Manual de exercícios de físico-química aplicada V.4 - Alexandre Grillo

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Rio de Janeiro, 2020
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Manual de exercícios de físico-química aplicada: volume 4
grillo, Alexandre
isbn: 978-65-5531-037-5
1ª edição, março de 2020.
Editora Autografia Edição e Comunicação Ltda.
Rua Mayrink Veiga, 6 – 10° andar, Centro
rio de janeiro, rj – cep: 20090-050
www.autografia.com.br
Todos os direitos reservados.
É proibida a reprodução deste livro com fins comerciais sem 
prévia autorização do autor e da Editora Autografia.
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INTRODUÇÃO DA OBRA
MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA – VOLUME 4
 
Professor Alexandre Vargas Grillo Página 1 
 
INTRODUÇÃO DA OBRA 
 
O principal objetivo de realizar esta obra foi compilar os principais temas da Química, mais precisamente da Físico-
Química, pesquisando os exercícios de vestibulares mais difíceis deste país, como o IME (Instituto Militar de 
Engenharia), o ITA (Instituto Tecnológico da Aeronáutica) e também questões á nível olímpico, tais como OQRJ 
(Olimpíada de Química do Rio de janeiro e OBQ (Olimpíada Brasileira de Química). 
As quatro obras reúnem mais de dois mil exercícios totalmente resolvidos e comentados, contemplando os mais variados 
tópicos da físico-química. Ela pode ser utilizada tanto para alunos de ensino médio como também para o público em 
cursos superiores de química e engenharia, que desejam desenvolver um conhecimento mais prático neste ramo 
tecnológico. 
Este manual de exercícios de Físico-química é um livro auxiliar, que apresenta como maior objetivo servir e mostrar ao 
leitor as mais diversas situações que um tópico de físico-química pode apresentar. 
Esta obra está dividida em quatro volumes, abordando todo o conteúdo da Físico-Química com exercícios de fixação, 
exercícios discursivos e de múltipla escolha. 
O primeiro volume abrange os seguintes tópicos: estudo dos sistemas gasosos (gases ideais e reais), revisão de 
estequiometria (cálculos com equações químicas), estudo das soluções químicas (tipos de concentrações), reações 
estequiométricas com soluções químicas e finalizando esta primeira obra com o estudo das propriedades coligativas. O 
segundo volume apresenta o estudo da quantidade de calor em reações químicas (Termoquímica), Termodinâmica e 
Cinética química. O terceiro volume abrange o estudo de Equilíbrio Químico e Eletroquímica e este último volume 
abrange o tópico Equilíbrio Iônico. 
Apesar do esforço imenso que coloquei como desafiador, é de se esperar que uma obra dessa dimensão deva conter 
inevitavelmente algum erro ou omissão. Diante disso, aceitarei com muito apreço que sejam encaminhadas todas estas 
ideias para o seguinte endereço eletrônico: alexandre.grillo@ifrj.edu.br 
Espero que este Manual de Exercícios de Físico-Química Aplicada seja útil a todos que querem aprender todos estes 
fundamentos desta disciplina fascinante que é a Físico-Química. 
Abril de 2020 
Professor Alexandre Vargas Grillo 
 
 MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA — VOLUME 4 5
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CAPÍTULO XXII. EXERCÍCIO - IME/ITA/OLIMPÍADA - EQUILÍBRIO IÔNICO � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 8
CAPÍTULO XXIII. CAPÍTULO SURPRESA � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 55
CAPÍTULO XXIV. APÊNDICE � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 375
APÊNDICE A – CONVERSÃO DE UNIDADE E CONSTANTES FUNDAMENTAIS � � � � � � � � � � � 375
APÊNDICE B – TABELA DE CONSTANTES QUÍMICAS � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 376
APÊNDICE C – CONSTANTE DOS GASES (R) � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 376
APÊNDICE D – CONSTANTE DE VAN DER WAALS (A E B) � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 377
APÊNDICE E – TABELA DA CONSTANTE CRIOSCÓPICA E EBULIOSCÓPICA � � � � � � � � � � � � � 377
APÊNDICE F – DISTINÇÃO ENTRE PILHA GALVÂNICA E ELETRÓLISE � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 377
APÊNDICE G – TABELA DE POTENCIAIS-PADRÃO (EO DE REDUÇÃO) � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 378
APÊNDICE H – CAPACIDADE CALORÍFICA MÉDICA A PRESSÃO CONSTANTE (C
_
p) � � � � � � 379
APÊNDICE I – TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 380
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 381
APRESENTAÇÃO DO AUTOR
AGRADECIMENTOS
MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA – VOLUME 4
 
Professor Alexandre Vargas Grillo Página 2 
 
APRESENTAÇÃO DO AUTOR 
 
Alexandre Vargas Grillo é Mestre e Doutor em Engenharia de Materiais e Processos Químicos e Metalúrgicos pela PUC-
Rio, graduado em Engenharia Química pela Pontifícia Universidade Católica do Rio de Janeiro (PUC-Rio) e pós-
graduado em Licenciatura de Ensino Fundamental e Médio pela Química (UCAM – Universidade Cândido Mendes). 
Atualmente atua como Professor Adjunto do Instituto Federal do Rio de Janeiro – IFRJ – Campus Nilópolis. 
Leciona em turmas de alto nível (IME-ITA-OLIMPÍADAS) a mais de vinte anos. Na pesquisa atua na área da Engenharia 
de Processos Químicos e Metalúrgicos em Síntese de nanopartículas, além de atuar na Química, mais especificamente na 
Físico-Química em Nanotecnologia. Professor colaborador em pesquisas na área de Síntese de Nanopartículas pelo 
Departamento de Engenharia Química e de Materiais pela PUC-Rio. 
É membro da coordenação de Olimpíadas de Química do Rio de Janeiro – OQRJ, coordenador de química do campus 
Nilópolis – IRFRJ e coordenador da Escola Olímpica do Rio de Janeiro. 
 
AGRADECIMENTOS 
 
Dedico este trabalho primeiramente а Deus e também os meus guias espirituais presentes em todos os momentos da 
minha vida. 
 
À minha mãе Estela Vargas Grillo, meus pais Vincenzo Grillo e Jorge Luiz Zaupa e minha irmã, Denise Vargas Grillo. 
 
Dedico “In Memorian” este trabalho ao meu grande mestre, JOÃO ROBERTO DA PACIÊNCIA NABUCO, por ter sido 
um grande amigo, pai e também mestre da vida e da química. 
 
Ao meu PAI, MESTRE, AMIGO E ETERNO ORIENTADOR, Professor Dr. Francisco José Moura. 
 
Aos meus queridos sobrinhos, Santiago d’Aragona e Felipe d’Aragona. 
 
Ao meu amigo de longos anos, Jardel Santos de Rezende. Muito obrigado por longas conversas e conselhos. Agradecido 
por todo carinho apresentado. 
 
Ao meu querido amigo alemão de infância, Wander Ricardo Lopes Neto, pelas longas conversas sobre processos 
químicos em Engenharia Química. 
 
Agradecido por tudo e meu muito obrigado. 
 
MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA – VOLUME 4
 
Professor Alexandre Vargas Grillo Página 2APRESENTAÇÃO DO AUTOR 
 
Alexandre Vargas Grillo é Mestre e Doutor em Engenharia de Materiais e Processos Químicos e Metalúrgicos pela PUC-
Rio, graduado em Engenharia Química pela Pontifícia Universidade Católica do Rio de Janeiro (PUC-Rio) e pós-
graduado em Licenciatura de Ensino Fundamental e Médio pela Química (UCAM – Universidade Cândido Mendes). 
Atualmente atua como Professor Adjunto do Instituto Federal do Rio de Janeiro – IFRJ – Campus Nilópolis. 
Leciona em turmas de alto nível (IME-ITA-OLIMPÍADAS) a mais de vinte anos. Na pesquisa atua na área da Engenharia 
de Processos Químicos e Metalúrgicos em Síntese de nanopartículas, além de atuar na Química, mais especificamente na 
Físico-Química em Nanotecnologia. Professor colaborador em pesquisas na área de Síntese de Nanopartículas pelo 
Departamento de Engenharia Química e de Materiais pela PUC-Rio. 
É membro da coordenação de Olimpíadas de Química do Rio de Janeiro – OQRJ, coordenador de química do campus 
Nilópolis – IRFRJ e coordenador da Escola Olímpica do Rio de Janeiro. 
 
AGRADECIMENTOS 
 
Dedico este trabalho primeiramente а Deus e também os meus guias espirituais presentes em todos os momentos da 
minha vida. 
 
À minha mãе Estela Vargas Grillo, meus pais Vincenzo Grillo e Jorge Luiz Zaupa e minha irmã, Denise Vargas Grillo. 
 
Dedico “In Memorian” este trabalho ao meu grande mestre, JOÃO ROBERTO DA PACIÊNCIA NABUCO, por ter sido 
um grande amigo, pai e também mestre da vida e da química. 
 
Ao meu PAI, MESTRE, AMIGO E ETERNO ORIENTADOR, Professor Dr. Francisco José Moura. 
 
Aos meus queridos sobrinhos, Santiago d’Aragona e Felipe d’Aragona. 
 
Ao meu amigo de longos anos, Jardel Santos de Rezende. Muito obrigado por longas conversas e conselhos. Agradecido 
por todo carinho apresentado. 
 
Ao meu querido amigo alemão de infância, Wander Ricardo Lopes Neto, pelas longas conversas sobre processos 
químicos em Engenharia Química. 
 
Agradecido por tudo e meu muito obrigado. 
 
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SUMÁRIO
CAPÍTULO XXII. EXERCÍCIO - IME/ITA/OLIMPÍADA - EQUILÍBRIO IÔNICO � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 8
CAPÍTULO XXIII. CAPÍTULO SURPRESA � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 55
CAPÍTULO XXIV. APÊNDICE � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 375
APÊNDICE A – CONVERSÃO DE UNIDADE E CONSTANTES FUNDAMENTAIS � � � � � � � � � � � 375
APÊNDICE B – TABELA DE CONSTANTES QUÍMICAS � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 376
APÊNDICE C – CONSTANTE DOS GASES (R) � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 376
APÊNDICE D – CONSTANTE DE VAN DER WAALS (A E B) � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 377
APÊNDICE E – TABELA DA CONSTANTE CRIOSCÓPICA E EBULIOSCÓPICA � � � � � � � � � � � � � 377
APÊNDICE F – DISTINÇÃO ENTRE PILHA GALVÂNICA E ELETRÓLISE � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 377
APÊNDICE G – TABELA DE POTENCIAIS-PADRÃO (EO DE REDUÇÃO) � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 378
APÊNDICE H – CAPACIDADE CALORÍFICA MÉDICA A PRESSÃO CONSTANTE (C
_
p) � � � � � � 379
APÊNDICE I – TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 380
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � � 381
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MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA – VOLUME 4
 
Professor Alexandre Vargas Grillo Página 4 
 
CAPÍTULO XXII - EXERCÍCIO – IME/ITA/OLIMPÍADA - EQUILÍBRIO IÔNICO 
 
Questão 01 – Defina Equilíbrio Químico. 
 
Resposta: Trata-se de um dos tópicos do estudo do equilíbrio químico do qual há a participação dos íons (cátion e ânion). 
 
Questão 02 – Qual a consequência da adição de um íon comum em uma solução que apresenta um ácido fraco? 
 
Resposta: Quando houver uma solução de um ácido fraco, adicionando a esta solução um íon comum de um sal derivado, 
porém comum a este ácido, o equilíbrio será deslocado para a esquerda, ocasionando com isso uma diminuição da 
ionização do ácido. 
 
Questão 03 – Defina solução tampão. 
 
Resposta: Soluções que apresentam como característica fundamental a não sofrerem variações acentuadas em seu pH, 
mesmo quando for adicionado uma quantidade considerável de um ácido forte pou de uma base forte. A solução tampão 
ocorre entre um ácido fraco e o sal derivado deste ácido e entre uma base e um sal derivado dessa base. 
 
