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EQUILÍBRIO IÔNICO
CONSTANTE IÔNICA OU DE 
IONIZAÇÃO (KI)
Estão em equilíbrio espécies iônicas (íons) com espécies 
moleculares. Estudaremos especificamente o equilíbrio iônico 
observado no fenômeno de ionização dos ácidos e na dissociação de 
bases (hidróxidos) e sais em água.
Considere a equação:
AB A
+(aq) B -(aq)+
H2O
Ki =
[A+ ].[B- ]
[AB]
Exemplos:
a) Ionização dos Ácidos (Ki = Ka  Constante Ácida)
HCN(aq) H
+
(aq)
CN-(aq)+ Ka =
[H+].[CN-]
[HCN]
b) Dissociação das Bases (Ki = Kb  Constante Básica)
NH4OH(aq) NH4
+(aq) OH -(aq)+ Kb = 
[NH4
+].[OH-]
[NH4OH]
LEI DE DILUIÇÃO DE OSTWALD
“Quanto mais diluída for uma solução de eletrólito fraco (ácido 
ou base fraca), maior será o seu grau de ionização e/ou dissociação 
(a”força”). 
Ki =
(M0)
2
1 -
M0 Concentração Molar inicial até solução (sem considerar a 
ionização e/ou dissociação do soluto).
  Grau de ionização e/ou dissociação do soluto
ELETRÓLITO (%)  KI (KA OU KB)
Forte (%)100% (%)1 Muito Grande (>101)
Moderado
5%< (%) < 
50%
0,05 < Ki = 
(M0)a2
1 - a
(10-3<Ki<101)
Forte (%)0% 0
Ki  M0a
2
(Ki<10-3)
Observação
Para soluções de mesma concentração molar (equimolares) e numa 
mesma temperatura, quanto maior o valor da constante iônica (Ki), 
maior o valor do seu grau de ionização e/ou dissociação.
Exemplos:
01. Os ácidos e as bases denominados fracos, quando em solução 
aquosa, não são integralmente transformados em seus íons.
Na tabela abaixo, estão apresentadas algumas substâncias ácidas 
com as suas respectivas constantes de ionização:
SUBSTÂNCIA FÓRMULA
CONSTANTE DE 
IONIZAÇÃO(KA)
Ácido cianídrico HCN 4 x 10–10
Ácido Acético H3CCOOH 2 x 10
–5
Ácido Hipocloroso HClO 3 x 10–8
Considerando que todos são monoácidos:
a) Para soluções que apresentam a mesma concentração molar, 
qual dos ácidos apresentados é considerado o mais fraco?
b) Qual o percentual de ionização (grau de ionização) de uma 
solução 0,03 mol x L-1 de ácido hipocloroso?
Resolução:
a) Para soluções com o valor de concentração molar 
(equimolares), quanto maior o valor de sua constante de 
ionização, maior será a sua força ácida (acidez) ou básica 
(basicidade).
Logo, o ácido mais fraco é o ácido cianídrico (HCN).
b) Ka = Mo2 3 x 10–8 = (0,03) 2 2 = 3 x 10–8/3 x 10–
2 = 10–3 (%) = 100x(10–3) = 0,1%
02. Uma solução 0,8 mol.L–1 de um monoácido HX se encontra 
20% ionizada. Qual o valor de sua constante de ionização? 
Resolução:
Ka = Moa
2
1 - a
 =
(0,8)(20/100)2
1 - 20/100 =
(8x10-1)(2x10-1)2
8x10-1
 = 4x10-2
EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA
a) Produto iônico da água (Kw):

Kw = [H+].[OH-] = 10-14 (a 1 atm e 25°C)
H2O() H
+
(aq)+ OH
-
(aq)
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b) Potencial H idrogeniônico (pH):
pH = - log[H+]
c) Potencial Hidroxiliônico (pOH):
pOH = - log[OH-]
Observação
Para uma mesma solução: pH + pOH = 14
d) Escala de pH
e) Cálculo da Concentração de H+ /ou OH–:
[H+] ou [OH-] = (x)(M0)(a)
ácidos bases
x número de hidrogênios ionizaveis do ácido ou
número de hidroxilas da base.
