O documento descreve os conceitos de equilíbrio químico, características do equilíbrio, constantes de equilíbrio e cálculos envolvendo equilíbrio químico. As principais ideias são: 1) Uma reação em equilíbrio dinâmico apresenta velocidades iguais para a reação direta e inversa; 2) A constante de equilíbrio de uma reação depende apenas da temperatura e fornece informações sobre a extensão da reação; 3) Cálculos envolvendo equil

1. EQUILÍBRIO QUÍMICO com que, ao ser atingido o equilíbrio, as concentrações
molares das substâncias participantes permaneçam
 REAÇÃO REVERSÍVEL constantes; cada transformação de moléculas reagentes
em produtos é compensada por uma transformação de
Reação reversível é aquela que ocorre moléculas produtos em reagentes.
simultaneamente nos dois sentidos.
A variação das concentrações molares dos
1 reagentes e produtos, dependendo das condições em
A+B C+D que se estabeleça o equilíbrio, pode ser representada
2
por um dos seguintes diagramas:
sentido 1 = reação direta
sentido 2 = reação inversa ou reversa
concentração molar
 CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO
[A] e/ou [B]
Considerando a reação reversível:
1
A+B C+D [C] e/ou [D]
2
t tempo
À medida que ocorre a reação direta, as
concentrações molares de A e de B diminuem (A e B [A] e/ou [B] > [C] e/ou [D]
são consumidos), ao passo que as concentrações
molares de C e de D aumentam (C e D são formados).
Aplicando às reações direta e inversa a lei de
velocidades, conclui-se que, com o passar do tempo, a
velocidade da reação direta diminui enquanto que a concentração molar
velocidade da reação inversa aumenta.
v1 = k1.[A].[B] v2 = k2.[C].[D] [C] e/ou [D]
[A] e/ou [B]
diminui estas concentrações aumenta estas concentrações
porque vão diminuindo porque vão aumentando t tempo
[A] e/ou [B] < [C] e/ou [D]
Após um tempo t, as velocidades das reações direta
e inversa se igualam. Diz-se, então que a reação atingiu
um estado de equilíbrio dinâmico, o equilíbrio químico.
concentração molar
Graficamente, tem-se:
[A] e/ou [B] = [C] e/ou [D]
Velocidade
t tempo
v2 [A] e/ou [B] = [C] e/ou [D]
v1 = v2
Em qualquer condição que se estabeleça, o
v1 equilíbrio químico será caracterizado por:
• ocorrer em um sistema fechado ou que se
0 t Tempo comporte como tal;
• apresentar reagentes e produtos, pois a reação não
t = tempo no qual o equilíbrio é atingido se processa totalmente;
• apresentar velocidades iguais para as reações
direta e inversa;
A partir do instante em que o sistema atinge o estado
• apresentar constância das concentrações molares
de equilíbrio químico, tem-se a impressão que a reação
das substâncias participantes.
cessou, pois não ocorre mais nenhuma modificação
observável. No entanto, as reações direta e inversa
continuam a ocorrer com velocidades iguais. Isto faz

2.  CONSTANTES DE EQUILÍBRIO 1
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
2
Qualquer equilíbrio químico é caracterizado por uma
constante de equilíbrio, a qual é obtida através da lei do
equilíbrio que diz: tem-se:
"O produto das concentrações molares dos produtos
Kp 
pCw .pDt
da reação dividido pelo produto das concentrações
molares dos reagentes, estando cada concentração
pA x .pBy
elevada a um expoente igual ao seu coeficiente na
equação química considerada, é constante." onde p corresponde à pressão parcial do gás
considerado, após atingido o equilíbrio.
Esta constante de equilíbrio é representada por Kc e
Exemplos:
é denominada de constante de equilíbrio em função
das concentrações molares.
(pNH3)2
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kp =
Considerando a reação reversível: (pN2) . (pH2)3
1
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
2 (pSO2)2 . (pO2)
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kp =
(pSO3)2
pela aplicação da lei do equilíbrio, obtém-se:
Kc 
Cw .Dt Atenção !
