1) O documento descreve processos reversíveis e o equilíbrio químico, onde as velocidades das reações direta e inversa se igualam e as concentrações permanecem constantes. 2) A constante de equilíbrio Kc depende da reação e da temperatura, e não das concentrações iniciais. 3) É possível deslocar o equilíbrio modificando a temperatura, concentração ou pressão de acordo com o princípio de Le Chatelier.

1. EQUILÍBRIO
QUÍMICO

2. PROCESSOS REVERSÍVEIS
São processos que reagentes e produtos
são consumidos e produzidos ao mesmo tempo
ÁGUA
Os reagentes e produtos das reações reversíveis
são separados por uma dupla seta
H2O ( l ) H2O (v)

3. reação DIRETA e reação INVERSA
REAÇÃO DIRETA
N2O4(g) 2 NO2(g)
velocidade REAÇÃO INVERSA
vd No início da reação a velocidade direta é máxima
Vd = Vi Neste instante a reação atingiu o equilíbrio químico
com o passar do tempo
No início da reação a velocidade inversa é nula
vi
te tempo

4. No momento em que a reação química atinge o
EQUILÍBRIO QUÍMICO
as concentrações dos seus participantes permanecem constantes
concentração
NO2(g)
N2O4(g)
tempo
te
N2O4(g) 2 NO2(g)

5. As concentrações dos participantes do equilíbrio
permanecem constantes , podendo ter três situações
[ ] [ ]
reagentes = produtos
reagentes
produtos
tempo tempo
[ ]
produtos
reagentes
tempo

6. 01) Sobre equilíbrio químico:
0 0 Uma reação é reversível quando se processa simultaneamente
nos dois sentidos.
1 1 Uma reação reversível atinge o equilíbrio quando as
velocidades das reações direta e inversa se igualam.
2 2 O equilíbrio das reações é dinâmico
3 3 Ao atingir o estado de equilíbrio, a concentração de cada
substância do sistema permanece constante.
4 4 Todas as reações reversíveis caminham espontaneamente para
o estado de equilíbrio.

7. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO MOLAR
Vamos considerar uma reação reversível genérica
1
a A+ bB c C+ dD
2
No equilíbrio teremos:
K [ A ]a [ B ] = V 2 [ C ]c [ D ]d
1 V1
b K2
c
K1 [ C ] [ D ]d
Isolando-se as constantes K =
C
K2 [ A ] a [ B ]b

8. I. O valor de KC depende da reação considerada e da temperatura.
II. O valor de KC independe das concentrações iniciais dos reagentes
III. A constante de equilíbrio é tratada como um número puro, isto é,
sem unidades
IV. Líquidos e sólidos puros, que não fazem parte da solução, não
constam da expressão da constante de equilíbrio

9. 2 H2O(+ 3 H2( g )
N2( g ) g ) 2 H2( g ) 2 NH3( g )
+ O2( g )
2 2
[ H2 ] 3[ ]O2 ]
[ NH
KC =
C
2 3
[ N[ H2OH2 ]
2] [ ]

10. 01) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos
concluir a respeito da constante de equilíbrio que:
1
a A+ bB c C+ dD
2
a) Quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da
reação direta.
b) Kc independe da temperatura.
c) Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais,
então K2 = 0.
d) Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes.
e) Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos
produtos.

11. 02) (Covest – 98) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em
equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram os seguintes
resultados:
[ H2 ] = 0,10 mol/L
H2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI ( g ) [ I2 ] = 0,20 mol/L
[ HI ] = 1,0 mol/L
Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições.
([ 1,0 ]) 2
HI 1,0
KC = = KC = 50
KC = 50
(0,10)]
[ H2 x [ I2 ]
(0,20) 0,02

12. 03) Temos representado no gráfico abaixo as concentrações dos reagentes
e dos produtos de uma mesma reação do tipo:
A + B C + D
Ocorrendo no sentido à direita a partir do zero.
10 [ ]
8
6
4
2 caminho da reação
Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados
no gráfico. A constante de equilíbrio da reação será igual a:
a) 16.
[64 ]
C
8 x [D]
8
b) 1/4. KC =
c) 4. [16 ]
A
4 x 4
[B]
d) 5. KC = 4
e) 1/16.