Observação
Para os poliácidos e polibases, só devemos considerar x maior do 
que um quando a dissociação é total. Os poliácidos apresentam 
etapas de ionização com diferentes valores de Ka, desta forma, 
é comum tratá-lo como um monoácido especificando a etapa de 
ionização.
A ordem das constantes de ionização de um poliácido é: (Ka1) > 
(Ka2) > (Ka3) > ...
Exemplos:
03. Determine o pH de uma solução 0,02 mol.L–1 de hidróxido de 
sódio (NaOH).
Dado: log2 = 0,3
Resolução:
O hidróxido de sódio é uma base forte. Isso quer dizer que em 
soluções aquosas esses solutos se encontram 100% ionizados, 
logo  =1.
[OH–] = xMo[OH–] = (1).(0,02).(1)[OH–] = 0,02 = 2.10–2 mol.L–1.
pOH = -log[OH-] = -log(2.10-2) = –[log2 + (-2)log10] = –[0,3-2] = 1,7
pH + pOH = 14pH + 1,7 = 14pH = 12,3.
04. Determine o volume de uma solução ácida, de pH = 3, que 
devemos misturar a 20 mL de uma solução de pH = 10 para que 
ocorra a total neutralização.
Resolução:
Uma solução se torna neutra quando atinge um valor de pH igual a 
7. A solução de pH igual a 3 é ácida e a de pH igual a 10 é básica. A 
mistura das duas resulta numa reação de neutralização. A condição 
para se conseguir uma solução de pH igual a 7 seria a igualdade 
entre o número de mols de H+ da primeira com o número de OH– da 
segunda.
Primeira solução:
pH = 3  [H+] = 10–3mol.L–1 n(H+) = (10–3mol.L–1).V(L)
Segunda solução:
pH = 10 pOH = 4[OH–] = 10–4mol.L–1n(OH–) = (10–4mol.L–1)
(20.10–3L) = 2.10–6 mol.
Fazendo n(H+) = n(OH–)(10–3mol.L–1).V(L) = 2.10–6V =2.10–3L 
= 2 mL.
05. Determine o pH da solução obtida pela mistura de 60 mL de 
uma solução 0,1 mol.L–1 de ácido clorídrico (HCl) com 40 mL de 
uma outra solução 0,2 mol.L–1 de hidróxido de sódio(NaOH). 
Dado: log2 = 0,3
Resolução:
Quando misturamos aleatoriamente quantidades de uma solução 
de um ácido forte (HCl) com quantidades de uma base forte 
(NaOH), devemos observar a diferença entre o número de mols 
dos íons H+, oriundos do ácido e o número de mols de íons OH–, 
oriundos da base.
n(H+) = n(OH-)  solução final neutra pH da solução final = 7.
n(H+) > n(OH–)  solução final ácida  n(H+)(solução final) = n(H+) 
- n(OH–) pH da solução final < 7.
n(H+) < n(OH–)  solução final básica  n(OH–)(solução final) = 
n(OH–) – n(H+) pH da solução final < 7.
Calculando os números de mols:
n(H+) = n(HCl) = (0,1 mol.L–1)(60.10–3) = 6.10-3 mol.
n(OH–) = n(NaOH) = (0,2 mol.L–1)(40.10–3) = 8.10–3 mol
Podemos então concluir que a solução final será básica.
Cálculo do n(H+) da solução final:
n(H+)(solução final) = 8.10–3 - 6.10–3 = 2.10–3 mol.
Cálculo do [H+] da solução final:
[H+] = n(H+) da solução final/Volume final[H+] = 2.10–3 mol./
[60.10–3 + 40.10–3] [H+] = 2.10–4 mol.L–1.