Ax .By
• Nos equilíbrios em que existirem partici-
A constante de equilíbrio é característica de cada pantes sólidos, estes não devem ser
reação química e seu valor depende somente da representados na expressão da constante
temperatura. de equilíbrio em função das
concentrações molares (Kc), pois suas
Para qualquer reação tem-se que, quanto maior o concentrações são sempre constantes.
valor de Kc, maior será o rendimento ou a extensão da • Na expressão de Kp só devem ser
reação, isto é, a concentração dos produtos presentes representados os componentes gasosos.
no sistema será maior que a concentração dos
reagentes. Caso contrário, quanto menor o valor de Kc,
menor o rendimento ou a extensão da reação, ou seja,
haverá maior concentração dos reagentes em relação à Observe as expressões de Kc e Kp para os
de produtos. equilíbrios a seguir:
Exemplos:
2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g)
[NH3]2
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kc = [CO 2 ] 2 (pCO 2 ) 2
Kc  Kp 
[N2] . [H2]3 [CO] 2 . [O 2 ] (pCO) 2 . (pO 2 )
[SO2]2 . [O2]
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kc =
[SO3]2 C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g)
[CO 2 ] (pCO 2 )
• Constante de equilíbrio em função das pressões Kc  Kp 
parciais (Kp) [O 2 ] (pO 2 )
Quando um equilíbrio envolver gases, a constante de
equilíbrio poderá ser determinada através das pressões Zn(s) + 2 HCl(aq) ⇄ ZnCl2(aq) + H2(g)
parciais desses gases. Neste caso, a constante de
equilíbrio é representada por Kp e é denominada de
[ZnCl 2 ] . [H 2 }
constante de equilíbrio em função das pressões Kc  2
Kp  (pH 2 )
parciais. [HCl]
A expressão da constante de equilíbrio em função
das pressões parciais (Kp) é obtida da mesma maneira • Relação entre Kc e Kp
que o foi a constante de equilíbrio em função das
concentrações (Kc). Para o equilíbrio:
Assim, para o equilíbrio:

3. 1
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g) nreagem 6,5
2 α    0,65 ou 65%
ninicial 10
tem-se: Kp = Kc . (RT)n onde
 CÁLCULOS DE EQUILÍBRIO
Kp = constante de equilíbrio em função das pressões
Exemplo 1:
parciais;
Kc = constante de equilíbrio em função das
concentrações molares; No sistema em equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g),
R = constante universal dos gases perfeitos; as pressões parciais de cada gás são: pN2 = 0,4 atm;
T = temperatura Kelvin do equilíbrio; pH2 = 1,0 atm e pNH3 = 0,2 atm. Calcular as constantes
n = variação do n.º de mols = (w + t)  (x + y) Kp e Kc para esse equilíbrio, a 27°C. (Dado: R = 0,082
atm.L/K.mol)
Exemplos: Resolução:
H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)
• Cálculo de Kp:
n = 2 - (1 + 1) = 0
Sendo fornecidas as pressões parciais dos gases
n = 0  Kp = Kc.(RT)  Kp = Kc
0
no equilíbrio, efetua-se o cálculo aplicando a lei do
equilíbrio.
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)
Kp 
pNH 3 2 
0,2 2  0,1
n = 2 - (1 + 3) = -2 pN2 pH2 3
. 0,4 1,0 3
.
n = -2  Kp = Kc.(RT)
-2
• Cálculo de Kc:
2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g)
∆n = 2 – (1 + 3) = -2
n = (2 + 1) - 2 = 1 ∆n
 0,1 = Kc . (0,082 . 300)
-2
n = 1  Kp = Kc.(RT)
1 Kp = Kc . (RT)
 Kc = 60,5
 GRAU DE EQUILÍBRIO ()
Grau de equilíbrio () de uma reação, em relação a Exemplo 2:
um determinado reagente, é o quociente entre o número
de mols desse reagente que realmente reagiu até o 2 mols de H2 e 1,5 mol de I2 foram colocados num
equilíbrio e o número de mols inicial desse mesmo balão de 10 litros.