Questão 04 – Dê a equação de Handerson-Hasselbach para uma solução tampão entre um ácido fraco e seu sal conjugado. 
 
Resposta: Equação matemática: pH = pKa + log
[sal]
[ácido] 
 
Questão 05 – Obtenha a equação de Handerson-Hasselbach para uma solução tampão entre uma base fraca e seu sal 
conjugado. 
 
Resposta: Equação matemática: pH = pKW − pKb − log
[sal]
[base] 
 
Questão 06 – Defina hidrólise de um sal. 
 
Resposta: Trata-se de um processo químico que consiste em uma reação química entre os íons de um sal com a água. 
 
Questão 07 – Analise a hidrólise salina do cloreto de amônio. 
 
Resolução: Fórmula molecular: NH4Cl 
 
NH4Cl(aq) ⇌ NH4(aq)+ + Cl(aq)− 
 
NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + HCl(aq)⏟ 
ácido forte
 
 
NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+ + Cl(aq)− 
 
NH4(aq)+ + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+⏟ 
solução ácida
 
 
Questão 08 – Analise a hidrólise salina do cianeto de sódio. 
 
Resolução: Fórmula molecular: NaCN 
 
NaCN(aq) ⇌ Na(aq)+ + CN(aq)− 
 
Na(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ NaOH(aq)⏟ 
Base forte
+ HCN(aq) 
CAPÍTULO XXII. EXERCÍCIO - IME/ITA/OLIMPÍADA - EQUILÍBRIO IÔNICO
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MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA – VOLUME 4
 
Professor Alexandre Vargas Grillo Página 5 
 
Na(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ Na(aq)+ + OH(aq)− + HCN(aq) 
 
CN(aq)− + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
Questão 09 – Analise a hidrólise salina do cianeto de amônio. 
 
Resolução: Fórmula molecular: NH4CN 
 
NH4CN(aq) ⇌ NH4(aq)+ + CN(aq)− 
 
NH4(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq)⏟ 
base fraca
+ HCN(aq)⏟ 
ácido fraco⏟ 
SOLUÇÃO NEUTRA
 
 
Questão 10 – Analise a hidrólise salina do cloreto de sódio. 
 
Resolução: Fórmula molecular: NaCl 
 
NaCl(aq) ⇌ Na(aq)+ + Cl(aq)− 
 
Na(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NaOH(aq)⏟ 
base forte
+ HCl(aq)⏟ 
ácido forte
 
 
Na(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ Na(aq)+ + OH(aq)− + H(aq)+ + Cl(aq)− 
 
H2O(l) ⇌ OH(aq)− + H(aq)+ 
 
Questão 11 – Obtenha a equação matemática da constante de hidrólise (Kh) referente a reação química do exercício 07. 
 
Resolução: Equação química: NH4(aq)+ + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+⏟ 
solução ácida
 
 
Equação química da constante de hidrólise: Kh =
[NH4OH(aq)] x [H(aq)+ ] 
[NH4(aq)+ ]x aH2O⏟ 
=1
 
 
Sabendo que [H(aq)+ ] 𝑥𝑥 [OH(aq)− ] = KW 
 
Kh =
[NH4OH(aq)] x (
KW
[OH(aq)− ]
) 
[NH4(aq)+ ]
 
 
Kh =
[NH4OH(aq)] x KW 
[NH4(aq)+ ] x [OH(aq)− ]
 
 
Sabendo que Kb =
[NH4(aq)+ ] x [OH(aq)− ]
[NH4OH(aq)]
, logo: Kh =
KW 
Kb
. 
 
 
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Questão 12 – Obtenha a equação matemática da constante de hidrólise (Kh) referente a reação química do exercício 08. 
 
Resolução: Equação química: CN(aq)− + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
Equação química da constante de hidrólise: Kh =
[HCN(aq)] x [OH(aq)− ] 
[CN(aq)− ] x aH2O⏟ 
=1
 
 
Sabendo que [H(aq)+ ] 𝑥𝑥 [OH(aq)− ] = KW 
 
Kh =
[HCN(aq)] x (
KW
[H(aq)+ ]
) 
[CN(aq)− ]
 
 
Kh =
[HCN(aq)] x KW 
[CN(aq)− ] x [H(aq)+ ]
 
 
Sabendo que Ka =
[CN(aq)− ] x [H(aq)+ ]
[HCN(aq)]
, logo: Kh =
KW 
Ka
. 
 
Questão 13 – Obtenha a equação matemática da constante de hidrólise (Kh) referente a reação química do exercício 09. 
 
Resolução: Equação química: NH4(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq)⏟ 
base fraca
+ HCN(aq)⏟ 
ácido fraco⏟ 
SOLUÇÃO NEUTRA
 
 
Equação química da constante de hidrólise: Kh =
[NH4OH(aq)] x [HCN(aq)] 
[NH4(aq)+ ] x [CN(aq)− ] x aH2O⏟ 
=1
 
 
Sabendo que: [HCN(aq)] =
[H(aq)+ ] x [CN(aq)− ]
Ka
 e que [NH4OH(aq)] =
[NH4(aq)+ ] x [OH(aq)− ]
Kb
. Substitutindo na equação do 
equilíbrio de hidrólise, temos: 
 
Kh =
[NH4(aq)+ ] x [OH(aq)− ] x [H(aq)+ ]⏞ 
KW
 x [CN(aq)− ] 
[NH4(aq)+ ] x [CN(aq)− ] x Kb x Ka
= KWKb x Ka
 
 
Kh =
KW
Kb x Ka
 
 
Questão 14 - (ITA - 1978) 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 
 
Resolução: Alternativa C. 
 
Cálculo do valor do potencial hidrogeniônico, pH: pH = −log[H+] 
pH = −log[2,0 x 10−4] 
 
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Professor Alexandre Vargas Grillo Página 7 
 
pH = −[log2,0 + log10−4] 
 
pH = −[0,30 − 4,0] = 3,70 
 
Questão 15 – (ITA) Calcule a solubilidade do cloreto de prata, sabendo que seu produto de solubilidade é 1,80 x 10-10. 
 
Resolução: Equação iônica: AgCl(s) ⇄ Ag(aq)+ + Cl(aq)− 
 
Equação a constante do produto de solubilidade: Kps = [Ag+] x [Cl−] 
 
Kps = [Ag+] x [Cl−] = S² 
 
S = √Kps 
 
S = √1,80 𝑥𝑥 10−10 
 
S = 1,34 𝑥𝑥 10−5 molL 
 
Questão 16 – (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. 
 
Resolução: KOH(aq) → K(aq)+ + OH(aq)− 
A 25°C sendo o pH = 13, logo: pOH = 14 – pH 
pOH = 14 – 13 = 1 
pOH = −log[OH−] 
1 = −log[OH−] → [OH−] = 10−1 = 0,10 molL 
Cálculo da massa de hidróxido de potássio: [KOH] = mKOH<MM>KOH x Vsolução 
0,10 = mKOH56 x 0,50 
mKOH = 2,8 g 
 
Questão 17 - (ITA) Em relação aos equilíbrios: 
H2X(aq) ⇄ H+(aq) + HX-(aq) K1 
HX-(aq) ⇄ H+(aq) + X-2(aq) K2 
Podemos afirmar dizer, em geral, que: 
a) K1 > K2 
b) K1 < K2 
c) K1 ≈ K2 
d) K1 > 0; K2 < 0 
e) K1 < 0; K2 > 0 
 
Resposta: Alternativa A. 
Para cada equilíbrio apresentado na questão, pode-se escrever uma equação para a constante de equilíbrio, baseada na 
Lei da Ação das Massas. Como os equilíbrios estão acoplados entre si por causa da presença de espécies concomitantes, 
a cada constante é atribuído um índice, representado por K1 e K2. A cada processo de ionização para um sistema 
poliprótico, a constante de equilíbrio decresce nos estágios sucessivos da ionização, isto se deve ao decréscimo da 
tendência próton doadora dos sucessivos íons residuais cuja carga negativa crescente se opõe, cada vez mais, a 
transferência de um próton ao solvente. 
 
 
 MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA — VOLUME 4 11
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MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA – VOLUME 4
 
Professor Alexandre Vargas Grillo Página 8 
 
Questão 18 – (ITA - 1973) O pH de uma solução 0,010 mol.L-1 de NaOH é, aproximadamente, igual a: 
a) 1,0 
b) 2,0 
c) 10,0 
d) 12,0 
e) 14,0 
 
Resolução: Alternativa D. 
 
1 mol de NaOH ----------- 1 mol de [OH-] 
[NaOH] = [OH-] = 10-2 mol x L-1 
 
Cálculo do pOH: pOH = −log[OH−] 
pOH = −log(0,010) 
pOH = −(−2) = 2 
 
pH = 14 – pOH 
pH = 14 – 2 = 12 
 
Questão 19 – (ITA - 1973) O pH de uma solução 0,020 mol.L-1 de HCl é aproximadamente igual a: 
a) 1,3 
b) 1,7 
c) 2,0 
d) 2,3 
e) 4,0 
 
Resolução: Alternativa B. 
 
Sabendo que a concentração da quantidade de matéria do ácido clorídrico é igual a 0,020 mol.L-1, logo a concentração 
de íons H+ também será igual a 0,020 mol.L-1, uma vez que a proporção estequiométrica é 1:1. 
[H+] = 0,020 mol x L-1 
 
Cálculo do pH: pH = −log[H+] 
pOH = −log(0,020) 
pOH = −(−1,70) = 1,70 
 
Questão 20 – (ITA) Em um copo de 500 mL são misturados 100 mL de ácido clorídrico 1,00 mol.L-1 em 100 ml de 
hidróxido de sódio 0,50 mol.L-1. A solução resultante no copo é: 
a) 1,0 x 10–7 mol.L-1 em OH– 
b) 1,0 x 10–7 mol.L-1 em H+ 
c) 0,05 mol.L-1 em H+ 
d) 0,25 mol.L-1 em H+ 
e) 0,50 mol.L-1 em H+ 
 
Resolução: Alternativa D. 
 
Equação química: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
Cálculo do número de mol para cada reagente químico: 
nácido = 1,0
mol
L x 0,100 L = 0,100 mol 
nbase = 0,50
mol
L x 0,100 L = 0,050 mol 
 
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Professor Alexandre Vargas Grillo Página 9 
 
Reagente em excesso = ácido 
 
nácidoexcesso = 0,100 mol − 0,050 mol = 0,050 mol 
 
Cálculo da quantidade de matéria de íons H+: [HCl]excesso =
nácidoexcesso
Vtotal
= 0,050 mol0,10 + 0,10 = 0,25
mol
L 
Questão 21 – Calcule o pH e o pOH de uma solução de ácido clorídrico que apresenta 22% em massa e densidade igual 
a 1,078 g.mL-1 a 25°C. 
 
Resolução: Cálculo da concentração da quantidade de matéria do ácido clorídrico, [HCl]: 
 
[HCl] = C< MM >HCl
= 10 x d x (%)< MM >HCl
= 10 x 1,078 x 2236,5 = 6,50
mol
L 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria de íons H+, [H+]: HCl(aq) →⏞
H2O
H(aq)+ + Cl(aq)− 
 
1 mol de HCl(aq) − − − −1 mol de H(aq)+ 
6,50 mol. L−1 − − − − − [H(aq)+ ] 
[H(aq)+ ] = 6,50
mol
L 
 
Cálculo do pH: pH = −log[H+] 
 
pH = −log[H+] = − log(6,50) = −0,813 
 
Questão 22 – Calcule o pH de uma solução que contém 2,70 g de HCN e 0,65 g de KCN por litro de solução. Informações 
para a resolução do problema: Ka = 7,0 x 10-10. 
 
