido fraco monoprótico, de massa 
molar 50 g/mol, apresenta, a 25 °C, pH = 1,7. Sabendo-se que a 
constante de ionização desse ácido, a 25 °C, é 1 × 10–2 , então a 
massa, em gramas, desse ácido, que deve ser dissolvida para que 
se prepare 500 mL de solução, é:
Dado: log2 = 0,30.
A) 1,0 
B) 1,5
C) 2,0 
D) 2,5
E) 3,0
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009.022 – 134908/19
Módulo de estudo
18. (Rosemberg) Quais são [H+], [C
3
H
5
O–
3
] em uma solução que 
é 0,030 M em HC
3
H
5
O
3
 e 0,100 M em HOC
6
H
5
? Os valores 
de Ka para HC
3
H
5
O
3
 e HOC
6
H
5
 são, respectivamente, 
1,38 × 10–4 e 1,05 × 10–10.
19. (Rosemberg) Calcule [H+], [C
2
H
3
O–
2
] e [C
7
H
5
O–
2
] em uma solução 
que é 0,0200 M em HC
2
H
3
O
2
 e 0,0100 M em HC
7H
5
O
2
. 
Os valores de K
a
 para HC
2
H
3
O
2 
e HC
7
H
5
O
2 
são, respectivamente, 
1,75 × 10–5 e 6,3 × 10–5.
20. (PUC-SP) Peixes mortos têm cheiro desagradável devido à 
formação de substâncias provenientes da decomposição 
de proteínas. Uma dessas substâncias é a metilamina que, 
em presença de água, apresenta o seguinte equilíbrio:
H
3
C – NH
2
 + H
2
O  H
3
C – NH+
3
 + OH–
Para diminuir o cheiro desagradável da metilamina, o mais 
adequado é adicionar ao sistema:
A) sabão, porque dissolve a amina.
B) cal, porque fornece íons OH–.
C) salmoura, porque reage com a amina.
D) limão, porque desloca o equilíbrio no sentido da direita para 
esquerda.
E) vinagre, porque desloca o equilíbrio no sentido da esquerda 
para direita.
21. (AFBJ) A hidrazina é uma base fraca diprótica em que as constantes 
de ionização são mostradas a seguir.
N
2
H
4
 + H
2
O  N
2
H+
5
 + OH– k
b
 = 4 × 10–7
N
2
H+
5
 + H
2
O  N
2
H
6
2+ + OH– k
b2
 = 5 × 10–12
Determine a concentração dos íons N
2
H
6
2+ e o pH de uma solução 
0,1 M de hidrazina. 
Dado: log2 = 0,3.
A) 4 × 10–7; 10,3 
B) 5 × 10–10; 3,7
C) 5 × 10–12; 10,3 
D) 4 × 10–13; 11,7
E) 7 × 10–8; 10,7
22. Determinado vinagre, de densidade 1 g · mL–1, comercializado 
na cidade de Fortaleza, possui temperatura de congelamento 
de –1,023 ºC. Considerando que essa marca de vinagre tem seu 
produto constituído apenas por uma solução aquosa de CH
3
COOH 
(de massa molar 60 g/mol) de concentração 3%(p/v), qual o grau 
de ionização de ácido acético na solução aquosa? Admita que a 
solução seja suficientemente diluída para que a molalidade e a 
molaridade sejam numericamente iguais.
Dado: Constante crioscópia da água = 1,86 ºC · molal–1.
A) 1% 
B) 3%
C) 5% 
D) 10%
E) 20%
23. O “gráfico alfa” é uma importante ferramenta para o estudo da 
composição de soluções de ácidos ou bases fracos em função 
do pH. Esse tipo de gráfico nos fornece a composição de cada 
espécie química presente em uma solução de ácido ou de base 
de acordo com a variação do pH do sistema. Podemos deduzir 
expressões para a fração de cada espécie a partir de um balanço de 
massa e um pouco de algebrismo. A seguir, você pode observar o 
gráfico alfa para o ácido carbônico. A partir da figura e dos dados 
fornecidos, responda.
Fração de
HCO3
Fração de
CO32
Fração de
H2CO3 – –
Fração de
HCO3
Fração de
CO32
Fração de
H2CO3 – –
3
 1,00
 0,80
 0,60
 alfa
 0,40
 0,20
 0,00
5 7 9 11
pH
13 15
A) Qual o valor exato do pH quando as frações de H
2
CO
3
 e HCO–
3
 
são iguais?
B) Qual o valor exato do pH quando as frações de HCO–
3
 e CO
3
 2– 
coincidem?
C) Qual a espécie predominante no pH = 5,35? Justifique com 
base nos resultados anteriores.
Dados: Constantes de ionização para o ácido carbônico:
Ka
1
 = 4,3 · 10–7 (pka
1
 = 6,37) e ka
2
 = 5,6 · 10–11 (pka
2
 = 10,25).