reagente. Estabelecido o equilíbrio H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g),
encontrou-se no balão 2 mols de HI. Calcular a
constante de equilíbrio Kc do sistema.
n.º mols que reagiram até o equilíbrio

n.º mols inicial Resolução:
Transformando os números de mol fornecidos em
concentrações molares, tem-se:
Exemplo:
• Cálculo das concentrações molares.
No interior de um reator previamente evacuado,
colocou-se 10 mols de SO3(g). Concentração molar inicial do H2:
Após o estabelecimento do equilíbrio: n 2 mol
2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g) ♏=  = 0,2 mol/L
V 10 litros
observou-se que existiam 3,5 mols de SO3(g) em
equilíbrio com SO2(g) e O2(g). Concentração molar inicial do I2:
Calcule o grau de equilíbrio () da reação.
n 1,5 mol
♏=  = 0,15 mol/L
Resolução: V 10 litros
• N.º mols de SO3(g) que reagem até o equilíbrio: Concentração molar, no equilíbrio do HI:
n 2 mol
n reagem = n inicial - n equilíbrio = 10 - 3,5 = 6,5 ♏=  = 0,2 mol/L
V 10 litros
• Grau de equilíbrio ():

4. • Cálculo da constante de equilíbrio Kc. O enunciado da questão diz que 40% de PCℓ5 se
dissocia (é consumido). Isto corresponde a 0,4 mol/L.
Com base nos dados, se constrói uma tabela que irá
Portanto, na linha reação,coloca-se esse valor e,
auxiliar na dedução das concentrações molares, no
observando a proporção dada pelos coeficientes da
equilíbrio, de todas as espécies participantes.
equação (1:1:1), se deduz as concentrações de PCℓ 3 e
de Cℓ2 que se formam até o equilíbrio ser atingido.
H2 + I2 ⇄ 2 HI
Início 0,2 0,15 0 PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2
reação Início 1 0 0
equilíbrio 0,2 reação −0,4 +0,4 +0,4
Se, no início, a concentração do HI era nula e no equilíbrio 0,6 0,4 0,4
equilíbrio há 0,2 mol/L, conclui-se que esta substância
Na linha do equilíbrio estão as concentrações molares
foi formada na reação. Observando a proporção dada
necessárias para o cálculo de Kc.
pelos coeficientes da equação (1:1:2), para formar 0,2
mol/L de HI houve o consumo de 0,1 mol/L de H2 e 0,1 Substituindo estes valores na expressão matemática de
mol/L de I2. Kc, tem-se:
Colocando estas concentrações na linha reação, tem-
[PC  3 ].[C  2 ] 0,4.0,4
se: Kc    0,27
[PC  5 ] 0,6
H2 + I2 ⇄ 2 HI
Início 0,2 0,15 0  DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO
reação −0,1 −0,1 +0,2
O estado de equilíbrio de uma reação pode sofrer
equilíbrio 0,1 0,05 0,2 modificações em função dos fatores de equilíbrio a que
está submetido o sistema. Os fatores que provocam
Na linha do equilíbrio estão as concentrações molares essa alteração são a concentração dos participantes,
necessárias para o cálculo de Kc. a pressão e a temperatura.
Substituindo estes valores na expressão matemática de
O efeito provocado pela alteração de qualquer um
Kc, tem-se:
dos fatores de equilíbrio é regido pelo Princípio de Le
[HI] 2 (0,2) 2 Chatelier, que estabelece:
Kc   8
[H 2 ].[I 2 ] (0,1).(0,0 5) “Quando se exerce uma ação num
sistema em equilíbrio, este se desloca
no sentido da reação que neutraliza
Exemplo 3: essa ação”.