Cálculo do pH.
pH = –log[H+] = –log(2.10–4) = –[log2 + (–4)log10] = 
–[0,3-4] = 3,7
06. Determine o pH da solução hidróxido de amônio (NH4OH), 
0,01 mol.L–1 que se encontra 1% ionizada. 
Resolução:
O hidróxido de amônio é uma base fraca. Isso quer dizer que 
em soluções aquosas esses solutos se encontram muito pouco 
ionizados, logo  =1/100 = 0,01.
[OH–] = xMo[OH-] = (1).(0,01).(0,01)[OH–] = 0,0002 = 
2.10–4 mol.L–1.
pOH = –log[OH–] = –log(2.10–4) = –[log2 + (–4)log10] = –[0,3-4] 
= 3,7
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pH + pOH = 14pH + 3,7 = 14pH = 10,3.
07. Determine o pH da solução de monoácido(HX), 0,1 mol.L–1 que 
apresenta um valor de constante de ionização igual a 10–5. 
Resolução:
O valor da constante de ionização apresentada no problema 
mostra que se trata de um ácido fraco. Sendo assim vamos usar 
a Lei de Diluição de Ostwald para calcular o grau de ionização:
Ka = Mo210–5 = (0,1) 2  2 = 10–4 = 10–2 (%) = 
100x(10–2) =1%
[H+] = xMo[H+] = (1).(0,1).(10–2)[H+] = 10–3 mol.L–1.
pH = –log[H+] = –log(10–3) = 3.
EXERCÍCIOS DE
FIXAÇÃO
01. A tabela a seguir fornece a concentração hidrogeniônica ou 
hidroxiliônica a 25 ºC, em mol.L–1, de alguns produtos:
PRODUTO
CONCENTRAÇÃO EM mol.L-1 
DE ÍONS H+ OU OH-
VINAGRE [OH–] = 1,0 × 10–11
CAFEZINHO [H+] = 1,0 × 10–5
CLARA DE OVO [OH–] = 1,0 × 10–6
DESINFETANTE 
DE AMÔNIA
[H+] = 1,0 × 10–12
Destes produtos, são ácidos:
a) cafezinho e vinagre.
b) vinagre e clara de ovo.
c) clara de ovo e cafezinho.
d) cafezinho e desinfetante de amônia.
e) clara de ovo e desinfetante de amônia.
02. Uma solução aquosa contendo hidróxido de potássio como soluto 
possui pH = 12. Sendo o produto iônico da água igual a 1,0 × 10–14, 
a 25 ºC, a concentração de OH– em quantidade de matéria (mol L-1) 
nessa solução é:
a) 10–1
b) 10–2
c) 10–6
d) 10–8
e) 10–12
03. Uma solução aquosa, à temperatura de 25 °C, apresenta um 
potencial hidrogeniônico (pH) igual a 6 (seis). A concentração em 
mol·L–1 de íons OH1–, e seu potencial hidroxiliônico (pOH) nesta 
solução são, respectivamente:
Dados: Kw = 10–14 (mol·L–1)
a) 10–6, 8
b) 10–8, 8
c) 10–7, 7
d) 10–5, 9
e) 10–10, 4
04. O organismohumano produz, em média, 1,5 L de solução de 
ácido clorídrico (suco gástrico) 0,01 mol·L–1 por dia, no estômago. 
Admita o ácido totalmente ionizado.
O valor do pH desse suco gástrico é:
a) 0,000015
b) 0,015
c) 0,035
d) 2
e) 1
05. Uma substância química é considerada ácida devido a sua 
tendência em doar íons H+ em solução aquosa. A constante de 
ionização Ka é a grandeza utilizada para avaliar essa tendência. 
Assim, são fornecidas as fórmulas estruturais de algumas substâncias 
químicas, com os seus respectivos valores de Ka, a 25 °C.