13. 04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol
de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que
haviam sido formados 3,5 mol de CO2.
Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é:
a) 4,23.
CO + NO2 CO2 + NO
b) 3,84.
c) 2,72. início 6,5 5,0 0,0 0,0
d) 1,96. reage / produz 3,5 3,5 3,5 3,5
e) 3,72.
equilíbrio 3,0 1,5 3,5 3,5
3,5
[ CO2 ] = = 1,75 M [ CO2 ] x [ NO ]
2,0 KC =
[ CO ] x [ NO2 ]
3,5
[ NO ] = = 1,75 M
2,0 1,75 x 1,75
KC =
3,0 1,50 x 0,75
[ CO ] = = 1,50 M
2,0
3,0625
1,5 KC = KC = 2,72
[ NO2 ] = = 0,75 M 1,125
2,0

14. 05) Em um recipiente de 400 mL são colocados 2 mols de PCl 5 gasoso a
uma determinada temperatura. Esse gás se decompõem segundo a
reação química abaixo, e, o equilíbrio foi alcançado quando 20% do
pentacloreto de fósforo reagiram ( % em mols ). A constante de equilíbrio,
Kc, nessas condições, vale:
a) 4,0. PCl5 PCl3 + Cl2
b) 1,0.
início 2,0 0,0 0,0
c) 0,5.
reage / produz 0,4 0,4 0,4
d) 0,25.
equilíbrio 1,6 0,4 0,4
e) 0,025.
0,4 [ PCl3 ] 1,0 x 1,0
[ PCl3 ] = = 1,0 M KC = x [ Cl2 ]
0,4 =
Reage : n = 0,2 x 2 = 0,4 mol [ PCl5 ] 4,0
0,4
[ Cl2 ] = = 1,0 M
0,4 1,0
KC =
1,6 4,0
[ PCl5 ] = = 4,0 M
0,4 KC = 0,25

15. Considere um sistema em equilíbrio químico, com as substâncias A, B, C e D.
A + B C + D
Se, por algum motivo, houver modificação em uma das velocidades,
teremos mudanças nas concentrações das substâncias
Esta modificação em uma das velocidades ocasiona o que
denominamos de DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO
que será no sentido da MAIOR VELOCIDADE

16. Equilíbrio inicial
v1
A + B C + D
v2
Aumentando v1,
2
o o deslocamento é para a direita
deslocamento é para a esquerda
v1
A + B C + D
v2
Porém, após certo tempo, a reação volta a estabelecer um
novo equilíbrio químico, mas com valores de
concentrações e velocidades diferentes das iniciais

17. O químico
Henri Louis Le Chatelier
propôs um princípio que afirma:
“Quando um sistema em equilíbrio sofre algum tipo
de perturbação externa, ele se deslocará no sentido de
minimizar essa perturbação,
a fim de atingir novamente uma situação de equilíbrio”

18. É possível provocar alteração em um equilíbrio químico por:
 variações de temperatura.
 variações de concentração dos participantes da reação.
 Pressão total sobre o sistema.
TEMPERATURA
TEMPERATURA
EXOTÉRMICA
2 NO2(g) N2O4(g) ΔH < 0
Observando a reação
Castanho ENDOTÉRMICA
incolor
avermelhado
Balão aa100°C
Balão 0°C
Cor Cor interna é
interna é INCOLOR
CASTANHO-AVERMELHADO

19. Podemos observar que o
aumento da temperatura favorece a reação que é ENDOTÉRMICA,
e a
redução da temperatura favorece a reação que é EXOTÉRMICA
Podemos generalizar dizendo que um(a) ...
AUMENTO DE TEMPERATURA
desloca o equilíbrio no
SENTIDO ENDOTÉRMICO
DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA
desloca o equilíbrio no
SENTIDO EXOTÉRMICO

20. Vam analisar o equilíbrio abaixo:
os
2– 1
2–
Cr2O7 + H2O 2 CrO4 + 2H +
2 amarela
alaranjada
O acréscim o d umácido deixa a solução alaranjada,
O acréscim de um base d
o e a eixa a solução am arela,
deslocando
deslocando
o equilíbrio para a esquerda
o equilíbrio para a direita

21. Podemos generalizar afirmando que um(a) ...
AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO
desloca o equilíbrio no
SENTIDO OPOSTO
da espécie química adicionada
DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO
desloca o equilíbrio no mesmo
MESMO SENTIDO
da espécie espécie retirada

22. Alterações de pressão influenciam em equilíbrios que
possuem espécies químicas no estado gasoso
Considere a reação química em equilíbrio abaixo
N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) 2 NH3 ( g )
4 volumes 2 volumes
aoDIMINUIÇÃO DE PRESSÃO
AUMENTO DE PRESSÃO
sobre o sistema desloca o equilíbrio químico
no sentido do MENORVOLUME na fase gasosa
no sentido do MAIOR VOLUME na fase gasosa

23. 01) Considere a reação em equilíbrio químico:
N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)
É possível deslocá-lo para a direita:
a) Retirando o N2 existente.
b) Removendo o NO formado.
c) Introduzindo um catalisador.
d) Diminuindo a pressão, à temperatura constante.
e) Aumentando a pressão, à temperatura constante.