Aqueceram-se dois mols de pentacloreto de fósforo Baseado neste princípio é possível prever os efeitos
num recipiente fechado com capacidade de 2 litros. de ações impostas a um sistema em equilíbrio.
Atingido o equilíbrio, o pentacloreto de fósforo se
encontra 40% dissociado em tricloreto de fósforo e • Influência da concentração dos participantes
cloro. Calcular a constante de equilíbrio Kc do sistema.
Regra geral:
Resolução: desloca o equilíbrio
• Cálculo da concentração molar inicial do PCℓ5. adição de uma no sentido que irá
substância consumi-la
n 2 mol (lado oposto)
♏=  = 1 mol/L
V 2 litros
desloca o equilíbrio
Com base nos dados, se constrói uma tabela que irá retirada de uma no sentido que irá
auxiliar na dedução das concentrações molares, no substância refazê-la
equilíbrio, de todas as espécies participantes. (mesmo lado)
PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2 Supondo a reação em equilíbrio:
Início 1 0 0 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
reação A adição de uma certa quantidade de N2(g) ao reator
equilíbrio que contém o equilíbrio, aumentará a concentração
desta substância e isto provocará um deslocamento
No início, as concentrações de são nulas. deste equilíbrio para a direita (lado oposto daquele onde

5. se encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que 1 H2(g) + 1 I2(g) 2 HI(g)
consome o N2(g)).
2 volumes 2 volumes
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
não ocorre variação de volume. Neste caso, a pressão
não afetará o estado de equilíbrio da reação.
A retirada de uma certa quantidade de N2(g) do reator
que contém o equilíbrio, diminuirá a concentração desta • Influência da temperatura
substância e isto provocará um deslocamento deste
equilíbrio para a esquerda (mesmo lado em que se Regra geral:
encontra o N2(g), ou seja, no sentido da reação que refaz
o N2(g)). aumento da desloca o equilíbrio no
temperatura sentido endotérmico
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
diminuição da desloca o equilíbrio no
temperatura sentido exotérmico
• Influência da pressão
Regra geral: Supondo a reação em equilíbrio:
aumento desloca o equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = -92 kJ
da no sentido de
pressão menor volume
A H que acompanha a equação está associada à
reação direta.
diminuição desloca o equilíbrio
Portanto, a reação direta é exotérmica e a inversa é
da no sentido de
endotérmica.
pressão maior volume exot.
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
endot.
Supondo a reação em equilíbrio:
Se a temperatura do sistema for aumentada, o
1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) equilíbrio se deslocará para a esquerda (sentido
endotérmico).
1 volume 3 volumes 2 volumes N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
4 volumes 2 volumes
Se a temperatura do sistema for diminuída, o
Observe que os coeficientes dos gases da equação equilíbrio se deslocará para a direita (sentido
balanceada nos fornecem a relação em volume entre exotérmico).
esses gases. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Se a pressão sobre este equilíbrio for aumentada,
ocorrerá deslocamento para a direita (sentido de menor
volume). EXERCÍCIOS DE SALA
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 01. (UFPB) Numa reação química, o equilíbrio é
observado quando:
a) O número de mols dos reagentes é igual ao
Se a pressão sobre este equilíbrio for diminuída, número de mols dos produtos.
ocorrerá deslocamento para a esquerda (sentido de b) A temperatura do sistema reacional fica
maior volume). constante.
c) As velocidades das reações direta e inversa são
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) iguais.
d) Os reagentes são totalmente consumidos.
e) As reações direta e inversa ocorrem
Observação: simultaneamente.
Quando o volume total do sistema permanecer 02. (CEFET – PR) Com relação ao equilíbrio químico,
constante, a variação da pressão não afetará o estado afirma-se:
de equilíbrio desse sistema. I. O equilíbrio químico só pode ser atingido em
sistemas fechados (onde não há troca de
No equilíbrio: matéria com o meio ambiente).