Resolução: Equação química: HCN(aq) + KOH(aq) ⇄ KCN(aq) + H2O(l) 
 
Sabendo que o pH de uma solução tampão é representado pela seguinte fórmula: pH = pKa + log
[KCN]
[HCN] 
pH = −log(7,0 𝑥𝑥 10−10) + log [
0,65
65 𝑥𝑥 1,0
2,70
27 𝑥𝑥 1
] 
pH = −(−9,15) + log 0,0100,10 
 
pH = 9,15 + log(0,10) 
 
pH = 9,15 − 1 = 8,15 
 
Questão 23 – Uma solução 0,10 mol.L-1 de ácido bromídrico apresenta pressão osmótica igual a 4,70 atm a 22°C. Calcule 
o pH da solução ácida e também a constante do ácido. 
Resolução: Cálculo do fator de van´t Hoff: HBr(aq) →⏞
H2O
H(aq)+ + Br(aq)− 
i = 1 + (n − 1). α 
i = 1 + (2 − 1). α 
i = 1 + α 
 
A partir da aplicação da pressão osmótica, temos: π = [HBr] x R x T x i 
 
4,70 = 0,10 x 0,08206 x (22 + 273) x (1 + α) 
 
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Professor Alexandre Vargas Grillo Página 10 
 
4,70 = 0,008206 x 295 x (1 + α) 
 
1 + α = 4,700,008206 x 295 
 
1 + α = 4,702,42 
 
1 + α = 1,94 
 
α = 0,94 
 
Cálculo do pH: pH = −log([HBr] x α) 
pH = −log(0,10 x 0,94) = 1,03 
 
Questão 24 – (GRILLO) Dê as expressões matemáticas das constantes do produto de solubilidade para as seguintes 
soluções saturadas apresentadas a seguir: 
a) Cloreto de prata 
b) Cromato de prata 
c) Sulfato de estrôncio 
d) Iodato de cálcio 
e) Sulfato de bário 
f) Hidróxido de alumínio 
g) Azida de chumbo 
h) Carbonato de sódio 
 
Resolução: 
a) AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl-(aq); Kps = [Ag+] x [Cl−] 
b) Ag2CrO4(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + CrO4-2(aq); Kps = [Ag+]2 x [Cr2O4−2] 
c) SrSO4(s) ⇄ Sr+2(aq) + SO4-2(aq); Kps = [Sr+2] x [SO4−2] 
d) Ca(IO3)2(s) ⇄ Ca+2(aq) + 2 IO3- (aq); Kps = [Ca+2] x [IO3−]2 
e) BaSO4(s) ⇄ Ba+2(aq) + SO4-2(aq); Kps = [Ba+2] x [SO4−2] 
f) Al(OH)3(s) ⇄ Al+3(aq) + 3 OH- (aq); Kps = [Al+3] x [OH−]3 
g) Pb(N3)2(s) ⇄ Pb+2(aq) + 2 N3- (aq); Kps = [Pb+2] x [N3−]2 
h) Na2CO3(s) ⇄ 2 Na+(aq) + CO3-(aq); Kps = [Na+]2 x [CO3−2] 
 
Questão 25 - (GRILLO) Sabendo que o produto de solubilidade do sulfato de bário é igual a 1,1 x 10-11, determine a 
massa deste sal se for lavado com: 
a) 250 mL de água; 
b) 350 mL de uma solução aquosa de sulfato de amônio, com concentração da quantidade de matéria igual a 0,75 
mol.L-1. 
 
Resolução: 
a) Para este problema, será necessário o uso da tabela de equilíbrio químico. Base de cálculo: n (mol) inicial de 
sulfato de bário, BaSO4. 
 
 BaSO4(s)  Ba+2(aq) SO-24 (aq) 
Início n 
 
0 0 
Reage // S S 
Equilíbrio // S S 
 
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Equação do produto de solubilidade (Kps): Kps = [Ba+2] x [SO4−2] = S x S = S2 
 
Cálculo da solubilidade (S): Kps = S² = 1,1 x 10−11 
 
S = √1,1 x 10−11 = 3,32 x 10−6 mol. L−1 
 
Cálculo da massa de sulfato de bário, na presença de 0,250 litros de água: 
3,32 x 10−6 mol. L−1 =
mBaSO4
< MM >BaSO4 x Vsolução
 
 
mBaSO4 = 3,32 x 10−6 mol. L−1x 233 x 0,250 = 193,39 x 10−6⏟
μ
 g = 193,39 μg 
 
Cálculo da massa de sulfato de bário, na presença de sulfato de amônio, (NH4)2SO4: 
 
(NH4)2SO4(s) → 2 NH4+(aq) + SO4-2(aq) 
1 mol de (NH4)2SO4(s) ----------- 1 mol de SO4-2(aq) 
0,75 mol.L-1 ----------------------- [SO4-2] 
[SO4-2] = 0,75 mol.L-1 
 
 BaSO4(s)  Ba+2(aq) SO-24 (aq) 
Início n 
 
0 0 
Reage // S S 
Equilíbrio // S S + 0,75 
 
Equação do produto de solubilidade (Kps), na presença do íon comum: Kps = [Ba+2] x [SO4−2] 
Kps = S x (S + 0,75)⏟ 
≅ 0,75
 
0,75 x S = 1,1 x 10−11 
S = 1,1 x 10
−11
0,75 = 1,47 x 10
−11 mol. L−1. 
 
Cálculo da massa de sulfato de bário, na presença de 0,350 litros de água: 1,47 x 10−11 mol. L−1 = mBaSO4<MM>BaSO4x Vsolução 
 
mBaSO4 = 1,47 x 10−11 mol. L−1x 233 x 0,350 = 119,88 x 10−11 
 
A massa de sulfato de bário será de aproximadamente igual a 1,20 x 10-9 g. 
 
Questão 26 – A uma determinada temperatura T, o produto de solubilidade do sulfato de chumbo II é igual a 1,1 x 10-8 
e as constantes de equilíbrio para as três equações químicas podem ser observadas a seguir: 
a) PbSO4(s) + 2 I-(aq) ⇄ PbI2(s) + SO4-2(aq) K1 = 4,6 x 10-4 
b) PbI2(s) + CrO4-(aq) ⇄ PbCrO4(s) + 2 I-(aq) K2 = 4,3 x 1012 
c) PbS(s) + CrO4-(aq) ⇄ PbCrO4(s) + S-2(aq) K3 = 7,5 x 10-8 
Através dos dados fornecidos pelo problema, determine o valor da constante do produto de solubilidade do sulfeto de 
chumbo, além da energia livre Gibbs padrão. 
 
Resolução: PbS(s) ⇄ Pb+2(aq) + S-2(aq) K5 = ? 
PbS(s) + CrO4-(aq) ⇄ PbCrO4(s) + S-2(aq) K3 = 7,5 x 10-8 
PbSO4(s) ⇄ Pb+2(aq) + SO4-2(aq) K4 = 1,1 x 10-8 
PbCrO4(s) + 2 I-(aq) ⇄ PbI2(s) + CrO4-(aq) K2 = 1 / 4,3 x 1012 
PbI2(s) + SO4-2(aq) ⇄ PbSO4(s) + 2 I-(aq) K1 = 1/ 4,6 x 10-4 + 
PbS(s) ⇄ Pb+2(aq) + S-2(aq) K5 = 7,5 x 10-8 x 1,1 x 10-8 x (1 / 4,3 x 1012) x (1/ 4,6 x 10-4) 
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Professor Alexandre Vargas Grillo Página 12 
 
O K5 que corresponde ao produto de solubilidade do sulfeto de chumbo II é igual a: K5 = Kps = 4,17 x 10-25 
Cálculo da energia livre de Gibbs padrão (∆G°): ∆G° = −R x T x ln Kps 
∆G° = −R x T x ln Kps 
∆G° = −8,314 x 298 x ln(4,17 x 10−25) = +139082 Jmol 
 
Questão 27 – Foram dissolvidos 0,002 mol em um litro de solução de nitrato de chumbo II sólido em um litro de uma 
solução de ácido sulfúrico, com concentração molar igual a 0,001 mol/L. A partir desta informação, verifique se vai haver 
ou não precipitação de sulfato de chumbo. Informação para a resolução do problema: produto de solubilidade do sulfato 
de chumbo = 1,3 x 10–8, a 25°C. 
 
Resolução: Para este problema, iremos fazer uma comparação de valores, entre o coeficiente reacional (Qps) com o valor 
do produto de solubilidade (Kps). 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria do sulfato: H2SO4(aq) → 2 H+(aq) + SO4-2(aq) 
1 mol de H2SO4(aq) ---------- 1 mol de SO4-2(aq) 
0,001 mol/L ------------------- [SO4-2] 
[SO4-2] = 0,001 mol.L-1 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria de chumbo [Pb+2]: Pb(NO3)2(aq) → Pb+2(aq) + 2 NO3- (aq) 
1 mol de Pb(NO3)2(aq) ---------- 1 mol de Pb+2(aq) 
0,002 mol/L ----------------------- [Pb+2] 
[Pb+2] = 0,002 mol.L-1 
 
Cálculo do valor da constante reacional (Q) para o sulfato de chumbo: PbSO4(aq) → Pb+2(aq) + SO4-2 (aq) 
Qps = [Pb+2] x [SO4−2] = 0,002 x 0,001 = 2 x 10−6 
 
Comparando os valores do produto reacional com o produto de solubilidade, observa-se que Qps é maior que o Kps (Qps 
> Kps). Com isso, há sim precipitação de sulfato de chumbo. 
 
Questão 28 - Preparando uma solução tampão com um pH = 8,5 foram adicionados em uma solução de ácido clorídrico 
cianeto de sódio, com concentração molar igual a 0,01 mol. A partir desta informação, determine o valor do número de 
mol do referido sal. Informação para a resolução do problema: Ka(HCN) = 4,1 x 10-10. 
 
Resolução: Adicionando-se x mols de ácido clorídrico à solução de cianeto de sódio, NaCN, teremos o seguinte equilíbrio 
iônico colocado a seguir: Na+(aq) + H+(aq) + CN-(aq) + Cl-(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq) + HCN. 
Com isso, temos a seguinte tabela de equilíbrio químico completada fica representada da seguinte maneira. 
Base de cálculo: 0,01 mol de cianeto 
 H+(aq) CN-(aq)  HCN 
Início 0 0,01 
 
0 
Reage x x x 
Equilíbrio x 0,01 - x x 
 
Considerando que o processo se caracteriza como um tampão, temos: pH = pKa + [ânion]log 
[ácido]
 
8,5 = - log (4,1 x 10-10) + 
(0,01 - x)log 
x
 
8,5 = 10 - 0,413 + 
(0,01 - x)log 
x
 
- 0,887 = 
(0,01 - x)log 
x
 
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Professor Alexandre Vargas Grillo Página 13 
 
0,01 - x
x
= 10(-0,887) 
0,01 - x
x
= 0,130 
X = 8,85 x 10-3 mol 
 
Questão 29 – Foi misturada duas soluções: uma solução aquosa de ácido clorídrico e outra solução de hidróxido de sódio. 
Para esta mistura foram utilizados 3,65 gramas o referido ácido e 6,0 gramas de hidróxido em uma quantidade de água 
suficiente para um total de um litro de solução. Diante disso, calcule o pH da solução resultante. 
 
Resolução: Equação química: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l).Determinação do reagente limitante e do reagente em excesso. 
 
Analisando o HCl: nHCl =
mHCl
<MM>HCl
= 3,65 g36,5 g.mol−1 = 0,10 mol 
 
Analisando o NaOH: nNaOH =
mNaOH
<MM>NaOH
= 6,0 g40,0 g.mol−1 = 0,15 mol 
Observando o número de mol de cada reagente químico, observa-se que há um excesso de hidróxido de sódio, uma vez 
que o número de mol de hidróxido é maior do que o do ácido (nNaOH > nHCl), conforme pode ser observado em cada 
número de mol calculado acima. 
 