24. 02) Temos o equilíbrio:
CO( g ) + H2O( g ) CO2( g ) + H2( g )
Queremos aumentar a concentração de CO2(g) nesse equilíbrio.
Para isso ocorrer, devemos:
a) Aumentar a pressão sobre o sistema.
b) Diminuir a pressão sobre o sistema.
c) Adicionar H2(g) ao sistema.
d) Retirar H2O(g) do sistema.
e) Adicionar CO(g) ao sistema.

25. 03) O equilíbrio gasoso representado pela equação :
N2( g ) + O2( g ) 2 NO( g ) – 88 kj
É deslocado no sentido de formação de NO(g), se :
a) a pressão for abaixada.
b) N2 for retirado.
c) a temperatura for aumentada.
d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema.
e) o volume do recipiente for diminuído.

26. 04) Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação:
N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) + 22 kcal
Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, em
cada situação, sobre a quantidade de amônia, se provocar
I. Compressão da mistura. aumenta
aumenta
II. Aumento de temperatura. diminui
diminui
III. Introdução de hidrogênio. aumenta
aumenta
a) aumenta, aumenta, aumenta.
b) diminui, aumenta, diminui.
c) aumenta, aumenta, diminui.
d) diminui, diminui, aumenta.
e) aumenta, diminui, aumenta.

27. É o caso especial de equilíbrio químico em que aparecem íons
2– 2–
Cr2O7 + H2O 2 CrO4 + 2H+
Nos equilíbrios iônicos, também são definidos um
grau de ionização ( α )
e uma constante de equilíbrio ( Ki )

28. GRAU DE IONIZAÇÃO
ni
α =
n
Onde : ni é o número de mols dissociados
n é o número de mols inicial

29. Para a reação:
HCN (aq) + +
H (aq) –
CN (aq)
[H + ] [ CN – ]
Ki =
[ HCN ]

30. 01) X, Y e Z representam genericamente três ácidos que, quando dissolvidos
em um mesmo volume de água, à temperatura constante, comportam-se de
acordo com a tabela:
mols dissolvidos mols ionizados
X 20 2
Y 10 7
Z 5 1
Analise as afirmações, considerando os três ácidos:
I. X representa o mais forte
ni
α = grau de ionização
II. Z representa o mais fraco n
III. Y apresenta o maior grau de ionização
Está(ao) correta(s): X Y Z
2 7 1
a) Apenas I. α = α = α =
20 10 5
b) Apenas II.
c) Apenas III. α = 0,10 α = 0,70 α = 0,20
d) Apenas I e II.
e) I, II e III. α = 10 % α = 70 % α = 20 %

31. 02) (FUVEST-SP) A reação H3C – COOH H+ + H3C – COO – tem
Ka = 1,8 x 10– 5
Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução
–3
de [H+] = 1,0 x 10 mol/L
–
Nesta solução as concentrações em mol/L de CH3COO e de CH3COOH
são, respectivamente, da ordem de:
[H + ] = 1,0 x 10– 3
a) 3 x 10 – 1 e 5 x 10– 10 .
b) 3 x 10 – 1 e 5 x 10 – 2 .
–3
c) 1 x 10 – 3 e 5 x 10 – 5 . [ CH3COO – ] = 1,0 x 10
d) 1 x 10 – 3 e 5 x 10 – 12 . [ H+ ] [ CH3COO – ]
Ki =
e) 1 x 10 – 3 e 5 x 10 – 2 . [ CH3COOH ]
–5 1,0 x 10 – 3 x 1,0 x 10 – 3
1,8 x 10 =
[ CH3COOH ]
–3
1,0 x 10 x 1,0 x 10 – 3
[ CH3COOH ] = = 5,0 x 10 – 2
1,8 x 10 – 5

32. É uma lei que relaciona
o grau de ionização
com o volume (diluição) da solução
m α2 para solução de grau 2
K =
i K =mα
i
1– α de ionização pequeno

33. DEMONSTRAÇÃO DA FÓRMULA
–
Para a reação: HA H + + A
(aq) (aq) (aq)
início n 0,0 0,0
reage / produz ni = nα nα nα
equilíbrio n–nα
– nα nα
[ ] n(1 – α ) nα nα
V V V
nα nα
x
[ H + ] [ A– ] V V n α n α x V
Ki = = = x
[ HCN ] n(1– α) V V n(1 – α )
V
2
= mα para solução de grau 2
Ki
de ionização pequeno Ki = m α
1 – α

34. 01) Uma solução 0,01 mol / L de um monoácido está 4,0% ionizada.
A constante de ionização desse ácido é:
a) 1,6 x 10 – 3.
m = 0,01 mol/L = 1,0 . 10 – 2 mol/L
b) 1,6 x 10 – 5.
α = 4 % = 0,04 = 4,0 . 10 – 2
c) 3,32 x 10 –5
.
d) 4,0 x 10 – 5. Ki = m α 2
e) 3,0 x 10 – 6. Ki = 1,0 x 10 – 2 x ( 4 x 10 – 2)2
Ki = 1,0 x 10 – 2 x 16 x 10 – 4
Ki = 16 x 10 – 6
Ki = 1,6 x 10 – 5