II. Num equilíbrio químico, as propriedades
macroscópicas do sistema (concentração,

6. densidade, massa e cor) permanecem
constantes. 07. Calcule a constante de equilíbrio Kc para a reação
III. Num equilíbrio químico, as propriedades 2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g) sabendo que, nas
macroscópicas do sistema (colisões entre condições de temperatura e pressão em que se
moléculas, formação de complexos ativados e encontra o sistema, existem as seguintes
transformações de uma substâncias em outras) concentrações dos compostos no equilíbrio: [SO 3] =
permanecem em evolução, pois o equilíbrio é 0,1 mol/L; [O2] = 1,5 mol/L e [SO2] = 1,0 mol/L.
dinâmico.
É (são) correta(s) a(s) afirmação(ões):
a) Somente I e II.
b) Somente I e III.
c) Somente II e III.
d) Somente I. 08. O pentacloreto de fósforo é um reagente muito
e) I, II e III. importante em Química Orgânica. Ele é preparado
em fase gasosa através da reação:
03. (PUC-PR) O gráfico relaciona o número de mols de
PCℓ3(g) + Cℓ2(g) ⇄ PCℓ5(g).
M e P à medida que a reação: mM + nN ⇄ pP + qQ Um frasco de 3,00 L contém as seguintes
se processa para o equilíbrio: o
quantidades em equilíbrio, a 200 C: 0,120 mol de
PCℓ5; 0,600 mol de PCℓ3 e 0,0120 mol de Cℓ2.
número de mols Calcule o valor da constante de equilíbrio, em
-1
(mol/L) , a essa temperatura.
P
M
09. Um equilíbrio envolvido na formação da chuva
to t1 t2 tempo ácida está representado pela equação:
2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g).
De acordo com o gráfico, é correto afirmar: Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6
a) em t1, a reação alcançou o equilíbrio; mols de SO2 e 5 mols de O2. Depois de algum
b) no equilíbrio, a concentração de M é maior que tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de
a concentração de P; mols de SO3 medido foi 4. Calcule a constante de
c) em t2, a reação alcança o equilíbrio; equilíbrio Kc dessa reação.
d) no equilíbrio, as concentrações de M e P são
iguais;
e) em t1, a velocidade da reação direta é igual à
velocidade da reação inversa.
04. Escreva as expressões matemáticas das 10. Um método proposto para coletar energia solar
constantes de equilíbrio Kc e Kp dos seguintes consiste na utilização dessa energia para aquecer,
o
equilíbrios em fase gasosa. a 800 C, trióxido de enxofre, SO3, ocasionando a
a) H2 + I2 ⇄ 2 HI reação: 2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g). Os compostos
SO2(g) e O2(g), assim produzidos, são introduzidos
b) 2 H2 + S2 ⇄ 2 H2S em um trocador de calor de volume correspondente
a 1,0 L e se recombinam produzindo SO3 e
liberando calor. Se 5,0 mols de SO3 sofre 60% de
c) 2 N2H4 + 2 NO2 ⇄ 3 N2 + 4 H2O dissociação nessa temperatura, marque o valor
correto de Kc.
a) 1,1
05. (UFPE) Considere o sistema em equilíbrio: b) 1,5
2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g) Kc = 0,02 c) 3,4
Qual a constante de equilíbrio da reação inversa d) 6,7
nas mesma condições? e) 9,0
11. (VUNESP) O hidrogênio pode ser obtido do
o
06. (UECE) a 1.200 C, Kc é igual a 8 para a reação: metano, de acordo com a equação química em
NO2(g) ⇄ NO(g) + ½ O2(g). equilíbrio:
Calcule Kc para: 2 NO2(g) ⇄ 2 NO(g) + O2(g). CH4(g) + H2O(g) ⇄ CO(g) + 3 H2(g).
A constante de equilíbrio (Kp) dessa reação é igual
a 0,20 a 900 K. Numa mistura dos gases em
equilíbrio a 900 K, as pressões parciais de CH4(g) e

7. de H2O(g) são ambas iguais a 0,40 atm e a pressão b) é desfavorecida pelo aumento da pressão total
parcial de H2(g) é de 0,30 atm. exercida sobre o sistema.