Cálculo do número de mol em excesso de hidróxido de sódio: nexcesso = nHCl − nNaOH = 0,15 − 0,10 = 0,05 mol 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria do hidróxido de sódio em excesso, [NaOH]excesso: 
MexcessoNaOH = 
nexcessoNaOH
Vsolução
= 0,05 mol1 L = 0,05 mol. L
−1 
 
Equação química: NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) 
 
Observando a estequiometria, temos o seguinte valor da concentração molar de íons hidroxila: 
 
1 mol de NaOH(aq) ------------------- 1mol de OH-(aq) 
0,05 mol.L-1 de NaOH(aq) ----------- [OH-] 
[OH-] = 0,05 mol.L-1 
 
Cálculo do pOH: pOH = − log[OH−] = − log(0,05) = 1,30 
 
Cálculo do valor do pH a 25°C: pH = 14 – pOH 
pOH = 14 – 1,30 = 12,70 
 
Questão 30 – Um ácido hipotético do tipo HX(aq) apresenta 0,05 mol dissolvido em água, formando um litro de solução. 
A partir da obtenção desta solução específica o pH foi medido e foi igual a 2,00. A partir de todas estas observações, 
determine: 
a) a soma das concentrações de todos os íons; 
b) o valor da constante de ionização (Ka) para o ácido HX. 
 
 
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Resolução: Equação química: HX(aq) + H2O(l)  X-(aq) + H3O+(aq). Base de cálculo: M (mol.L-1) inicial de ácido fórmico, 
HCOOH. 
Tabela de equilíbrio químico: 
 
 HX(aq) H2O(l)  X-(aq) H3O+(aq) 
Início M M 
 
0 0 
Reage Mα // Mα Mα 
Equilíbrio M - Mα // Mα Mα 
 
Cálculo do grau de dissociação (α), a partir da constante de equilíbrio: Ka =
[X−] x [H3O+]
[HX] x aH2O
= (Mα) x (Mα)(M−Mα) =
Mα² 
1−α 
 
Considerando que o pH seja igual a 2,0, o valor da concentração de íons H3O+(aq) será igual a: 
2,0 = −log[H3O+] 
 
[H3O+] = 10−2mol. L−1 
 
a) Cálculo da soma dos íons: [H3O+] + [X−] = 10−2mol. L−1 + 10−2mol. L−1 = 2,0 x 10−2mol. L−1 
 
b) Cálculo da constante de equilíbrio (Ka) do ácido HX: 
 
[H3O+] = [X−] = M. α 
10−2 = Mα 
0,05
1 x α = 10
−2 
α = 0,2 (20%) 
Ka =
[X−]. [H3O+]
[HX]. aH2O
= 
(Mα) x (Mα)
(M − Mα) = 
10−2 x 10−2
(0,05 − 10−2) = 
10−4 
0,04 = 2,50 x 10
−3 
 
Questão 31 – A constante do produto de solubilidade do sulfato de chumbo é igual a 2,50 x 10-8. A partir desta 
informação, calcule a solubilidade deste mesmo soluto na presença de: 
a) água pura; 
b) solução de nitrato de chumbo; 
c) na presença de sulfato de sódio. 
 
Resolução: 
a) Analisando a partir da presença de água pura: 
Sulfato de chumbo: PbSO4(s) ⇄ Pb(aq)+2 + 𝑆𝑆𝑆𝑆4(aq)
−2 
 
Equação da constante de solubilidade: Kps = [Pb(aq)+2 ] x [𝑆𝑆𝑆𝑆4(aq)
−2 ] 
1 mol PbSO4(s) − − − 1 mol Pb(aq)+2 (S) − − − 1 mol SO4(aq)
−2 (S) 
Kps = S x S = S² 
S = √2,50 x 10−8 = 1,58 x 10−4 molL 
 
b) Analisando a partir da presença de nitrato de chumbo: 
Sulfato de chumbo: PbSO4(s) ⇄ 𝐏𝐏𝐏𝐏(𝐚𝐚𝐚𝐚)+𝟐𝟐 + 𝑆𝑆𝑆𝑆4(aq)
−2 
Nitrato de chumbo: Pb(NO3)2 ⇄ 𝐏𝐏𝐏𝐏(𝐚𝐚𝐚𝐚)+𝟐𝟐 + 2 NO3(aq)
−1 
Presença do íon comum: 𝐏𝐏𝐏𝐏(𝐚𝐚𝐚𝐚)+𝟐𝟐 
 
Equação da constante de solubilidade: Kps = [Pb(aq)+2 ] x [SO4(aq)
−2 ] 
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1 mol PbSO4(s) − − − 1 mol Pb(aq)+2 (S) − − − 1 mol SO4(aq)
−2 (S) 
Kps = (S + 0,010)⏟ 
0,010
x S 
0,010 x S = 2,50 x 10−8 
S = 2,50 x 10
−8
0,010 = 2,50 x 10
−6 mol
L 
 
c) Analisando a partir da presença de sulfato de sódio: 
Sulfato de chumbo: PbSO4(s) ⇄ Pb(aq)+2 + 𝐒𝐒𝐒𝐒𝟒𝟒(𝐚𝐚𝐚𝐚)
−𝟐𝟐 
Nitrato de chumbo: Na2SO4(aq) ⇄ 2Na(aq)+2 + 𝐒𝐒𝐒𝐒𝟒𝟒(𝐚𝐚𝐚𝐚)
−𝟐𝟐 
Presença do íon comum: SO4+2 
 
Equação da constante de solubilidade: Kps = [Pb(aq)+2 ] x [SO4(aq)
−2 ] 
 
1 mol PbSO4(s) − − − 1 mol Pb(aq)+2 (S) − − − 1 mol SO4(aq)
−2 (S) 
Kps
= S x (S + 0,10)⏟ 
0,10
 
 
0,10 x S = 2,50 𝑥𝑥 10−8 
 
S = 2,50 𝑥𝑥 10
−8
0,10 = 2,50 𝑥𝑥 10
−7 mol
L 
 
Questão 32 – (GRILLO) Considere que uma solução saturada de iodeto de mercúrio II apresenta uma concentração da 
quantidade de matéria de íons mercúrio na ordem de 3,0 x 10-6 mol.L-1 a temperatura experimental T. A partir desta 
informação, calcule o valor da constante do produto de solubilidade além também do valor do pKps. 
 
Resolução: Equação química: HgI2(s) ⇄ Hg(aq)+2 + 2I(aq)− 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria de íons iodeto: 
1 mol de Hg(aq)=2 − − −− − 2 mol de I(aq)− 
3,0 x 10−6 molL − − −− − − [I
−] 
 
[I−] = 6,0 x 10−6 molL 
 
Expressão e cálculo da constante do produto de solubilidade: Kps = [Hg+2] x [I−]² 
Kps = [Hg+2] x [I−]² 
Kps = [3,0 x 10−6] x [6,0 x 10−6]2 = 1,08 x 10−16 
 
Cálculo do pKps: pKps = −logKps = −log(1,08 x 10−16) = −(−15,97) = + 15,97 
 
Questão 33 – Sabendo que o sulfato de prata a uma temperatura T apresenta em água uma solubilidade igual a 2,0 x 10-
2 mol.L-1, determine o produto de solubilidade desse sal, nesta mesma temperatura T. 
 
Resolução: Ag2SO4(s) ⇄ 2 Ag+(aq) + SO4-2(aq); Kps = [Ag+2]² x [SO4−2] 
 
1 mol de Ag2SO4(s) --- 2 mol de Ag+(aq) --- 1 mol de SO4-2(aq) 
 
Relação entre o produto de solubilidade (Kps) e a solubilidade (S): Kps = [2𝑆𝑆]2x [S] = 4 x S³ 
 
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Sabendo que a solubilidade é igual a 2,0 x 10-3 mol.L-1, temos: Kps = 4 x (2,0 x 10−3)3 = 3,2 x 10−5 
 
Questão 34 – (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 
 
Resolução: Alternativa D. 
 
Reação: Sr3(PO4)2(s) ⇄ 3Sr(aq)+2 + 2PO4(aq)−3 
 
Equação da constante do produto de solubilidade: Kps = [Sr+2]³ x [PO4−2]² 
 
Determinação da quantidade de matéria de íons fosfato: Sr3(PO4)2(s) ⇄ 3Sr(aq)+2 + 2PO4(aq)−3 
 
3 mol de Sr(aq)+2 − − − − 2 mol de PO4(aq)−3 
7,50 x 10−7 − − − − − [PO4(aq)−3 ] 
[PO4(aq)−3 ] = 5,0 x 10−7
mol
L 
 
Cálculo da constante do produto de solubilidade: Kps = (7,50 x 10−7)3 x (5,0 x 10−7)2 = 1,05 x 10−31 
 
Cálculo do pKps: pKps = −logKps = − log(1,05 x 10−31) = 31 
 
Questão 35 – (OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) Kps para o iodato de chumbo II, Pb(IO3)2 é 3,2 
x 10-14 a uma dada temperatura. Qual a solubilidade de Pb(IO3)2 em mol.L-1? 
a) 1,8 x 10-7 
b) 3,6 x 10-7 
c) 2,0 x 10-5 
d) 4,0 x 10-5 
e) 8,0 x 10-5 
 
Resolução: Alternativa C. 
 
Fórmula molecular do iodato de chumbo II: Pb(IO3)2(aq) 
 
Equação química: Pb(IO3)2(s) ⇄ Pb(aq)+2 + 2 IO3(aq)− 
 
Expressão da constante do produto de solubilidade: Kps = [Pb+2] x [IO3−]2 
 
Relação da constante de produto de solubilidade com a solubilidade: Kps = S x (2S)2 = 4S³ 
Kps = 4 x S³ 
 
Cálculo da solubilidade (S): 3,2 𝑥𝑥 10
−14
4 = S³S3 = 0,80 x 10−14 
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S = √8,0 x 10−153 = 2 x 10−5 molL 
 
Questão 36 - (OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) Nas estações de tratamento de água comumente 
provoca-se a formação de flocos de hidróxido de alumínio para arrastar partículas em suspensão. Suponha que o hidróxido 
de alumínio seja substituído pelo hidróxido férrico. Qual a menor concentração de íons Fe+3, em mol.L-1, necessária para 
provocar a precipitação da base, numa solução que contém 1,0 x 10-8 mol.L-1 de íons OH-? Dado: produto de solubilidade 
do Fe(OH)3 = 4,0 x 10-38. 
a) 2,0 x 10-16 
b) 2,0 x 10-14 
c) 4,0 x 10-14 
d) 4,0 x 10-16 
e) 2,0 x 10-18 
 
Resolução: Alternativa C. 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria de íons [Fe+3], a partir da constante do produto de solubilidade do 
hidróxido férrico ou também conhecido como hidróxido de ferro III: 
 
Equação química: Fe(OH)3(s) ⇄ Fe(aq)+3 + 3 OH(aq)− 
 
Expressão da constante do produto de solubilidade: Kps = [Fe+3] x [OH−]3 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria de íons Fe+3: Fe(OH)3(s) ⇄ Fe(aq)+3 + 3 OH(aq)− 
Kps = [Fe+3] x [OH−]3 
[Fe+3] =
Kps
[OH−]3 =
4,0 x 10−38
(1,0 x 10−8)3 =
4,0 x 10−38
1,0 x 10−24 = 4,0 x 10
−14 mol
L 
 
Questão 37 – (IME – 1974) O grau de hidrólise do NaCN, em solução 0,2 N, é 0,85% a 25°C. Calcule a constante de 
ionização do HCN a 25°C. 
 
Resolução: 
 
Equação química (1): NaCN(aq) → Na(aq)+ + CN(aq)− 
 
Equação química (2): Na(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + Na(aq)+ + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
Equação química da constante de hidrólise: Kh =
KW 
Ka
 
 
[NaCN] x α² = KW Ka
 
Ka =
KW
[NaCN] x α² =
10−14
0,20 x (0,0085)2 =
10−14
1,445 x 10−5 = 6,925 x 10
−10 
 
Questão 38 – (IME - 1981) Calcule o pH de uma solução 0,100 mol.L-1 de um ácido monoprótico, sabendo que sua 
constante de acidez é 1,00 x 10-11. 
 