P
O
O
H
O H
O
H
Ka = 7,6 .10-3
OH
Ka = 1,0 .10-10
H C
H
H
C
O
O H
Ka = 1,8 .10-5
C
O
O
H
O
H
Ka = 4,3 .10-7
A ordem crescente de acidez das substâncias químicas citadas é:
a) ácido fosfórico < ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fênico.
b) ácido fênico < ácido carbônico < ácido etanoico < ácido fosfórico.
c) ácido fosfórico < ácido carbônico < ácido etanoico < ácido fênico.
d) ácido fênico < ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fosfórico.
e) ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fênico < ácido fosfórico.
06. (UFRGS 2015) Para obter um bom azeite, são necessárias azeitonas 
de qualidade provenientes de um olival bem tratado. Portugal destaca-
se por produzir excelentes azeitonas cujos olivais são plantados em 
um solo com valores de pH próximos de 8,0. Atualmente empresários 
gaúchos têm investido no plantio de oliveiras. No Rio Grande do 
Sul, onde o pH do solo varia entre 4,0 a 5,0, estudos indicaram a 
necessidade de elevar o pH do solo a no mínimo 6,5, a fim de viabilizar 
o plantio das oliveiras com boa produtividade.
Sobre esses dados, são feitas as seguintes afirmações.
I. A concentração de OH- em um solo português com pH = 8 é na 
ordem de 10-6 mol·L-1.
II. O solo português é mais ácido que o solo gaúcho.
III. A correção do solo gaúcho pode ser feita através da adição de 
calcário, a fim de obter um solo com pH = 6,5.
Quais estão corretas?
a) Apenas I.
b) Apenas II.
c) Apenas I e III.
d) Apenas II e III.
e) I, II e III.
07. (ACAFE 2014) Uma determinada solução aquosa apresenta 
[H+] = 3·10-7 mol/L sob temperatura de 60 °C.
Dado: Considere Kw = 9·10-14 sob temperatura de 60 ºC.
log3 = 0,48.
Logo, é correto afirmar, exceto:
a) A solução aquosa apresenta pH = 6,52.
b) A solução aquosa apresenta pOH = 7,48.
c) A solução aquosa apresenta [OH-] = 10-6,52 mol/L.
d) Nas condições abordadas é válida a seguinte relação: 
pH + pOH < 14.
08. (UEPB 2014) Pela Resolução 357 citada no texto, o nitrogênio 
amoniacal é padrão de classificação das águas naturais e padrão de 
emissão de esgoto. Além disso, a quantidade máxima de nitrogênio 
amoniacal total em águas doces, classe 1, sofre alteração de acordo 
com o pH da água, conforme a tabela abaixo.
FAIXA DE PH
QUANTIDADE MÁXIMA 
PERMITIDA (mg/L) DE 
NITROGÊNIO AMONIACAL TOTAL
pH ≤ 7,0 3,7
7,0 < pH ≤ 7,5 3,0
7,5 < pH ≤ 8,0 2,0
8,0 < pH ≤ 8,5 1,0
pH > 8,5 pH 0,5
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Qual o limite máximo permitido de nitrogênio amoniacal total se a 
temperatura da água, em pH = 8,1, passar de 25(Kw = 1,0 × 10-14) 
para 40 º(Kw = 2,9 × 10-14)?
a) 2,0 mg/L
b) 1,0 mg/L
c) 3,7 mg/L
d) 0,5 mg/L
e) 3,0 mg/L
09. (ACAFE 2017) 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.
3 2(aq) 2 ( ) 3 3(aq) (aq)CH NH H O CH NH OH
+ −+ ↔ +

Dados: constante de basicidade (Kb) da metilamina a 25 ºC; 3,6·10
-4; 
log6 = 0,78.
O valor do pH de uma solução aquosa de metilamina na concentração 
inicial de 0,1 mol/L sob temperatura de 25 ºC é:
a) 2,22
b) 11,78
c) 7,8
d) 8,6
10. (FAC. ALBERT EINSTEIN - MEDICINA 2016) A lisozima é uma 
enzima presente nas lágrimas e nos mucos dos seres humanos. 