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio. c) não é afetada pelo aumento da pressão parcial
de SO3.
d) tem seu rendimentos aumentado quando o
equilíbrio é estabelecido em presença de um
b) Calcule a pressão parcial de CO(g) no equilíbrio. catalisador.
e) é exotérmica.
TESTES DE VESTIBULARES
12. (PUC – SP) No equilíbrio N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)
-3 -2 o
verifica-se que Kc = 2,4 x 10 (mol/L) a 727 C. 01. (UFRGS) Uma reação química atinge o equilíbrio
Qual o valor de Kp, nas mesmas condições físicas? quando:
-2 -1 -1
(R = 8,2 x 10 atm.L.K .mol ). a) ocorre simultaneamente nos sentidos direto e
inverso.
b) as velocidades das reações direta e inversa são
iguais.
c) os reagentes são totalmente consumidos.
d) a temperatura do sistema é igual à do ambiente.
13. Qual o efeito produzido sobre o equilíbrio e) a razão entre as concentrações dos reagente e
2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2(g) H < 0 produtos é unitária.
quando se provoca: 02. (ACAFE-SC) Dado o sistema
a) aumento da concentração de NO? N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3,
a constante de equilíbrio é:
b) diminuição da concentração de O2? [N2] . [H2] 3 [NH3] 3
a) Kc = b) Kc =
c) diminuição da concentração de NO2? [NH3] 2 [N2] . [H2]
d) diminuição da pressão total? [NH3] [NH3] 2
c) Kc = d) Kc =
[N2] 2 [H2]
. [N2] . [H2] 3
e) aumento da temperatura?
[2 NH3]
e) Kc =
[N2] . [3 H2]
14. (UFRJ) A reação de síntese do metanol a partir do
monóxido de carbono e hidrogênio é:
CO(g) + 2 H2(g) ⇄ CH3OH(g) 03. (UFMG) Considere a reação hipotética
o v1
Admita que a entalpia padrão (H ) dessa reação A+B C+D
-1 v2
seja constante e igual a −90 kJ.mol de metanol
formado e que a mistura reacional tenha Considere também o gráfico da velocidade em
comportamente de gás ideal. função do tempo dessa reação.
A partir de um sistema inicialmente em equilíbrio,
Velocidade
explique como aumentos independentes de
temperatura e pressão afetam o equilíbrio dessa
reação.
_________________________________________ v1
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________ v2
_________________________________________
_________________________________________ 0
_________________________________________ x y Tempo
15. (VUNESP) Em uma das etapas da fabricação do Com base nessas informações, todas as afirmativas
ácido sulfúrico ocorre a reação estão corretas, exceto:
a) no instante inicial, a velocidade v1 é máxima.
SO2(g) + ½ O2(g) ⇄ SO3(g). b) no instante inicial, as concentrações de C e D são
Sabendo-se que as constantes de equilíbrio da nulas.
reação diminuem com o aumento da temperatura, e c) no instante x, as concentrações dos reagentes e
que o processo de fabricação do ácido sulfúrico produtos são as mesmas.
ocorre em recipiente fechado, conclui-se que a d) no instante x, a velocidade v2 é máxima.
reação acima: e) no instante x, as concentrações de A e B são as
a) é favorecida pelo aumento do volume do mesmas que no instante y.
recipiente.