35. 02) A constante de ionização de um ácido HX, que se encontra 0,001%
dissociado, vale 10 – 11. A molaridade desse ácido, nessas condições
é:
– 11 α = 0,001% = 0,00001 = 1,0 x 10 – 5
a) 10
b) 0,001 Ki = 10 – 11
–5
c) 10 m = ?
d) 0,10. Ki = m α 2
e) 1,00.
10 – 11 = m x ( 1,0 x 10 – 5)2
10 – 11 = m x 10 – 10
10 – 11
m = m = 10 – 1
10 – 10
m = 0,10 mol/L

36. 03) O grau de dissociação iônica do hidróxido de amônio em solução
2 mol/L é 0,283% a 20°C.
A constante de ionização da base, nesta temperatura, é igual a:
–5 –3
a) 1,6 x 10 α = 0,283% = 0,00283 = 2,83 . 10
–3 m = 2 mol/L
b) 1,0 x 10
–3 Ki = ? Ki = m α 2
c) 4,0 x 10
–2
d) 4,0 x 10
Ki = 2,0 x ( 2,83 x 10 – 3)2
–1
e) 1,6 x 10
Ki = 2 x 8 x 10 – 6
Ki = 16 x 10 – 6
Ki = 1,6 x 10 – 5

37. 04) (FAMECA – SP) Qual o valor de “Ka” para o HCN, sabendo-se que
o ácido em solução 0,10 mol/L encontra-se 0,006% ionizado?
a) 1,2 x 10 – 4.
Ka = ?
b) 3,6 x 10 – 10
.
m = 0,10 mol/L
c) 3,6 x 10 – 8. –5
α = 0,006% = 0,00006 = 6 . 10
d) 3,6 x 10 – 5.
Ki = m α 2
e) 6,0 x 10 . –5
Ki = 1,0 x 10 – 1 ( 6 x 10 – 5)2
Ki = 1 x 10 – 1 x 36 x 10 – 10
Ki = 36 x 10 – 11
Ki = 3,6 x 10 – 10

39. Medidas experimentais de condutibilidade de corrente elétrica
mostram que a água, pura ou quando usada como solvente,
se ioniza fracamente, formando o equilíbrio iônico:
+ –
H2O (l) H (aq) + OH (aq)
[ H + ] [ OH – ]
A constante de equilíbrio será: Ki =
[ H 2O ]
como a concentração da água é praticamente constante, teremos:
Ki x [ H2O] = [ H + ] [ OH – ]
Kw
[ H + ] [ OH – ] = 10
– 14 – 14
A 25°C a constante “Kw” vale 10 ÁGUA ( Kw )
PRODUTO IÔNICO DA mol/L

40. 1) Um alvejante de roupas, do tipo “ água de lavadeira “,
– –4
apresenta [OH ] aproximadamente igual a 1,0 x 10 mol/L.
Nessas condições, a concentração de H + será da ordem de:
–4
a) 10 –2 [ OH – ] = 10 M
b) 10 – 3 [H + ] = ?
c) 10 – 10 Kw = 10
– 14
M
d) 10 – 14
– 14
e) zero. [H + ] x [OH–– ] = 10
10
4
– 14
10
[H + ] =
10 – 4
– 10
[H + ] = 10 mol/L

41. 02) Qual das expressões abaixo é conhecida como “produto iônico
da água, KW”?
a) Kw = [H2][O2].
b) Kw = [H+] / [OH – ].
c) Kw = [H+][OH – ].
d) Kw = [H2O].
e) Kw = [2H][O2].

42. Em água pura a concentração
hidrogeniônica [H +] é igual
–
à concentração hidroxiliônica [OH ], isto é, a 25°C,
observa-se que:
[H + ] = [OH – ] = 10 – 7
Nestas condições dizemos que
a solução é “ NEUTRA “

43. As soluções em que
+ –
[H ] > [OH ]
terão características
ÁCIDAS
nestas soluções teremos
[ H+] > 10 – 7 mol/L
[OH – ] < 10 – 7 mol/L

44. As soluções em que
+ –
[H ] < [OH ]
terão características
BÁSICAS
nestas soluções teremos
[ H+] < 10 – 7 mol/L
[OH – ] > 10 – 7 mol/L

45. 01) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os líquidos
citados tem(em) caráter ácido apenas:
Líquido [H+] [OH – 1]
Leite 10 – 7 10 – 7
Água do mar 10 – 8 10 – 6
Coca-cola 10 – 3 10 – 11
Café preparado 10 – 5 10 – 9
Lágrima 10 – 7 10 – 7
Água de lavadeira 10 – 12 10 – 2
a) o leite e a lágrima.
b) a água de lavadeira.
c) o café preparado e a coca-cola.
d) a água do mar e a água de lavadeira.
e) a coca-cola.