Resolução: Ácido monoprótico: HX(aq) 
Equação química: HX(aq) → H(aq)+ + X(aq)− 
 
Cálculo do grau de dissociação, a partir da equação da constante de equilíbrio do ácido: Ka =
Mα x Mα
M−Mα =
Mα²
1−α 
 
Levando em consideração que o ácido hipotético seja fraco, alfa tende a zero (α → 0), logo 1 − α → 1. 
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Com isso, a equação da constante de equilíbrio do ácido fica da seguinte forma: Ka = Mα2. 
Substituindo os valores na constante de equilíbrio, temos: 10−11 = 0,10 x α2 
 
α2 = 10
−11
0,10 
α = 10−5 
 
Sabendo que no equilíbrio a concentração de íons hidrogeniônicos é igual a 𝑀𝑀α, então: 
[H+] = M x α = 0,10 x 10−5 = 10−6 molL 
 
Cálculo do pH: pH = − log[H+] = 6 
 
Questão 39 – (IME – 1979) Juntam-se 90 mL de solução 0,10 mol x L-1 de hidróxido de amônio com 10 mL de solução 
010 mol x L-1 de ácido clorídrico. Determinar o pH da solução obtida. 
 
Resolução: Equação química balanceada: HCl(aq)+ NH4(OH) → NH4Cl(aq) + H2O(l) 
 
Cálculo do número de mol para cada reagente químico: 
 
nácido = 0,10 x 10 x 10−3 = 1,0 x 10−3mol 
 
nbase = 0,10 x 90 x 10−3 = 9,0 x 10−3mol 
 
Como o número de mol da base é maior em comparação ao número de mol do ácido, a solução final apresentará 
característica alcalina. 
 
nbaseexcesso = 9,0 x 10−3mol − 1,0 x 10−3mol = 8,0 x 10−3mol 
 
Vtotal = 10 x 10−3 L + 90 x 10−3L = 100 x 10−3 L 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria dos íons hidroxilas: [OH−] = 8,0 x 10
−3mol
100 x 10−3 L = 8,0 x 10
−2 mol
L 
 
pOH = − log(8,0 x 10−3) = 1,10 
 
pH = 14 − pOH = 14 − 1,10 = 12,90 
 
Questão 40 – Em que pH começa a precipitar o hidróxido de magnésio, se a concentração de Mg+2 na solução é 0,010 
mol X L-1. Dado: Mg(OH)2(s) ⇄ Mg+2(aq) + 2 OH-(aq), Kps = 8,90 x 10-12. 
 
Resolução: Cálculo da concentração hidroxiliônica, a partir do produto de solubilidade: Kps = [Mg+2] x [OH−]2 
 
8,90 𝑥𝑥 10−12 = 10−2 x [OH−]2 
 
[OH−] = √8,90 𝑥𝑥 10
−12
10−2 = 2,98 𝑥𝑥 10
−5 mol
L 
 
Cálculo do potencial hidroxiliônico: pOH = − log[OH−] = − log[2,98 x 10−5] = 4,52 
 
pH = 14 − pOH = 14 − 4,52 = 9,48 
 
 
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Questão 41 – Quantos miligramas de íons Mn+2 permanecem em 100 mL de uma solução de pH igual a 8,60 sem que 
haja a precipitação do hidróxido de manganês? Dado: Mn(OH)2(s) ⇄ Mn+2(aq) + 2 OH-(aq), Kps = 1,90 x 10-13. 
 
Resolução: Equação da constante de equilíbrio do produto de solubilidade: Kps = [Mn+2] x [OH−]2 
 
Cálculo do pOH e da concentração da quantidade de matéria de hidroxila à 25°C: pOH = 14 − 8,60 = 5,40 
 
5,40 = − log[OH−] 
 
[OH−] = 10−5,40 = 1,99 x 10−6 molL 
 
Pela relação estequiométrica: 1 mol de Mn+2 − −− − − 2 mol de OH− 
 
1 mol de Mn+2 − − −− − 2 mol de OH− 
[Mn+2] − − − − − −− − 3,98 x 10−6 molL de OH
− 
[Mn+2] = 3,98 x 10
−6
2 = 1,99 x 10
−6 molL de Mn
+2 
 
Cálculo da massa de cátions manganês: mMn+2<MM>Mn+2 x Vsolução
= 1,99 x 10−6 
 
mMn+2 = 1,99 x 10−6 𝑥𝑥 54,90 𝑥𝑥 0,10 ≅ 0,011 mg 
 
Questão 42 – (IME - 1974) O equilíbrio da solubilidade para o composto hipotético RQ2 em água é dado pela seguinte 
equação: RQ2 → R++ + 2Q−. O produto de solubilidade à temperatura ambiente é 3,2 x 10-11. Calcule o número de mols 
de RQ2 que se pode dissolver em 50 mL de água pura. 
 
Resolução: Equação química: RQ2 → R++ + 2Q− 
1 mol de RQ2 − −− 1 mol de R++ − −− 2 mol de Q− 
 
Equação do produto de solubilidade: Kps = [R++] x [Q−]2 
 
Relação do produto de solubilidade com a solubilidade: Kps = [S] x [2S]2 = 4S³ 
 
Cálculo da solubilidade: 3,2 𝑥𝑥 10−11 = 4S³ 
S = √3,2 𝑥𝑥 10
−11
4
3
= 2,0 𝑥𝑥 10−4 molL 
Cálculo do número de mol de RQ2, a partir da solubilidade: 2,0 𝑥𝑥 10−4 = nRQ250 x 10−3 
nRQ2 = 2,0 𝑥𝑥 10−4 𝑥𝑥 50 x 10−3 = 1,0 x 10−5 mol 
 
Questão 43 – (MESTRE JOÃO ROBERTO DA PACIÊNCIA NABUCO) O grau de hidrólise do cianeto de potássio 
em solução 0,1 mol.L-1 é 1,12%. Calcular o pH da solução. Dado: log (1,12) = 0,05. 
 
Resolução: Analisando a solução de cianeto de potássio: KCN(aq) ⇌ K(aq)+ + CN(aq)− 
 
K(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ KOH(aq)⏟ 
Base forte
+ HCN(aq) 
 
K(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ K(aq)+ + OH(aq)− + HCN(aq) 
 
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CN(aq)− + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
A solução de cianteo de potássio é alcalina. 
[OH(aq)− ] = 0,10 x 0,0112 = 1,12 x 10−3
mol
L 
 
Cálculo do pOH: pOH = −log [1,12 x 10−3] = 2,95 
 
Cálculo do pH: pH = 14 − pOH = 14 − 2,95 = 11,05 
 
Questão 44 – (MESTRE JOÃO ROBERTO DA PACIÊNCIA NABUCO) A constante de hidrólise do cloreto de 
amônio 0,2 mol.L-1 é 5,0 x 10-8. Calcule Kb do hidróxido de amônio. 
 
Resolução: Analisando o cloreto de amônio: NH4Cl(aq) ⇌ NH4(aq)+ + Cl(aq)− 
NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + HCl(aq)⏟ 
ácido forte
 
 
NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+ + Cl(aq)− 
 
NH4(aq)+ + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+⏟ 
solução ácida
 
Kh =
KW
Kb
 
 
5,0 𝑥𝑥 10−8 = 10
−14
Kb
 
 
Kb =
10−14
5,0 𝑥𝑥 10−8 = 2,0 𝑥𝑥 10
−7Questão 45 – (OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) Qual das seguintes substâncias, a ser adicionada 
em água, não irá alterar o pH? 
a) NaHCO3 
b) NH4Cl 
c) KCN 
d) KCl 
e) CO2 
 
Resolução: Alternativa D. 
 
Analisando cada alternativa exposta pelo problema. 
 
a) Analisando a solução de bicarbonato de sódio: NaHCO3(aq) ⇌ Na(aq)
+ + HCO3(aq)− 
Na(aq)+ + HCO3(aq)− + H2O(l) ⇌ NaOH(aq) + H2CO3(aq)⏟ 
ácido fraco
 
 
Na(aq)+ + HCO3(aq)− + H2O(l) ⇌ Na(aq)+ + OH(aq)− + H2CO3(aq)⏟ 
ácido fraco
 
 
HCO3(aq)− + H2O(l) ⇌ OH(aq)−⏟ 
solução alcalina
+ H2CO3(aq)⏟ 
ácido fraco
 
 
 
24 MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA — VOLUME 4
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b) Analisando a solução de cloreto de amônio: NH4Cl(aq) ⇌ NH4(aq)+ + Cl(aq)− 
 
NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + HCl(aq)⏟ 
ácido forte
 
NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+ + Cl(aq)− 
 
NH4(aq)+ + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+⏟ 
solução ácida
 
 
c) Analisando a solução de cianeto de potássio: KCN(aq) ⇌ K(aq)+ + CN(aq)− 
 
K(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ KOH(aq)⏟ 
Base forte
+ HCN(aq) 
 
K(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ K(aq)+ + OH(aq)− + HCN(aq) 
 
CN(aq)− + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
d) Analisando a solução de cloreto de potássio: KCl(aq) ⇌ K(aq)+ + Cl(aq)− 
K(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ KOH(aq)⏟ 
base forte
+ HCl(aq)⏟ 
ácido forte
 
 
K(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ K(aq)+ + OH(aq)− + H(aq)+ + Cl(aq)− 
 
H2O(l) ⇌ OH(aq)− + H(aq)+ 
 
e) Analisando o dióxido de carbono: Reagindo este composto com a água, resulta na formação de um ácido (H2CO3). 
CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)⏟ 
ácido carbônico
(ácido fraco)
 
 
Questão 46 – (ITA) Numa solução aquosa 0,100 mol.L-1 de um ácido monocarboxílico, a 25°C, o ácido está 3,7% 
dissociado após o equilíbrio ter sido atingido. Assinale a opção que contém o valor correto da constante de dissociação 
desse ácido nesta temperatura. 
a) 1,4 
b) 1,4 x 10–3 
c) 1,4 x 10–4 
d) 3,7 x 10–2 
e) 3,7 x 10–4 
 
Resolução: Alternativa C. 
 
Sabendo que a constante do ácido é dado por: Ka =
M x α²
1−α . Substituindo os valores na equação da constante do ácido, 
temos: Ka =
0,10 x (0,037)²
1−0,037 = 1,42 x 10
−4 
 
Como o ácido é fraco, a equação da constante dos ácidos se reduz a 
Ka = M x α2. Realizando o cálculo mediante a esta última equação: 
 
Ka = 0,10 x (0,037)2 = 1,37 x 10−4 (≅ 1,40 x 10−4) 
 
 
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Questão 47 – (ITA) Em um copo de 500 ml são misturados 100 ml de ácido clorídrico 1,00 mol.L-1 em 100 ml de 
hidróxido de sódio 0,50 mol.L-1. A solução resultante no copo é: 
a) 1,0.10–7 mol.L-1 em OH– 
b) 1,0.10–7 mol.L-1 em H+ 
c) 0,05 mol.L-1 em H+ 
d) 0,25 mol.L-1 em H+ 
e) 0,50 mol.L-1 em H+ 
 
Resolução: Altenativa D. 
 
Reação química: ácido + base → sal + água 
 
Equação química entre o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio: HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
Cálculo do número de mol para cada espécie química: 
 
nácido = 1,0 x 0,10 = 0,10 mol 
nbase = 0,50 x 0,10 = 0,05 mol - 
nácidoexcesso = 0,10 mol − 0,05 mol = 0,05 mol 
 
Vtotal = 100 mL + 100 mL = 200 mL (0,20 L) 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria: [á𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐] = [𝐻𝐻+] = nácido
excesso
Vtotal
= 0,05 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚0,20 𝐿𝐿 = 0,25
𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚
𝐿𝐿 
 
Questão 48 – (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. 
 