Ela apresenta uma função protetora muito importante, pois atua 
na hidrólise de carboidratos de alto peso molecular, destruindo a 
camada protetora da parede celular de muitas bactérias. A seguir 
são apresentados gráficos que relacionam a atividade da lisozima em 
função do pH e da temperatura.
Considerando os gráficos, a condição em que a lisozima apresenta a 
maior atividade enzimática corresponde a
a) solução aquosa de HC 0,05 mol·L-1 e temperatura 70 ºC.
b) solução aquosa de NH4C 0,05 mol·L
-1 e temperatura 37 ºC.
c) solução aquosa de H2SO4 0,05 mol·L
-1 e temperatura 37 ºC.
d) solução aquosa de NaOH 0,05 mol·L-1 e temperatura 10 ºC.
EXERCÍCIOS DE
TREINAMENTO
01. (UERJ 2016) A ionização do ácido cianídrico é representada pela 
equação química abaixo:
HCN(aq) H (aq) CN (aq)+ −+
Um experimento sobre esse equilíbrio químico, realizado à temperatura 
constante, analisou quatro parâmetros, apresentados na tabela:
PARÂMETRO SÍMBOLO
Grau de ionização a
constante de equilíbrio Ka
potencial hidrogeniônico pH
concentração de HCN [HCN]
Ao ser estabelecido o equilíbrio químico da ionização, foi adicionada 
certa quantidade de NaCN(s).
Após a dissolução e dissociação completa desse composto, houve 
deslocamento do equilíbrio de ionização.
O parâmetro que sofreu redução, após a adição do composto, é 
representado pelo seguinte símbolo:
a) a
b) Ka
c) pH
d) [HCN]
02. (FAC. ALBERT EINSTEIN - MEDICINA 2016) Dados: Ka do 
CH3COOH = 2,0 × 10
-5 mol·L-1.
Uma solução preparada a partir da dissolução de ácido acético em 
água destilada até completar o volume de um litro apresenta pH 
igual a 3,0. A quantidade de matéria de ácido acético inicialmente 
dissolvida é aproximadamente igual a
a) 1 × 10-6 mol
b) 1 × 10-3 mol
c) 5 × 10-2 mol
d) 1 × 10-2 mol
03. (UEPA 2014) Uma dona de casa, tomando os devidos cuidados 
para a higienização dos alimentos, após lavá-los, coloca as frutas, 
verduras e legumes dentro de um recipiente que contém 2 L de 
água e 20 mL de solução de hipoclorito de sódio a 2% conhecida, 
genericamente, como água sanitária. A seguir, a equação mostra o 
equilíbrio iônico em solução:
(aq) 2 ( ) (aq) (aq)C O H O HC O OH
− −+ +

  
Com base nas informações, avalie as afirmações abaixo:
I. Se a concentração de [OH ]− for igual a 0,01 molar o pH da 
solução será igual a 2.
II. Se a concentração de [OH ]− for igual a 0,001 molar, o pOH da 
solução será igual a 11.
III. O valor do Ka do ácido é igual a 4 × 10-8 e Kw é 1 × 10-14 o valor 
de Kb é 2,5 × 10-7.
IV. A expressão da constante de equilíbrio da solução é 
eq
[OH ] [C O ]
K .
[HC O]
− −⋅
=


V. Se for adicionado mais [OH ]− a solução, a concentração do 
hipoclorito livre (aq)(C O )
−
 aumenta.