46. 02) (Covest-90) O leite azeda pela transformação da lactose em ácido
lático, por ação bacteriana. Conseqüentemente apresenta ...
I) aumento da concentração dos íons hidrogênio.
II) aumento da concentração dos íons oxidrilas.
III) diminuição da concentração dos íons hidrogênios.
IV) diminuição da concentração dos íons oxidrilas.
Assinale o item a seguir que melhor representa o processo.
a) I e III.
b) II e IV.
c) I e II.
d) II.
e) I e IV.

47. 03) Misturando-se 100 mL de suco de laranja, cuja [H +] = 0,6 mol/L, com
200 mL de suco de laranja, cuja [H +] = 0,3 mol/L, não se obtém:
a) uma solução onde [H +] = 0,4 mol/L.
b) uma solução completamente neutra.
c) uma solução de acidez intermediária.
d) uma solução menos ácida do que a de [H +] = 0,6 mol/L.
e) uma solução mais ácida do que a de [H +] = 0,3 mol/L.
V1 = 100 mL V2 = 200 mL Vf = 300 mL
[H+ ]1 = 0,6 mol/L [H + ]2 = 0,3 mol/L [H + ]f = ? mol/L
Vf x [H + ]f = V1 x [H + ]1 + V2 x [H + ]2
300 x [H + ]f = 100 x 0,6 + 200 x 0,3
300 x [H + ]f = 60 + 60
[H + ]f = 120 : 300 [H + ]f = 0,4 mol/L

48. 04) Observando a tabela abaixo, podemos afirmar que entre os
líquidos citados tem(êm) caráter ácido apenas:
Líquido [ H+ ] [ OH – ]
–7 –7
Leite 10 10
–8 –6
Água do mar 10 10
–3
Coca-cola 10 10 – 11
–5 –9
Café preparado 10 10
–7
Lágrima 10 10 – 7
– 12
Água de lavadeira 10 10 – 2
a) O leite e a lágrima.
b) A água de lavadeira.
c) O café preparado e a coca-cola.
d) A água do mar e a água de lavadeira.
e) A coca-cola.

49. Como os valores das concentrações
hidrogeniônica e oxidriliônica são pequenos,
é comum representá-las na forma de logaritmos e,
surgiram os conceitos de
pH e pOH
pH = – log [ H + ]
pOH = – log [ OH – ]

50. Na temperatura de 25°C
Em soluções neutras
pH = pOH = 7
Em soluções ácidas
pH < 7 e pOH > 7
Em soluções básicas
pH > 7 e pOH < 7

51. Podemos demonstrar
que, a 25°C,
e em uma mesma solução
pH + pOH = 14

52. 01) A concentração dos íons H + de uma solução é igual a 0,0001. O pH
desta solução é:
a) 1. [ H+ ]
= 10 – 4 mol/L
0,0001 mol/L
b) 2.
pH = – log [ H + ]
c) 4.
–4
d) 10. pH = – log 10
e) 14.
pH = – ( – 4) x log 10
pH = 4 x 1 pH = 4

53. 02) A concentração hidrogeniônica de uma solução é de
– 11
3,45 x 10 íons – g/L. O pH desta solução vale:
Dado: log 3,45 = 0,54
a) 11. [ H + ] = 3,45 x 10 – 11
b) 3. +
pH = – log [H ]
c) 3,54.
pH = – log (3,45 x 10 – 11 )
d) 5,4.
pH = – [log 3,45 + log 10 – 11 ]
e) 10,46.
pH = – [ 0,54 – 11 ]
pH = 11 – 0,54
pH = 10,46

54. 03) Considere os sistemas numerados (25°C)
1 Vinagre pH = 3,0
2 Leite pH = 6,8
3 Clara de ovos pH = 8,0
4 Sal de frutas pH = 8,5
5 Saliva pH = 6,0
A respeito desses sistemas, NÃO podemos afirmar:
a) São de caráter básico os sistemas 3 e 4.
b) O de maior acidez é o número 1.
c) O de número 5 é mais ácido que o de número 2.
d) O de número 1 é duas vezes mais ácido que o de número 5.
e) O de menor acidez é o sal de frutas.
o 1 é 1000 vezes
1 tem pH = 3 [ H +] = 10 – 3 10 – 3 mais ácido do que
= 10 3 5, então é FALSO
–6
5 tem pH = 6 [ H +] = 10 – 6 10