Resolução: Equação química: KOH(aq) → K(aq)+ + OH(aq)− 
 
Cálculo do pOH da solução de hidróxido de potássio: 13 + pOH = 14 
 
pOH = 1 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria hidroxiliônica: pOH = −log[OH(aq)− ] 
 
1 = −log[OH(aq)− ] 
 
[OH(aq)− ] = 0,10
mol
L 
 
Cálculo da massa de hidróxido de potássio, a partir da concentração da quantidade de matéria: 
 
[KOH] = mKOH< MM >KOH x Vsolução
 
 
0,10 = mKOH56 x 0,500 x 10−3 
 
mKOH = 2,80 x 10−3⏟ 
mili
g
⏟ 
miligramas
= 2,80 mg 
 
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Questão 49 – (ITA - 1976) Sabendo que a solubilidade em água a 0°C do sulfato de prata (Ag2SO4) é 1,8 x 10-2 mol x 
L-1, podemos concluir que o produto de solubilidade desse sal, nesta temperatura vale: 
a) 1,6 x 10-4 
b) 6,5 x 10-4 
c) 6,0 x 10-4 
d) 1,8 x 10-2 
e) 5,4 x 10-2 
 
Resolução: Questão anulada por não apresentar a alternativa correta. 
 
Equação química: Ag2SO4(s) ⇌ 2 Ag(aq)+ + SO4(aq)−2 
1 mol de Ag2SO4(s) − − − 2 mol de Ag(aq)+ − − − 1 mol de SO4(aq)−2 
 
Equação do produto de solubilidade: Kps = [Ag+]² x [SO4(aq)−2 ] 
 
Relação do produto de solubilidade com a solubilidade: Kps = [2S]2x [S] = 4S3 
 
Kps = [2S]2x [S] = 4 x (1,80 𝑥𝑥 10−2)3 = 2,33 𝑥𝑥 10−5 
 
Questão 50 – (ITA - 1976) Sabendo que o produto de solubilidade do cloreto de prata vale 1,80 x 10-10 pode-se dizer 
que a solubilidade desse sal em água é: 
a) 3,24 x 10-20 mol x L-1 
b) 0,90 x 10-10 mol x L-1 
c) 1,80 x 10-10 mol x L-1 
d) 3,60 x 10-10 mol x L-1 
e) 1,34 x 10-5 mol x L-1 
 
Resolução: Alternativa E. 
 
Equação química: AgCl(s) ⇌ Ag(aq)+ + Cl(aq)− 
1 mol de Ag2SO4(s) − − − 1 mol de Ag(aq)+ − − − 1 mol de Cl(aq)− 
 
Equação do produto de solubilidade: Kps = [Ag+] x [Cl(aq)− ] 
 
Relação do produto de solubilidade com a solubilidade: 1,80 𝑥𝑥 10−10 = S x S 
1,80 𝑥𝑥 10−10 = S² 
 
Cálculo da solubilidade: S = √1,80 x 10−10 = 1,34 x 10−5 molL 
 
Questão 51 – (ITA) Dentre as substâncias abaixo assinale aquela que, quando dissolvida em água, produz solução 
alcalina. 
a) C2H5OH 
b) NaCl 
c) CH3COONa 
d) NH4Cl 
e) KNO3 
 
Resolução: Alternativa C. 
 
Analisando o cloreto de sódio: NaCl(aq) ⇌ Na(aq)+ + Cl(aq)− 
Na(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NaOH(aq)⏟ 
base forte
+ HCl(aq)⏟ 
ácido forte
 
 MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA — VOLUME 4 27
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Professor Alexandre Vargas Grillo Página 24 
 
Na(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ Na(aq)+ + OH(aq)− + H(aq)+ + Cl(aq)− 
 
H2O(l) ⇌ OH(aq)− + H(aq)+ 
 
Analisando o acetato de sódio: CH3COONa(aq) ⇌ CH3COO(aq)− + Na(aq)+ 
 
CH3COO(aq)− + Na(aq)+ + H2O(l) ⇌ CH3COOH(aq)⏟ 
ácido fraco
+ NaOH(aq)⏟ 
ácido forte
 
 
CH3COO(aq)− + Na(aq)+ + H2O(l) ⇌ CH3COOH(aq) + Na(aq)+ + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
CH3COO(aq)− + H2O(l) ⇌ CH3COOH(aq) + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
Analisando o cloreto de amônio: NH4Cl(aq) ⇌ NH4(aq)+ + Cl(aq)− 
 
NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + HCl(aq)⏟ 
ácido forte
 
 
NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+ + Cl(aq)− 
 
NH4(aq)+ + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+⏟ 
solução ácida
 
 
Analisando o nitrato de potássio: KNO3(aq) ⇌ K(aq)
+ + NO3(aq)− 
 
K(aq)+ + NO3(aq)− + H2O(l) ⇌ KOH(aq)⏟ 
base forte
+ HNO3(aq)⏟ 
ácido forte
 
 
K(aq)+ + NO3(aq)− + H2O(l) ⇌ K(aq)+ + NO3(aq)− + H(aq)+ + OH(aq)− 
 
H2O(l) ⇌ H(aq)+ + OH(aq)−⏟ 
solução neutra
 
 
Questão 52 – (ITA) A 25ºC, adiciona-se 1,0 mL de uma solução aquosa 0,10 mol/L em HCl a 100 mL de umasolução 
aquosa 1,0 mol/L em HCl. O pH da mistura final é: 
a) 0 
b) 1 
c) 2 
d) 3 
e) 4 
 
Resolução: Alternativa A. Cálculo da concentração da quantidade de matéria final da solução de ácido clorídrico: 
[HCl]1 x V1 + [HCl]2 x V2 = [HCl]final x Vfinal 
 
0,10 x 1,0 + 1,0 x 100 = [HCl]final x (1 + 100) 
 
[HCl]final =
100,1
101 = 0,991 ≅ 1,0 
 
HCl(aq) → H(aq)+ + Cl(aq)− 
 
28 MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA — VOLUME 4
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Professor Alexandre Vargas Grillo Página 25 
 
[HCl] = [H(aq)+ ] = 1,0
mol
L 
 
Cálculo do pH: pH = − log[H+] = − log(1) = 0 
 
Questão 53 – (ITA - 1987) Uma solução 0,005 mol.L-1 de hidróxido de bário em água à temperatura ambiente, terá pH 
aproximadamente igual a: 
a) 0,01 
b) 2 
c) 5 
d) 9 
e) 12 
 
Resolução: Alternativa E. Equação química: Ba(OH)2(aq) → Ba+2(aq) + 2 OH-(aq) 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria: 
 
1 mol de Ba(OH)2 ---------------- 2 mol de OH-(aq) 
0,005 mol.L-1 ---------------------- [OH-] 
[OH-] = 0,01 mol.L-1 
 
Cálculo do pOH e do pH: 
pOH = -log[OH-] = - log (10-2) = 2. 
 
À 25°C: pH + 2 = 14 
pH = 12 
 
Questão 54 – (ITA - 1984) A respeito das substâncias CO2, (NH4)2SO4 e CH3(CH2)10COONa são feitas as afirmações: 
I. O pH de uma amostra de água não é alterado pela dissolução de Na2SO4. 
II. A dissolução de CO2 e de (NH4)2SO4 em água produz soluções ácidas. 
III. A dissolução de CH3(CH2)10COONa em água produz solução alcalina. 
Das afirmações feitas está(ão) certas: 
a) apenas I 
b) apenas II 
c) apenas III 
d) apenas I e II 
e) Todas 
 
Resolução: Alternativa E. 
 
Analisando a afirmativa I) Na2SO4(aq) → 2Na(aq)+ + SO4(aq)−2 
 
2Na(aq)+ + SO4(aq)−2 + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2SO4(aq) 
2Na(aq)+ + SO4(aq)−2 + 2H2O(l) → 2Na(aq)+ + 2OH(aq)− + 2H(aq)+ + SO4(aq)−2 
2H2O(l) → 2OH(aq)− + 2H(aq)+⏟ 
solução neutra
 
 
Analisando a afirmativa II) CO2(g)⏟ 
óxido ácido
+ H2O(l) → H2CO3(aq)⏟ 
ácido carbônico
 
 
(NH4)2SO4(aq) ⇌ 2NH4(aq)+ + SO4(aq)−2 
2NH4(aq)+ + SO4(aq)−2 + H2O(l) → 2 NH4OH(𝑎𝑎𝑎𝑎) + H2SO4(aq) 
2NH4(aq)+ + SO4(aq)−2 + H2O(l) → 2 NH4OH(𝑎𝑎𝑎𝑎) + 2H(aq)+ + SO4(aq)−2 
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2NH4(aq)+ + H2O(l) → 2 NH4OH(𝑎𝑎𝑎𝑎) + 2H(aq)+⏟ 
solução ácida
 
 
Analisando a afirmativa III) CH3(CH2)10COONa(aq) ⇌ Na(aq)+ + CH3(CH2)10COO(aq)− 
Na(aq)+ + CH3(CH2)10COO(aq)− + H2O(l) → CH3(CH2)10COOH(aq) + NaOH(aq) 
Na(aq)+ + CH3(CH2)10COO(aq)− + H2O(l) → CH3(CH2)10COOH(aq) + Na(aq)+ + OH(aq)− 
CH3(CH2)10COO(aq)− + H2O(l) → CH3(CH2)10COOH(aq) + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
Questão 55 – (ITA - 1983) Considere as substâncias: 
I. CH3COOK 
II. NH3 
III. KNO3 
IV. KHCO3 
V. KHSO4 
VI. K2CO3 
 
Quais são as que produzem soluções alcalinas (pH > 7), quando dissolvidos em água? 
 
a) Apenas II e VI 
b) Apenas II, IV, V e VI 
c) Apenas I, II, III e IV 
d) Apenas I, II, IV e VI 
e) Apenas I, III, IV e V 
 
Resolução: Alternativa D. 
 
Analisando o composto I) Acetato de potássio: 
 
CH3COOK(aq) ⇌ K(aq)+ + CH3COO(aq)− 
K(aq)+ + CH3COO(aq)− + H2O(l) → CH3COOH(aq) + KOH(aq) 
K(aq)+ + CH3COO(aq)− + H2O(l) → CH3COOH(aq) + K(aq)+ + OH(aq)− 
CH3COO(aq)− + H2O(l) → CH3COOH(aq) + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
Analisando o composto II) Amônia: NH3(g) + H2O(l) → NH4OH(aq) 
 
Analisando o composto III) Nitrato de potássio: KNO3(aq) → K(aq)+ + NO3(aq)
− 
K(aq)+ + NO3(aq)
− + H2O(l) → KOH(𝑎𝑎𝑎𝑎) + HNO3(aq) 
K(aq)+ + NO3(aq)
− + H2O(l) → K(aq)+ + OH(aq)− + H(aq)+ + NO3(aq)
− 
2H2O(l) → 2OH(aq)− + 2H(aq)+⏟ 
solução neutra
 
 
Analisando o composto IV) Bicarbonato de potássio: KHCO3(aq) → K(aq)+ + HCO3(aq)
− 
K(aq)+ + HCO3(aq)
− + H2O(l) → KOH(𝑎𝑎𝑎𝑎) + H2CO3(aq) 
K(aq)+ + HCO3(aq)
− + H2O(l) → K(aq)+ + OH(aq)− + H2CO3(aq) 
HCO3(aq)
− + H2O(l) → OH(aq)−⏟ 
solução básica
+ H2CO3(aq) 
 
Analisando o composto V) Bissulfato de potássio: KHSO4(aq) → K(aq)+ + HSO4(aq)
− 
K(aq)+ + HSO4(aq)
− + H2O(l) → KOH(𝑎𝑎𝑎𝑎) + H2SO4(aq) 
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K(aq)+ + HSO4(aq)
− + H2O(l) → K(aq)+ + OH(aq)− + H(aq)+ + HSO4(aq)− 
H2O(l) → OH(aq)− + H(aq)+⏟ 
solução neutra
 
 
Analisando o composto VI) Carbonato de potássio: K2CO3(aq) → 2K(aq)+ + CO4(aq)−2 
2K(aq)+ + CO3(aq)−2 + 2H2O(l) → 2KOH(aq) + H2CO3(aq) 
2K(aq)+ + CO3(aq)−2 + 2H2O(l) → 2K(aq)+ + 2OH(aq)− + H2CO3(aq) 
CO3(aq)−2 + 2H2O(l) → 2OH(aq)−⏟ 
solução básica
+ H2CO3(aq) 
 
Questão 56 – (IME) Quanto à precipitação do hidróxido férrico (Kps = 1,0.10-36) emu ma solução 0,001 mol.L-1 de Fe+3, 
é correto afirmar que: 
a) Independe do pH 
b) Ocorre somente na faixa da pH alcalino 
c) Ocorre somente na faixa de pH ácido 
d) Não ocorre para pH < 3 
e) Ocorre somente para pH ≥ 12 
 
Resolução: Alternativa D. 
 