A alternativa que contém todas as afirmativas corretas é:
a) I e V
b) II e III
c) III e IV
d) II e V
e) III e V
04. (UNESP 2015) 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, Ka, 
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
05. (ENEM 2013) Uma das etapas do tratamento da água é a 
desinfecção, sendo a cloração o método mais empregado. Esse 
método consiste na dissolução do gás cloro numa solução sob pressão 
e sua aplicação na água a ser desinfectada. As equações das reações 
químicas envolvidas são:
2 2 3
2 3 a a
C (g) 2H O( ) HC O(aq) H O (aq) C (aq)
HC O(aq) H O( ) H O (aq) C O (aq) pK logK 7,53
+ −
+ −
+ + +
+ + = − =
    
   
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A ação desinfetante é controlada pelo ácido hipocloroso, que possui 
um potencial de desinfecção cerca de 80 vezes superior ao ânion 
hipoclorito. O pH do meio é importante,porque influencia na extensão 
com que o ácido hipocloroso se ioniza.
Para que a desinfecção seja mais efetiva, o pH da água a ser tratada 
deve estar mais próximo de
a) 0
b) 5
c) 7
d) 9
e) 14
06. (UNIMONTES 2014) Cada fio de cabelo é composto de uma cadeia 
de aminoácidos interligada através de interações, como mostrada na 
figura abaixo.
Quando se molha o cabelo com água, as ligações de hidrogênio 
se quebram e, à medida que os fios são moldados, fixados ou secos, 
as ligações de hidrogênio se formam em novas posições mantendo os 
cabelos no penteado desejado. Ao se utilizar no cabelo uma solução 
ácida, tanto as ligações de hidrogênio como as pontes salinas se 
rompem. Em soluções fracamente alcalinas, algumas das ligações 
dissulfetos se quebram. Em pH próximo a 12, todos os tipos de 
ligações se rompem.
Sabendo-se que os cabelos têm forca máxima em pH 4,0 a 5,0 e que o uso 
de xampu tende a deixá-los ligeiramente alcalinos, analise as proposições:
I. Numa solução de pH 1,0 a 2,0, as proteínas são mantidas somente 
através das ligações dissulfetos.
II. Uma solução ou xampu de pH 8,0 a 8,5 pode romper as ligações 
dissulfetos, mantendo as outras ligações.
III. Soluções removedoras de pelos apresentam uma concentração de 
íon H3O
+, cerca de 1,0 × 10-3 mol -1.
IV. O uso de uma solução de vinagre, após o xampu, tem por 
finalidade corrigir o pH para 4,0 a 5,0.
As proposições CORRETAS são:
a) I, II, III e IV.
b) I, II e III, apenas.
c) II, III e IV, apenas.
d) I, II e IV, apenas.
07. (UERN 2015) Considere a concentração de uma solução de ácido 
acético (CH3COOH) igual a 0,6 mol/L e o seu grau de ionização igual a 
3% em temperatura ambiente. É correto afirmar que
a) A [H+] é igual 0,18.
b) A [H+] é proveniente de duas etapas.
c) O valor da 3[CH COO ]
− é três vezes maior que a [H+].
d) A constante de ionização é de, aproximadamente, 5,5 × 10-4.
08. (EBMSP 2017) Os ácidos metanoico, etanoico e benzoico 
são substâncias químicas que, em soluções aquosas, ionizam-
se transferindo o próton H+ para a molécula de água. A reação de 
ionização é reversível e a maior ou menor capacidade na doação 
do próton pelo ácido carboxílico está relacionada à estabilidade da 
base conjugada e a polaridade e força da ligação O−H, fatores que 
dependem do átomo ou do grupo de átomos ligado ao carbono 
da carboxila. Os valores das constantes de equilíbrio dos ácidos, 
apresentados na tabela, servem para prever a força relativa dos ácidos.