55. 04) (UP E-2004 - Q1) Na tabela, há alguns sistem aquosos com os respectivos valores
as
aproximados de pH, a 25°C.
vinagre pH = 3,0
saliva pH = 8,0
lim - forno
pa pH = 13,0
água d m
o ar pH = 9,0
suco gástrico pH = 1,0
Considerando os sistem aquosos da tabela, é correto afirm que:
as ar
a) O vinagre é três vezes m is ácido que o suco gástrico.
a
b) No vinagre, a concentração de íons 3,0O + [éH + ] il vezes– 3ior que a da saliva.
vinagre pH = H3 cemm= 10 m M a
–2
= 10
c) Agástrico m é m
água do ar
suco vinagre enos alcalina que a sa + m ácida1 o vinagre.
pH = 3,0 [liva e ] ais 10 – 3 M
pH = 1,0 que
H =
5
d) O sistem aquoso lim - forno é o que contém o m
a pa enor núm = 10 m
ero de ols de
saliva
oxidrila por litro. pH = 8,0 [ H + ] = 10 – 8 M 100 vezes menor
é 100 vezes menor
é
e) O suco gástrico constitui umsistem aquoso fracam
a ente ácido. é 100000 vezes
é 100000 vezes
maior
maior

56. 05) (Covest-2003) As características ácidas e básicas de soluções aquosas
são importantes para outras áreas além da “Química”, como, por
exemplo, a Saúde Pública, a Biologia, a Ecologia, e Materiais. Estas
características das soluções aquosas são quantificadas pelo pH, cuja
escala é definida em termos da constante de ionização da água (K w) a
uma dada temperatura. Por exemplo, a 25°C a constante de ionização
da água é 10–14 e a 63° C é 10–13. Sobre o pH de soluções aquosas a
63°C julgue os itens abaixo:
0 0 pH + pOH = 13.
1 1 Água pura (neutra) apresenta pH igual a 6,5.
2 2 Água pura (neutra) apresenta pH igual a 7,0.
3 3 Uma solução com pH igual a 6,7 é ácida.
4 4 A concentração de íons hidroxila na água pura (neutra) é
igual 10–7 mol/L.
0 6,5 13
63ºC ácida básica
– 13
K = 10
w neutra

57. 06)(Covest – 2004) Sabendo-se que, a 25°C, o cafezinho tem pH = 5,0, o suco de
tomate apresenta pH = 4,2, a água sanitária pH = 11,5 e o leite, pH = 6,4,
pode-se afirmar que, nesta temperatura:
a) o cafezinho e a água sanitária apresentam propriedades básicas.
b) o cafezinho e o leite apresentam propriedades básicas.
c) a água sanitária apresenta propriedades básicas.
d) o suco de tomate e a água sanitária apresentam propriedades
ácidas.
e) apenas o suco de tomate apresenta propriedades ácidas.
0 7,0 14
25ºC ácida básica
– 14
Kw = 10 neutra
Cafezinho: pH = 5,0 Propriedades ácidas
Suco de tomate: pH = 4,2 Propriedades ácidas
Água sanitária: pH = 11,5 Propriedades básicas
Leite: pH = 6,4 Propriedades ácidas

58. 07)(Covest – 2007) O pH de fluidos em partes distintas do corpo humano tem
valores diferentes, apropriados para cada tipo de função que o fluido exerce
no organismo. O pH da saliva é de 6,5; o do sangue é 7,5 e, no estômago, o
pH está na faixa de 1,6 a 1,8. O esmalte dos dentes é formado, principalmente
por um mineral de composição Ca10(PO4)6(OH)2. Após as refeições, ocorre
diminuição do pH bucal.
O pH do sangue é mantido aproximadamente constante pelo seguinte
equilíbrio químico, envolvendo o íon bicarbonato:
-
H 2 CO 3 ( aq ) H +( aq ) + HCO 3 ( aq )
Com base nestas informações avalie as seguintes proposições:
0 0 A concentração de íons H+ é maior na saliva que no sangue.
1 1 A concentração de H+ no estômago é maior que 10 – 2 mol/L.
2 2 Um aumento na acidez da saliva pode resultar em ataque ao esmalte
dos dentes.
3 3 O bicarbonato pode ser usado para elevar o pH do estômago.
4 4 A adição de uma base em um meio contendo acido carbônico, íons
Hidrogênio e bicarbonato causará deslocamento do equilíbrio
mostrado no enunciado da questão no sentido da formação dos
reagentes.

59. 08) (Fuvest – SP) À temperatura ambiente, o pH de um certo
refrigerante,
saturado com gás carbônico, quando em garrafa fechada, vale 4.
Ao
abrir-se a garrafa, ocorre escape de gás carbônico. Qual deve ser o
valor do 4. do refrigerante depois de a garrafa ser aberta?
a) pH = pH
b) 0 < pH < 4.
c) 4 < pH < 7.
d) pH = 7.
e) 7 < pH < 14.

60. HIDRÓLISE SALINA
É o processo em que a água reage com
o cátion ou o ânion de um sal
Este processo é reversível,
devendo ser analisado seguindo os
princípios do equilíbrio químico

61. Os casos fundamentais são:
Hidrólise de um sal de ácido forte e base fraca.
Hidrólise de um sal de ácido fraco e base forte.
Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fracos.
Hidrólise de um sal de ácido e base ambos fortes.