8. 04. (PUC-PR) Atingido o equilíbrio químico na reação:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 01) A reação somente se processará se os
reagentes estiverem exatamente nas proporções
dadas pela equação.
medimos os valores das constantes de equilíbrio, em 02) Para cada molécula de N 2 consumida, são
função das concentrações molares (Kc) e em função necessárias três moléculas de H2, produzindo
das pressões parciais (Kp). Em conseqüência, duas moléculas de NH3.
teremos: 04) Para cada mol de H2, é necessário 1/3 de mol de
a) sempre Kc = Kp; N2.
b) sempre Kc > Kp; 08) A reação é muito lenta e necessita de catalisador
c) sempre Kc < Kp; para ser acelerada.
d) Kc  Kp, dependendo da temperatura; 16) Se a reação se processar em recipiente fechado
e) Kc  Kp, dependendo da temperatura. e se, inicialmente, estiverem presentes um mol de
N2 e três mols de H2, no final da reação teremos
somente moléculas de amônia.
05. (PUCCAMP-SP) Indique o único sistema, em
equilíbrio, cujo valor de constante, em pressões 09. (UFRJ) 0,10 mol de H2 e 1,24 mol de HI foram
parciais, é o mesmo do medido em mols/litro: colocados em um balão de 10 litros no qual se fez
previamente o vácuo e aquecidos a 425°C por
a) 2 NH3(g) ⇄ N2(g) + 3 H2(g)
algumas horas; depois de arrefecido, seu conteúdo
b) C(s) + H2O(g) ⇄ CO(g) + H2(g) foi analisado, tendo sido encontrados os seguintes
c) CO(g) + Cl2(g) ⇄ COCl2(g) valores:
H2 = 0,20 mol I2 = 0,10 mol HI = 1,04 mol
d) CO(g) + H2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g)
A constante de equilíbrio do sistema, considerando a
e) PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g)
reação H2 + I2 ⇄ 2 HI é:
a) 0,54
06. (CESGRANRIO-RJ) Assinale, entre as opções
b) 5,4
abaixo, a razão Kp/Kc relativa à reação
c) 54
2 NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) d) 0,52
a) 1 e) 5,2
b) RT
-2
c) (RT) 10. (FUVEST-SP) O equilíbrio de dissociação do H2S
2
d) (RT) gasoso é representado pela equação
3
e) (RT)
2 H2S(g) ⇄ 2 H2(g) + S2(g).
07. (VUNESP-SP) Estudou-se a cinética da reação 3
Em um recipiente de 2,0 dm estão em equilíbrio 1,0
S(s) + O2(g)  SO2(g) mol de H2S, 0,20 mol de H2 e 0,80 mol de S2.
realizada a partir de enxofre e oxigênio em um Qual o valor da constante de equilíbrio Kc?
sistema fechado. Assim, as curvas I, II e III do gráfico a) 0,016
representam as variações das concentrações dos b) 0,032
componentes com o tempo desde o momento da c) 0,080
mistura até o sistema atingir o equilíbrio. d) 12,5
Mol/L
e) 62,5
III
11. (UFPR) Temos representadas no gráfico as concen-
trações dos reagentes e produtos de uma reação do
II tipo
A + B ⇄ C + D
I ocorrendo no sentido à direita a partir do tempo zero.
Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes
tempo valores representados no gráfico.
Concentração (mol/L)
As variações das concentrações de S, de O2 e de
10
SO2 são representadas, respectivamente, pelas
curvas: 8 .................................................
a) I, II e III
b) II, III e I 6
.................................................
c) III, I e II 4
d) I, III e II
e) III, II e I 2 .................................................
8. (UFPR) Quais das informações abaixo podem ser Tempo
extraídas apenas pelo exame da equação Calcular a constante de equilíbrio Kc da reação.
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ? 12. (PUC-SP) Um mol de H2 e um mol de Br2 são co-
locados em um recipiente de 10 L de capacidade, a

9. 575°C. Atingindo-se o equilíbrio, a análise do homogêneo e em temperatura tal que o PCℓ5 esteja
sistema mostrou que 0,20 mol de HBr está presente. 80% dissociado. A constante de equilíbrio para esse
Calcule o valor de Kc, a 575°C, para a reação sistema é:
H2(g) + Br2(g) ⇄ 2 HBr(g). a) 0,48 mol/L
b) 0,82 mol/L
13. (FUVEST-SP) Na reação de esterificação c) 1,65 mol/L
d) 3,20 mol/L
etanol(l) + ácido acético(l) ⇄ acetato de etila(l) + água(l) e) 6,40 mol/L
quando se parte de 1 mol de cada um dos reagentes
puros, o equilíbrio se estabelece formando 2/3 mol 19. (FAAP-SP) Sob determinadas condições, um mol de
de éster. Calcule o valor da constante de equilíbrio HI gasoso encontra-se 20% dissociado em H2 e I2,
Kc da reação. segundo a equação de reação:
14. (MED POUSO ALEGRE-MG) A constante de 2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g).