ÁCIDO 
CARBOXÍLICO
FÓRMULA 
CONDENSADA
CONSTANTE DE 
EQUILÍBRIO, 
Ka, 25 ºC
Ácido metanoico HCOOH 1,8·10-4
Ácido etanoico H3CCOOH 1,8·10
-5
Ácido benzoico C6H5COOH 6,3·10
-5
Considerando-se essas informações associadas aos conhecimentos 
sobre equilíbrio químico e admitindo-se o valor do produto iônico da 
água, Kw, igual a 1,0·10-14, é correto afirmar:
a) A base conjugada do ácido metanoico é mais forte do que a base 
conjugada do ácido etanoico.
b) O ácido etanoico libera o próton H+ mais facilmente do que os 
ácidos metanoico e benzoico.
c) A substituição do átomo de hidrogênio ligado ao carbono no 
ácido metanoico pelo grupo fenil, −C6H5, implica no aumento do 
caráter ácido.
d) O valor da constante de equilíbrio, Kb, para o ânion benzoato, 
6 5 (aq)C H COO
−
 base conjugada do ácido benzoico, é de, 
aproximadamente, 1,6·10-10.
e) A concentração de íons na solução aquosa do ácido benzoico é 
menor do que na do ácido etanoico, admitindo-se soluções com a 
mesma concentração molar.
09. (UFRGS 2018) Considere as seguintes afirmações sobre o 
comportamento de ácidos em solução aquosa.
I. O grau de ionização de um ácido fraco, como o ácido acético, 
aumenta com o aumento da diluição.
II. A maior concentração de um ácido forte acarreta maior grau de 
ionização e maior constante de ionização.
III. A segunda constante de ionização de um ácido poliprótico é 
sempre menor que a primeira constante.
Quais estão corretas?
a) Apenas I.
b) Apenas II.
c) Apenas III.
d) Apenas I e III.
e) I, II e III.
10. (FUVEST 2018) Considere um aquário tampado contendo apenas 
água e plantas aquáticas, em grande quantidade, e iluminado somente 
por luz solar. O gráfico que melhor esboça a variação de pH da água 
em função do horário do dia, considerando que os gases envolvidos na 
fotossíntese e na respiração das plantas ficam parcialmente dissolvidos 
na água, é:
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
18
EQUILÍBRIO IÔNICO
PROMILITARES.COM.BR
EXERCÍCIOS DE
COMBATE
01. A concentração [H+] de uma solução 6 × 10–7 mols/litro do ácido 
H2S, com uma constante de ionização Ka de 10
–7, é igual a:
a) 5 × 10–7 mols/litro.
b) 6 × 10–7 mols/litro.
c) 3 × 10–6 mols/litro.
d) 2 × 10–7 mols/litro.
02. Constataram-se que uma amostra de suco de laranja possui 
pH = 4. As concentrações de H+ e OH– no suco são, respectivamente:
a) 10–2 e 10–12.
b) 10–4 e 10–10.
c) 10–6 e 10–8.
d) 10–7 e 10–7.
e) 10–8 e 10–6.
03. O grau de dissociação do Mg(OH)2 é 1,25%. A concentração, em 
mol·L–1, de uma solução dessa base que possui pH igual a 12 dever ser:
a) 1,0 mol·L–1.
b) 0,8 mol·L–1.
c) 0,4 mol·L–1.
d) 0,5 mol·L–1.
e) 0,2 mol·L–1.
04. A 50 mL de uma solução 0,02 mol·L–1 de Ca(OH)2 adicionamos 50 
mL de solução 0,02 mol·L–1 de ácido nítrico (HNO3). O pH da solução 
resultante será:
a) 10
b) 12
c) 8
d) 9
e) 6
05. Entre os antiácidos caseiros, destacam-se o leite de magnésia e 
o bicarbonato de sódio. Quantas vezes o leite de magnésia (pH∼11) 
é mais básico do que uma solução de bicarbonato de sódio (pH~8)?
a) 3
b) 19
c) 88
d) 100
e) 1000
06. Um químico entrou na cantina de seu laboratório e mediu o pH do 
café e do leite encontrando, respectivamente, 5 e 6. Em seguida, para 
seu lanche, misturou 20 mL de café e 80 mL de leite. A concentração 
de H+ nos seus 100 mL de café com leite será:
a) 10–30 mol·L–1
b) 10–11 mol·L–1
c) 2,8 × 10–6 mol·L–1
d) 10–5,5 mol·L–1
e) 1,1 × 10–5 mol·L–1
07. A água sanitária é um agente desinfetante que contém a 
substância hipoclorito de sódio. A equação química a seguir representa 
o equilíbrio do íon hipoclorito com o ácido hipocloroso, um agente 
desinfetante ainda mais eficiente.