62. HIDRÓLISE DE UM SAL DE
ÁCIDO FORTE E BASE FRACA
O3
4N
NH solução ácida
pH < 7
água

63. O que ocorreu na preparação da solução?
NH4NO3 (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HNO3 (aq)
 O HNO3, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado.
+ –
HNO3 (aq) H (aq) + NO3 (aq)
 O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não
dissociada.
NH4OH (aq) NH4OH (aq)
Assim, teremos:
+ – + –
NH4 + NO3 + H2O NH4OH + H + NO3
Isto é:
+ +
NH4 + H2O NH4OH + H

64. HIDRÓLISE DE UM SAL DE
ÁCIDO FRACO E BASE FORTE
KCN
solução básica
pH > 7
água

65. O que ocorreu na preparação da solução?
KCN (aq) + HOH (l) KOH (aq) + HCN (aq)
 O KOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada.
+ –
KOH (aq) K (aq) + OH (aq)
 O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente não
ionizado.
HCN (aq) HCN(aq)
Assim, teremos:
+ – + –
K + CN + H 2O K + OH + HCN
Isto é:
– –
CN + H 2O HCN + OH

66. HIDRÓLISE DE UM SAL DE
ÁCIDO FRACO E BASE FRACA
N
4C
NH solução final
pH > 7 ou pH < 7
água

67. O que ocorreu na preparação da solução?
NH4CN (aq) + HOH (l) NH4OH (aq) + HCN (aq)
 O NH4OH, por ser uma base fraca, encontra-se praticamente não
dissociada.
 O HCN, por ser um ácido fraco, encontra-se praticamente não ionizado.
A solução final pode ser ligeiramente ácida ou ligeiramente básica; isto
depende da constante (Ka e Kb) de ambos
Neste caso:
Ka = 4,9 x 10 – 10 e Kb = 1,8 x 10 – 5, isto é, Kb é maior que Ka; então a
solução será ligeiramente básica

68. HIDRÓLISE DE UM SAL DE
ÁCIDO FORTE E BASE FORTE
l
NaC solução final
é neutra
pH = 7
água

69. O que ocorreu na preparação da solução?
NaCl (aq) + HOH (l) NaOH (aq) + HCl (aq)
 O NaOH, é uma base forte, e se encontra totalmente dissociada.
+ –
NaOH (aq) Na (aq) + OH (aq)
 O HCl, é um ácido forte, e se encontra totalmente ionizado.
+ –
HCl (aq) H (aq) + Cl (aq)
Assim, teremos:
+ – + – – +
Na + Cl + H2O Na + Cl + OH + H
Isto é:
+ –
H2O H + OH não ocorreu HIDRÓLISE

70. 01) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve
em água o sal:
a) NaHCO3.
b) K2SO4.
c) KCN.
d) KF.
e) NH4Cl

71. 04) Um sal formado por base forte e ácido fraco hidrolisa ao se
dissolver em água, produzindo uma solução básica.
Esta é uma característica do:
a) Na2S.
b) NaCl.
c) (NH4)2SO4.
d) KNO3.
e) NH4Br.

72. É a expressão que exprime o equilíbrio das
reações de hidrólise.
Para a reação NH4 + + H2O NH4OH + H
+
A expressão da constante de hidrólise é:
[ NH4OH ] [H +]
Kh =
[ NH4 + ]

73. Podemos relacionar a constante de hidrólise (Kh),
com a constante de ionização da água e as constantes de ionização e
dissociação dos ácidos e das bases pelas expressões:
Para a hidrólise do cátion, isto é, para sais formados
por ácido forte e base fraca, usamos a relação:
Kw
Kh =
Kb
Para a hidrólise do ânion, isto é, para sais formados Kw
Kh =
por ácido fraco e base forte, usamos a relação Ka
Ocorrendo a hidrólise do cátion e do ânion, para sais formados
por ácido fraco e base fraca, a relação será:
Kw
Kh =
Ka xKb

74. 01) (UFPI) Uma solução aquosa de cloreto de amônio 0,2 mol/L apresenta um
grau de hidrólise igual a 0,5%. Determine o [H+], [OH –], pH, pOH e Kh para
essa solução e o Kb para o NH4OH.
Dado: Kw = 10 – 14, a 25°C.
O NH4Cl é proveniente do HCl (ácido forte) e do NH4OH (base fraca), então
ocorre a hidrólise do cátion NH4+, então:
+
NH4 + H2O NH4OH + H+
início 0,2 constante 0,0 0,0
reage
10 – 3 10 – 3 10 – 3
e produz
equilíbrio 0,2 mol/L constante 10 – 3 10 – 3
[H +] = 10 – 3mol/L [OH –] = 10 – – 3mol/L
11 10w 14
K –
Reage e produz: 0,2 x 0,005 = 0,001 = 10 K6 =
5 x 10–h =
pH = - log 10 – 3 pH = 3 e pOH = 11 Kb
[NH4OH]X 10 –+3
10 – 3 [H ] Kb = 2 x 10 – 9
Kh = = 5 x 10 – 6
[NH4 +– 1
2 x 10 ]