24. (Peter Atkins e Loretta Jones) Um grande volume de H
2
SO
3(aq)
 
0,150 M é tratado com uma base forte sólida para ajustar o 
pH a um valor final de 5,50. Considere que a adição da base 
não afeta significativamente o volume da solução. Estime as 
concentrações de H
2
SO
3
, HSO–
3 
e SO
3
 2– , presentes na solução 
final.
Dados: Ka
1
 = 1,5 · 10–2 e ka
2
 = 1,2 · 10–7.
25. (Unitau-SP) O metabolismo humano produz uma série de ácidos 
e bases fracas, que sofrem ionização quando dissolvidos na água 
do organismo.
 Ácido lático (HC
3
H
5
O
3
), pK
a
 = 3,85; ácido propiônico (HC
3
H
5
O
2
), 
pK
a
 = 4,85; ácido carbônico (H
2
CO
3
), pK
a
 = 6,37, bem como 
as bases etilamina (C
2
H
5
NH
3
), pK
b
 = 3,25 e amônia (NH
3
), 
pK
b
 = 4,75, são alguns exemplos.
Fo
rm
a 
Io
n
iz
ad
a 
(%
)
100
80
60
40
20
pH
0
3 4 5 6 7 8 9 10 11
 A curva acima representa a ionização do(a)
A) ácido lático. 
B) ácido propiônico.
C) ácido carbônico. 
D) etilamina.
E) amônia.
6F B O N L I N E . C O M . B R
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Módulo de estudo
009.022 – 134908/19
26. (ITA) Um copo, com capacidade de 250 mL, contém 100 mL 
de uma solução aquosa 0,10 molar em ácido acético na 
temperatura de 25 °C. Nesta solução ocorre o equilíbrio:
HOAc H OAc kaaq aq aq( ) ( )
+
( )
− −+ = ×   ; ,1 8 10 5
 A adição de mais 100 mL de água pura a esta solução, com 
a temperatura permanecendo constante, terá as seguintes 
consequências:
I. Concentração de íons acetato (mol/litro);
II. Quantidade de íons acetato (mol).
A) (I) Vai aumentar, (II) Vai aumentar.
B) (I) Vai aumentar, (II) Vai diminuir.
C) (I) Fica constante, (II) Fica constante.
D) (I) Vai diminuir, (II) Vai aumentar.
E) (I) Vai diminuir, (II) Vai diminuir.
27. Uma massa de uma base B, de constante de ionização 1 · 10–2 e 
de massa molar 80 g/mol, é dissolvida em 200 mL de solução e 
possui pH igual a 11,3, sob temperatura de 60 ºC. Determine a 
massa, em gramas, da base B que foi dissolvida.
Dados: kw a 60 ºC = 1 · 10–13; log2 = 0,3.
A) 0,0192 
B) 0,0384
C) 0,48 
D) 0,64
E) 0,96
28. Certa massa de um ácido HA é dissolvida em 5 mL de solução e 
seu pH alcançou o valor 3,6. Admitindo desprezível a contribuição 
da água para o cálculo do pH, bem como a parte ionizada do 
ácido em relação à quantidade não ionizada do ácido, calcule 
o pH quando se acrescenta 495 mL de uma solução de KNO
3
 à 
solução inicial.
A) 5,6 
B) 5,2
C) 4,9 
D) 4,6
E) 4,1
29. (Unitau-SP) A absorção, a distribuição, o metabolismo e a 
excreção de drogas são processos que envolvem a passagem 
da droga através de membranas. Os salicilatos são ácidos 
fracos e as formas não ionizadas são totalmente solúveis em 
lipídeos, atravessando rapidamente as membranas biológicas. 
A velocidade de absorção de salicilatos no trato gastrointestinal 
depende de vários fatores.
 Considerando-se apenas o valor do Ka = 10–3 de um dado 
salicilato, bem como o pH 1,5 do suco gástrico e o pH 6,0 do 
fluido intestinal, afirma-se que
A) o salicilato é absorvido apenas no intestino.
B) o salicilato é absorvido apenas no estômago.
C) o salicilato é absorvido no estômago e no intestino, e a 
velocidade de absorção é maior no estômago.
D) o salicilato é absorvido no estômago e no intestino, e a 
velocidade de absorção é maior no intestino.
E) a velocidade de absorção do salicilato é baixa tanto no 
estômago como no intestino, pois em ambos os casos prevalece 
a forma ionizada.
30. A hidroxilamina, NH
2
OH, comporta-se como uma base fraca 
em solução aquosa. Possui uma constante de ionização 
kb = 1 · 10–11. Calcule o pH de uma solução 0,001 M de 
hidroxilamina.
A) 7,01 B) 7,09
C) 7,15 D) 7,25
E) 7,35
Resolução
01 02 03 04 05 06 07 08 09 10
B D A B A B – 6,85 1,84 3,5
11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
D B – A C A B – – E
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
C D – – E D E D C C
– Demonstração
Anotações
SUPERVISOR/DIRETOR: MARCELO PENA – AUTOR: ANTONINO FONTENELLE
DIG.: SAMUEL – 08/01/19 – REV.: SARAH