+ClO-(aq) H2O(l) HClO(aq) OH-(aq)+
Em um processo de limpeza, quantidades iguais de água sanitária 
foram adicionadas a volumes iguais de líquidos com diferentes valores 
de pH a 25 ºC, de acordo com a tabela.
LÍQUIDO pH
1 5
2 7
3 9
4 11
O líquido no qual a água sanitária apresenta maior ação desinfetante 
é o de número:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
08. A acidez de frutas cítricas é determinada pela concentração de 
íons hidrogênio. Uma amostra de polpa de laranja apresenta pH = 2,3.
Considerando log2 = 0,3, a concentração de íons hidrogênio nessa 
amostra, em mol·L–1, equivale a:
a) 0,001
b) 0,003
c) 0,005
d) 0,007
09. Volumes iguais a 100 mL das bases fortes NaOH e KOH, ambas na 
concentração de 0,100 mol·L–1, são misturados a 105 mL de solução 
de ácido sulfúrico 0,100 mol·L–1. O volume da mistura foi levado a 
1000 mL com água.
Considerando a dissociação total do NaOH e do KOH e a ionização 
total do ácido sulfúrico em água, ou seja:
(H2SO4 → 2H
+ + SO4
2-), o pH da solução aquosa final é
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
10. As usinas hidrelétricas, que utilizam a água acumulada em represas 
para fazer funcionar suas turbinas, são responsáveis pela perturbação 
no ciclo natural das cheias e secas dos rios, pela inundação de áreas 
de terra cada vez maiores, pela retenção de nutrientes que, se não 
fosse esse uso, estariam distribuídos mais ou menos uniformemente, 
ao longo dos rios.
A queima de carvão mineral para a geração do vapor d’água que move 
as turbinas das usinas termoelétricas lança, na atmosfera, além de dióxido 
de carbono, grandes quantidades de enxofre e óxidos nitrogenados, 
gases que formam a chuva ácida. As usinas nucleares causam impacto 
ambiental mesmo na ausência de acidentes, porque retiram a água do 
mar ou dos rios para resfriar os núcleos de seus geradores, devolvendo-a a 
uma temperatura bem mais alta. Esseaquecimento - afeta os organismos 
aquáticos, pois o aumento da temperatura deixa a água pobre em 
oxigênio pela diminuição da solubilidade.
Na construção de barragens, usa-se o concreto. Nos primeiros dias 
de confecção, o concreto tem pH alcalino, o que protege a ferragem 
da oxidação. Com o tempo, o pH diminui pela carbonatação do 
concreto que se dá pela reação com o H2CO3.
Em um teste de carbonatação feito em laboratório, foi usada uma 
solução de H2CO3 de concentração 0,02 mol·L
–1, a qual apresenta um 
grau de dissociação de 0,45%, a 25 °C. O valor da primeira constante 
de ionização do H2CO3, nessa temperatura, é, aproximadamente,
a) 0,9 × 10–5
b) 9 × 10–5
c) 0,4 × 10–7
d) 9 × 10–7
e) 4 × 10–7
 
GABARITO
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
01. A
02. B
03. B
04. D
05. B
06. C
07. B
08. A
09. 
10. X
EXERCÍCIOS DE TREINAMENTO
01. A
02. C
03. E
04. A
05. B
06. D
07. D
08. D
09. D
10. C
EXERCÍCIOS DE COMBATE
01. D
02. B
03. C
04. B
05. E
06. C
07. A
08. C
09. C
10. E