75. Vamos considerar um sistema contendo uma
solução saturada com corpo de fundo de sulfeto ferroso (FeS).
Teremos dois processos ocorrendo:
FeS (s) Fe2+ (aq) + S2 – (aq)
No equilíbrio a velocidade de dissolução (vd)
é igual à velocidade de precipitação (vp).
[ Fe 2+ ] [S2– ]
Então teremos que: Kc x=[FeS] = [ Fe 2+ ] [S2– ]
Kc KS
vd vp [FeS]
Conhecendo-se a solubilidade do sal,
KS
podemos determinar o Kps.
produto de
solubilidade

76. 01) (Fuvest – SP) Em determinada temperatura, a solubilidade do
sulfato de prata (Ag2SO4) em água é de 2,0 x 10 – 2 mol/L. Qual
o valor do produto de solubilidade (Kps ) desse sal, à mesma
temperatura?
Ag2SO4 2 Ag + + SO4 –2
2 x 10 –2 mol/L 4 x 10 –2 mol/L 2 x 10 –2 mol/L
KS = [ Ag+ ] 2
[SO4 – 2 ]
KS = (4 x 10 – 2 )2 x 2 x 10 – 2
KS = 16 x 10 – 4 x 2 x 10 – 2
KS = 32 x 10 –6
KS = 3,2 x 10 –5

77. 02) A determinada temperatura, a solubilidade do composto XY em água
é 2,0 x 10 – 2 mol/L. O produto de solubilidade (Kps) desse sal à mesma
temperatura é:
XY X+A + Y –B
a) 4,0 x 10 – 4.
2,0 x 10 – 2 2,0 x 10 – 2 2,0 x 10 – 2
b) 8,0 x 10 – 4.
c) 6,4 x 10 – 5. Kps = [ X+A ] [Y – B ]
d) 3,2 x 10 – 5.
Kps = 2,0 x 10 – 2 x 2,0 x 10 – 2
e) 8,0 x 10 – 6.
Kps = 4,0 x 10 – 4

78. 03) (FESO-RJ) A solubilidade de um fosfato de metal alcalino terroso a
25°C é 10 – 4 mol/L. O produto de solubilidade deste sal a 25°C é,
aproximadamente, igual a:
a) 1,08 x 10 – 8. Me3(PO4)2 3 Me+ 2 + 2 PO4– 3
b) 1,08 x 10 – 12. 10 – 4 3 x 10 – 4 2 x 10 – 4
c) 1,08 x 10 – 16.
Kps = [ Me+ ] 3 x [ PO4 – 3 ] 2
d) 1,08 x 10 – 18.
e) 1,08 x 10 – 2. Kps = (3 x 10 – 4 )3 x (2 x 10 – 4 ) 2
Kps = 27 x 10 – 12 x 4 x 10 – 8
Kps = 108 x 10 – 20
Kps = 1,08 x 10 – 18

79. 04) O carbonato de bário, BaCO3, tem Ks = 1,6 x 10 – 9, sob 25°C.
A solubilidade desse sal, em mol/L, será igual a:
a) 4 x 10 – 5. BaCO3 Ba +2 + CO3 –2
b) 16 x 10 – 5.
S S S
c) 8 x 10 – 10
.
d) 4 x 10 – 10.
–2
1,6 x 10Ks = [Ba +2 S 3
–9
S x ] [CO ]
e) 32 x 10 – 20.
S 2 = 1,6 x 10 – 9
S= 16 x 10 – 10
S = 4 x 10 – 5

80. 05) (PUC-SP) Uma solução saturada de base representada por X(OH) 2,
cuja reação de equilíbrio é
H 2O 2+ -
X ( OH ) 2 (s) X (aq ) + 2 OH (aq )
tem pH = 10 a 25°C. O produto de solubilidade (K PS) do X(OH)2 é:
a) 5 x 10 – 13
. pH = 10  pOH = 4, então, [OH – ] = 10 – 4 mol/L
b) 2 x 10 – 13. X(OH)2 X +2 + 2 OH –
c) 6 x 10 – 1. 5 x 10 – 5 10 – 4
d) 1 x 10 – 12.
Kps = [ X+2 ] x [ OH – ] 2
e) 3 x 10 – 10.
Kps = (5 x 10 – 5 ) x ( 10 – 4 ) 2
Kps = 5 x 10 – 5 x 10 – 8
Kps = 5 x 10 – 13