Dissociação do hidróxido de ferro III: Fe(OH)3(s) → Fe+3(aq) + 3OH-(aq). 
 
Equação da constante do produto de solubilidade: Kps = [Fe+3] x [OH-]³ 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria de íons hidroxila (OH-): Kps = [Fe+3] x [OH-]³ 
1,0 x 10-36 = 10-3 x [OH-]³ 
[OH-]³ = 10-33 
[OH-] = √10−333 = 10−11mol.L-1 
 
Cálculo do pOH e do pH: pOH = -log[OH-] = - log (10-11) = 11 
 
Cálculo do pH: pH = 14 – 11 = 3 
 
Questão 57 – (ITA - 1973) Numa solução de acetato de sódio há: 
a) mais íons H+ do que OH- 
b) mais íons OH- do que íons H+ 
c) o mesmo número de íons H+ e íons OH- 
d) não há íons H+ nem íons OH- 
e) o mesmo número de íons Na+ e íons CH3COO- 
 
Resolução: Alternativa B. 
 
Analisando a hidrólise do acetato de sódio: CH3COONa(aq) ⇌ CH3COO(aq)− + Na(aq)+ 
 
CH3COO(aq)− + Na(aq)+ + H2O(l) ⇌ CH3COOH(aq)⏟ 
ácido fraco
+ NaOH(aq)⏟ 
ácido forte
 
 
CH3COO(aq)− + Na(aq)+ + H2O(l) ⇌ CH3COOH(aq) + Na(aq)+ + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
CH3COO(aq)− + H2O(l) ⇌ CH3COOH(aq) + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
 MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA — VOLUME 4 31
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MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA – VOLUME 4
 
Professor Alexandre Vargas Grillo Página 28 
 
Questão 58 – (ITA) Calcule a solubilidade do cloreto de prata, AgCl, sabendo que seu produto de solubilidade é 1,80 x 
10-10. 
 
Resolução: Equação química: AgCl(s) ⇌ Ag(aq)+ + Cl(aq)− 
 
1 mol de AgCl(s) − − − 1 mol de Ag(aq)+ − − − 1 mol de Cl(aq)− 
 
Equação do produto de solubilidade: Kps = [Ag(aq)+ ] x [Cl(aq)− ] 
 
Relação da constante do produto de solubilidade com a solubilidade: Kps = 𝑆𝑆² 
1,80 x 10−10 = S² 
S = √1,80 x 10−10 = 1,34 x 10−5 molL 
 
Questão 59 – (ITA - 1973) Numa solução de cloreto de amônio há: 
a) mais íons H+ do que OH- 
b) mais íons OH- do que íons H+ 
c) o mesmo número de íons H+ e íons OH- 
d) não há íons H+ nem íons OH- 
e) o mesmo número de íons NH4+ e íons Cl- 
 
Resolução: Alternativa A. 
 
Analisando a hidrólise do cloreto de amônio: NH4Cl(aq) ⇌ NH4(aq)+ + Cl(aq)− 
 
NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + HCl(aq)⏟ 
ácido forte
 
 
NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+ + Cl(aq)− 
 
NH4(aq)+ + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+⏟ 
solução ácida
 
 
Questão 60 – (ITA - 1970) Em relação às soluções aquosas de cada um dos seguintes sais: NH4Cl,KNO3, CuSO4, fez-
se a seguinte afirmação constituída de três partes. “As três soluções: 
 
I. apresentam pH menor do que 7 
II. porque esses sais derivam de ácidos fortes e 
III. porque esses sais derivam de bases fracas.” 
 
a) as três partes da afirmação estão certas 
b) somente a parte II está certa 
c) as três partes estão erradas 
d) somente a parte I está certa 
e) somente a parte I está errada 
 
Resolução: Alternativa B. 
 
Questão 61 – (IME) O ácido clorídrico puro, no estado líquido, pode ser eletrolizado? Por que? 
 
Resposta: O ácido clorídrico no estado líquido não pode ser eletrolisado, pelo fato deste composto não está ionizado. 
 
 
32 MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA — VOLUME 4
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Questão 62 – (IME) A ciência procura reunir semelhantes em classes ou grupos, com objetivo de facilitar 
metodologicamente o estudo de tais entes. Na química, uma classificação inicial ocorreu em meados do século XVIII e 
dividiu as substâncias em orgânicas e inorgânicas ou minerais. Abaixo, são apresentadas correlações de nomes, fórmulas 
e classificações de algumas substâncias inorgânicas. 
Correlação Nome da substância Fórmula Classificação 
 I Carbonato ácido de potássio KHCO3 Sal de hidrólise ácida 
 II Óxido de alumínio Al2O3 Óxido anfótero 
 III Cianeto de sódio NaCN Sal de hidrólise básica 
 IV Óxido de cálcio CaO Óxido básico 
 V Hidróxido estanoso Sn(OH)4 Base de Arrhenius 
Assinale a alternativa na qual ambas as correlações são falsas. 
a) I e V 
b) II e III 
c) III e V 
d) I e III 
e) II e IV 
 
Resolução: Alternativa A. 
 
Analisando a correlação I) KHCO3(aq) ⇌ K(aq)
+ + HCO3(aq)− 
K(aq)+ + HCO3(aq)− + H2O(l) ⇌ KOH(aq) + H2CO3(aq)⏟ 
ácido fraco
 
 
K(aq)+ + HCO3(aq)− + H2O(l) ⇌ K(aq)+ + OH(aq)− + H2CO3(aq)⏟ 
ácido fraco
 
 
HCO3(aq)− + H2O(l) ⇌ OH(aq)−⏟ 
solução básica
+ H2CO3(aq)⏟ 
ácido fraco
 
 
Analisando a correlação II) Verdadeiro 
 
Analisando a correlação III) NaCN(aq) ⇌ Na(aq) + CN(aq)− 
 
Na(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + Na(aq)+ + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
CN(aq)− + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
Analisando a correlação IV) Verdadeiro 
 
Analisando a correlação V) Falso. A definição desta base segundo Arrhenius está correta, mas a nomenclatura está 
incorreta. Nomenclatura correta: Hidróxido estânico. 
 
Questão 63 – (IME) Calcule a concentração de uma solução aquosa de ácido acético cujo pH é 3,00 sabendo que a 
constante de dissociação do ácido é 1,75 x 10-5. 
 
Resolução: O ácido acético será representado pela seguinte fórmula: HAc(aq) 
 
Equação química: HAc(aq) + H2O(l) → Ac(aq)− + H3O(aq)+ 
 
Base de cálculo: n(mol) inicial de ácido acético. 
 
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Tabela de equilíbrio químico: 
 
 HAc(aq) H2O(l) ⇄ A(aq)− H3O(aq)+ 
Início n - 
 
0 0 
Reage nα - nα nα 
Equilíbrio 
n
V −
n
Vα - 
n
Vα 
n
Vα 
 
Expressão da constante de equilíbrio do ácido: Ka =
[Ac(aq)− ] x [H3O+]
[HAc(aq)] 𝑥𝑥 𝑎𝑎H2O(l)⏟ 
1
= Mα x MαM−Mα = 1,75 𝑥𝑥 10
−5 
Cálculo da concentração de [H3O(aq)+ ]: pH = −log[H3O(aq)+ ] 
 
3 = −log[H3O(aq)+ ] 
 
[H3O(aq)+ ] = 10−3
𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚
𝐿𝐿 
 
No equilíbrio a concentração de hidrônio é igual a Mα. Substituindo os valores na equação da constante de equilíbrio do 
ácido acético, temos: 
 
10−3 x 10−3
M − 10−3 = 1,75 𝑥𝑥 10
−5 
 
Com isso, a concentração da quantidade de matéria (M) do ácido acético será igual a 5,82 x 10-3 mol x L-1. 
 
Questão 64 – (U. S. NATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD) Calcium hydroxide is slightly soluble in water with a 
Ksp of 1.3×10–6 . What is the pH of a saturated solution of calcium hydroxide at 25°C? (A) 12,34 (B) 12,14 (C) 12,04 
(D) 11,84 
 
Resolução: Alternativa B. 
 
Hidróxido de cálcio: Ca(OH)2(aq) → Ca(aq)+2 + 2 OH(aq)− 
 
1 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑑𝑑 Ca(OH)2(aq) − − − 1 mol de Ca(aq)+2 − − − 2 mol de OH(aq)− 
1 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑑𝑑 Ca(OH)2(aq) − − − S − − −− − −− − − 2S 
 
Relação matemática entre o produto de solubilidade e a solubilidade: Kps = [Ca+2] x [OH−]2 = S x (2S)2 = 4S³ 
 
Cálculo da solubilidade do hidróxido de cálcio: 1,30 x 10−6 = 4S³ 
 
S = 6,87 x 10−3 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝐿𝐿 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria da hidroxila, [OH−]: 
 
 1 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑑𝑑 Ca(OH)2(aq) − − − 1 mol de Ca(aq)+2 − − −− − 2 mol de OH(aq)− 
 6,87 x 10−3 molL − − −− − [OH
−] 
[OH−] = 1,37 x 10−2 molL 
 
Cálculo do pOH: pOH = −log[OH−] = − log(1,37 x 10−2) = 1,86 
 
34 MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA — VOLUME 4
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Cálculo do pH: pH = 14 − pOH = 14 − 1,86 = 12,14 
 
Questão 65 – (U. S. NATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD) What is the percent ionization of a 0.010 M HCN 
solution? (Ka = 6,2 × 10–10) (A) 0,0025% (B) 0,025% (C) 0,25% (D) 2,5% Resolução: Alternativa B. 
 
Ácido cianídrico (ácido fraco): HCN(aq) → H(aq)+ + CN(aq)− 
 
Cálculo do grau de dissociação, a partir da constante de equilíbrio do ácido: Ka =
[HCN] x α²
1−α . Como o ácido cianídrico é 
um ácido fraco, a equação da constante de equilíbrio em função do ácido se reduz para: 
 
Ka = [HCN] x α² 
 
α2 = Ka[HCN] =
6,2 x 10−10
0,010 = 6,2 x 10
−8 
 
α = √6,2 x 10−8 = 2,50 𝑥𝑥 10−4 (0,025%) 
 
Questão 66 – (U. S. NATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD) How many moles of HCOONa must be added to 1,0 
L of 0,10 M HCOOH to prepare a buffer solution with a pH of 3,4? (HCOOH Ka = 2 × 10–4) (A) 0,01 (B) 0,05 (C) 0,1 
(D) 0,2 
 
Resolução: Alternativa E. 
 
O problema envolve uma situação de uma solução tampão. A partir da equação do pH de um tampão, temos: 
 
pH = pKa − log
[sal]
[ácido] 
 
3,40 = − log(2 x 10−4) − log
nsal
1,0
0,10 
 
3,40 = 3,70 − log
nsal
1,0
0,10 → nsal = 0,20 mol 
 
Questão 67 – (U. S. NATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD) The pH of a saturated solution of Fe(OH)2 is 8,67. 
What is the Ksp for Fe(OH)2? (A) 5×10–6 (B) 2×10–11 (C) 1×10–16 (D) 5×10–17 
 
Resolução: Alternativa E. 
 
Hidróxido de ferro II: Fe(OH)2(aq) → Fe(aq)+2 + 2 OH(aq)− 
 
Cálculo do pOH: pOH = 14 − pH = 14 − 8,67 = 5,33 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria de hidroxila: pOH = − log[OH−] 
 
5,33 = − log[OH−] 
 
[OH−] = 10−(5,33) = 4,68 𝑥𝑥 10−6 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝐿𝐿 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria de íons Fe+2(aq): 
 
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MANUAL DE EXERCÍCIOS DE FÍSICO-QUÍMICA APLICADA – VOLUME 4
 
Professor Alexandre Vargas Grillo Página 32 
 
1 mol de Fe(OH)2(aq) − − − 1 mol de Fe(aq)+2 − − − − − − 2 mol de OH(aq)− 
1 mol de Fe(OH)2(aq) − − − [Fe(aq)+2 ] − − − − − − − − − 4,68 x 10−6
mol
L 
[Fe(aq)+2 ] = 2,34 𝑥𝑥 10−6
mol
L 
 
Cálculo da constante do produto de solubilidade: Kps = [Fe+2] x [OH−]2 = 2,34 𝑥𝑥 10−6 x (4,68 𝑥𝑥 10−6)2 =
5,12 𝑥𝑥 10−17 
 
Questão 68 – (U. S. NATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD) What is the pH of a solution formed by mixing 45,0 
mL of 0,10 M HNO3, 50,0 mL of 0,20 M HCl, and 55,0 mL of 0,10 M CH3COOH? (A) 0,40 (B) 0,88 (C) 1,01 (D) 1,52 
Resolução: Alternativa B. 
 
Analisandoa solução de ácido nítrico: [HNO3] = [H+] = 0,10
mol
L e V1 = 45,0 mL 
 
Analisando a solução de ácido clorídrico: [HCl] = [H+] = 0,20 molL e V2 = 50,0 mL 
 
Analisando a solução de ácido acético: [CH3COOH] = [H+] = 0,10
mol
L e V3 = 55,0 mL 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria de íons H+ no estado final: [H+] x V1 + [H+] x V2 + [H+] x V3 =
[H+]𝑓𝑓𝑓𝑓𝑓𝑓𝑓𝑓𝑓𝑓 x Vfinal 
 
[H+]final =
0,10 x 45 + 0,20 x 50 + 0,10 x 55
45 + 50 + 55 = 0,133
mol
L 
 
pH = − log[H+] = − log(0,133) = 0,875 
 
Questão 69 – (U. S. NATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD) Calculate the aqueous solubility of Ca(OH)2 in grams 
per liter. [Ksp = 8,0 × 10–6] (A) 5,9 × 10–4 (B) 2,0 × 10–2 (C) 0,93 (D) 1,5 
 
Resolução: Alternativa C. 
 
Hidróxido de cálcio: Ca(OH)2(aq) → Ca(aq)+2 + 2 OH(aq)− 
 
1 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑑𝑑 Ca(OH)2(aq) − − − 1 mol de Ca(aq)+2 − − − 2 mol de OH(aq)− 
1 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚 𝑑𝑑𝑑𝑑 Ca(OH)2(aq) − − − S − − − − − − − − − 2S 
 
Relação matemática entre o produto de solubilidade e a solubilidade: Kps = [Ca+2] x [OH−]2 = S x (2S)2 = 4S³ 
 
S = √
Kps
4
3
= √8,0 𝑥𝑥 10
−6
4
3
= 1,26 x 10−2 molL x
74 g
1 mol = 0,932
g
L 
 
Questão 70 – (U. S. NATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD) A 0,050M solution of an unknown acid is 1.0% ionized. 
What is the value of its Ka? (A) 2,5×10–7 (B) 5,0×10–6 (C) 5,0×10–4 (D) 5,0×10–2 
 
Resolução: Alternativa B. 
 
Cálculo da constante de equilíbrio do ácido: 
 
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Professor Alexandre Vargas Grillo Página 33 
 
Ka =
[HCN] x α²
1 − 𝛼𝛼 =
0,050 x (0,01)²
1 − 0,01⏟ 
=0,99⏟ 
"o que praticamente corresponde igual a 1".
= 0,050 𝑥𝑥 (0,01)2 = 5,0 x 10−6 
 
α2 = Ka[HCN] =
6,2 x 10−10
0,010 = 6,2 x 10
−8 
 
α = √6,2 x 10−8 = 2,50 𝑥𝑥 10−4 (0,025%) 
 
Questão 71 – (U. S. NATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD) Calculate the pH of a 0,15 M solution of HOCl. (Ka = 
HOCl 2,9×10–8) (A) 3,77 (B) 4,18 (C) 6,71 (D) 8,36 
 
Resolução: Alternativa B. 
 
Ácido hipocloroso: HClO(aq) + H2O(l) → ClO(aq)− + H3O(aq)+ 
 
Cálculo do grau de dissociação (α): ka = M x α2 
 
2,90 𝑥𝑥 10−8 = 0,15 x α2 
 
α = √2,90 𝑥𝑥 10
−8
0,15 = 1,40 𝑥𝑥 10
−4 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria de H3O(aq)+ : 
 
[H3O(aq)+ ] = M x α = 0,15 x 1,40 x 10−4 = 6,60 x 10−5 
 
Cálculo do pH: pH = − log[H3O(aq)+ ] = − log(6,60 𝑥𝑥 10−5) = 4,18 
 
Questão 72 – (U. S. NATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD) The Ksp of AgCl is 9,5  10–11 at 14°C and is 7,8  10–
10 at 42°C. What is ∆Hº for the dissolution of AgCl(s)? AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl–(aq) 
(A) – 0,49 kJ.mol–1 (B) + 0,37 kJ.mol–1 (C) + 57 kJ.mol–1 (D) +220 kJ.mol–1 
 
Resolução: Alternativa C. 
 
Aplicando a equação matemática de Van’t Hoff: ln (9,5 x 10
−11
7,8 x 10−10) =
∆H0
8,314 x (
1
42+273 −
1
14+273) 
 
ln(0,122) x 8,314 = ∆H0 x (−3,10 x 10−4) 
 
∆H0 = ln(0,122) x 8,314−3,10 x 10−4 = 56420,79
kJ
mol (56,42
kJ
mol) 
 
Questão 73 – (U. S. NATIONAL CHEMISTRY OLYMPIAD) Calculate the hydrogen ion in mol/L of a 0,010 M 
solution of NH4Cl. Base Ionization Constant, Kb concentration of NH3: 1.8×10-5. 
(A) 4.2×10-4 (B) 2,4×10-6 (C) 1,8×10-7 (D) 5,6×10-12 
 
Resolução: Alternativa B. 
 
Analisando a hidrólise do cloreto de amônio: NH4Cl(aq) ⇌ NH4(aq)+ + Cl(aq)− 
 
NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + HCl(aq)⏟ 
ácido forte
 
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NH4(aq)+ + Cl(aq)− + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+ + Cl(aq)− 
 
NH4(aq)+ + H2O(l) ⇌ NH4OH(aq) + H(aq)+⏟ 
solução ácida
 
 
Cálculo do grau de dissociação, a partir da equação da hidrólise: Kh =
KW
Kb
 
10−14
1,80 x 10−5 = 5,56 x 10
−10 = [NH4Cl] x α2⏟ 
Kh
 
 
α = 2,36 x 10−4 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria de H+: [H+] = 0,010 x 2,36 x 10−4 = 2,36 x 10−6 molL 
 
Questão 74 – (OLIMPÍADA BRASILEIRA DE QUÍMICA) Uma solução pode ser denominada solução tampão, 
quando contém concentrações aproximadamente iguais de um: 
a) Ácido forte e um sal 
b) Ácido e uma base forte 
c) Ácido e base fracos 
d) Ácido forte e sua base conjugada 
e) Ácido fraco e sua base conjugada 
 
Resolução: Alternativa E. 
 
Uma solução carcaterizada como tampão se define como uma solução composta por um ácido fraco com o seu sal 
conjugado ou uma base fraca com o seu sal conjugado. 
 
Questão 75 – (MESTRE JOÃO ROBERTO DA PACIÊNCIA NABUCO) O grau de hidrólise do cianeto de potássio 
em solução 0,2 mol.L-1 é 0,0085 a 20°C. Calcular Kh da hidrólise do sal e Ka do ácido cianídrico a mesma temperatura. 
 
Resolução: Estudando a hidrólise do cianeto de potássio (KCN). 
 
KCN(aq) ⇌ K(aq)+ + CN(aq)− 
 
K(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ KOH(aq)⏟ 
Base forte
+ HCN(aq) 
 
K(aq)+ + CN(aq)− + H2O(l) ⇌ K(aq)+ + OH(aq)− + HCN(aq) 
 
CN(aq)− + H2O(l) ⇌ HCN(aq) + OH(aq)−⏟ 
solução básica
 
 
A solução de cianeto de potássio é alcalina. 
 
Cálculo da constante de hidrólise (Kh): Kh = [KCN] x α2 = 0,20 x (0,0085)2 = 1,445 x 10−5 
 
Cálculo da constante de ácido (Ka): Kh =
KW
Ka
 
 
1,445 x 10−5 = 10
−14
Ka
 
 
Ka =
10−14
1,445 x 10−5 = 6,92 x 10
−10 
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Questão 76 – (OLIMPÍADA DE QUÍMICA DO RIO DE JANEIRO) Kps para o iodato de chumbo II, Pb(IO3)2, é 3,2 
x 10-14 a uma dada temperatura. Qual a solubilidade de Pb(IO3)2 em mol/L? 
a) 1,8 x 10-7 
b) 3,6 x 10-7 
c) 2,0 x 10-5 
d) 4,0 x 10-5 
e) 8,0 x 10-5 
 
Resolução: Alternativa C. 
Equação química: Pb(IO3)2(s) ⇌ Pb(aq)+2 + 2 IO3(aq)
− 
1 mol de Pb(IO3)2(s) − − − 1 mol de Pb(aq)+2 − − − 2 mol de IO3(aq)
− 
 
Equação do produto de solubilidade: Kps = [Pb+2] x [IO3−]² 
 
Realação do produto de solubilidade com a solubilidade: Kps = S x [2S]2 = 4S³ 
Cálculo da solubilidade (S): S = √3,20 x 10
−14
4
3 = 2,0 x 10−5 molL 
 
Questão 76 – (Monbukagakusho, College of Technology Students e Undergraduated Students) What is the pH of 
50 mL of the 0,14 mol.L-1 HCl solution mixed with 50 mL of 0,10 mol.L-1 NaOH solution? Write the number of the 
correct answer in the answer box. Log 2 = 0,30. 
a) 1,5 
b) 1,7 
c) 1,9 
d) 2,1 
e) 2,3 
 
Resolução: Alternativa B. 
 
Equação química: NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 
Cálculo do número de mol para cada espécie química: 
 
nácido = 0,14 x 50 x 10−3 = 7,0 x 10−3 mol 
nbase = 0,10 x 50 x 10−3 = 5,0 x 10−3 mol - 
nácidoexcesso = 7,0 x 10−3 mol − 5,0 x 10−3 mol = 2,0 x 10−3 mol 
 
Cálculo da concentração da quantidade de matéria do ácido em excesso, sabenso que o volume final é de 100 mL (50 mL 
+ 50 mL). 
 
[HCl] = nácido
excesso
Vtotal
= 2,0 x 10
−3 mol
0,1 L = 2,0 x 10
−2 mol
L 
 
[HCl] = [H+] = 2,0 x 10−2 molL 
 
Cálculo do pH: pH = − log[H+] = −(2,0 x 10−2) = 1,70 
 
Questão 77 – Uma solução de um ácido monoprótico apresenta concentração da quantidade de matéria igual a 0,030 mol 
x L-1 com grau de dissociação igual a 13,90%. A partir das informações apresentadas, calcule a constante de equilíbrio 
do referido ácido. 
 
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Resolução: Cálculo da constante