O valor da constante de equilíbrio da reação (em
equilíbrio Kc da reação A + B ⇄ C + D é igual a 9. termos de concentrações) é, aproximadamente, igual
Se 0,4 mol de A e 0,4 mol de B forem postos a a:
reagir, o número de mols de D formado é: a) 1,25 . 10
-1
a) 0,30 b) 2,5 . 10
-1
b) 0,60 c) 4
c) 0,40 d) 80
d) 0,36 e) 1,56 . 10
-2
e) 0,18
20. (PUC-SP) Um mol da substância A2 é colocado num
15. (UFSE) A 250°C, PCl5 se decompõe em PCℓ3 e Cℓ2. recipiente de 1 litro de capacidade e, aquecido a
-4
Quando se estabelece o equilíbrio, [PCℓ5] =4.10 22°C, sofre a dissociação:
mol/L.
Qual o valor de [PCℓ3]? A2(g) ⇄ 2 A(g).
(Dados: a 250°C a constante de equilíbrio da reação Medindo-se a constante de dissociação térmica,
nessa temperatura, encontrou-se o valor Kc = 4
PCℓ5(g) ⇄ PCℓ3(g) + Cℓ2(g) vale 4.10 )
-2
3 mols/litro.
a) 4.10 mol/L Conseqüentemente, o grau de dissociação térmica
2
b) 4.10 mol/L de A2, na temperatura da experiência, vale
-1
c) 4.10 mol/L aproximadamente:
-2
d) 4.10 mol/L a) 20%
-3
e) 4.10 mol/L b) 40%
c) 60%
(CESCEM-SP) Para responder às questões 16 e 17, d) 80%
utilize os dados abaixo: e) 100%
A reação A +B ⇄ C + D foi estudada em cinco
temperaturas bem distintas. As constantes de 21. (USP-SP) Aumentando a pressão no sistema
equilíbrio encontradas estão relacionadas a seguir: gasoso
-2
K1 = 1,00 x 10 à temperatura T1 H2 + I2 ⇄ 2 HI
K2 = 2,25 à temperatura T2 a) o equilíbrio desloca-se no sentido da formação de
K3 = 1,00 à temperatura T3 HI.
K4 = 81,0 à temperatura T4 b) o equilíbrio desloca-se no sentido da decom-
-1
K5 = 4,00 x 10 à temperatura T5 posição de HI.
16. A que temperatura ocorrerá a maior transformação c) o equilíbrio não se altera.
de A e B em C e D quando o equilíbrio for atingido? d) o valor da constante de equilíbrio aumenta.
a) T1 e) o valor da constante de equilíbrio diminui.
b) T2
c) T3 22. (PUC-PR) Consideremos o equilíbrio a 1000°C:
d) T4
e) T5 2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g) H = -130 kcal
Devemos esperar um aumento na quantidade de
17. Se as concentrações de A e B fossem iguais, a que monóxido de carbono quando:
temperatura todas as quatro substâncias estariam a) a temperatura aumentar e a pressão aumentar.
presentes no equilíbrio com concentrações iguais? b) a temperatura diminuir e a pressão diminuir.
a) T1 c) a temperatura diminuir e a pressão aumentar.
b) T2 d) a temperatura aumentar e a pressão diminuir.
c) T3 e) somente com adição de catalisadores especiais.
d) T4
e) T5 23. (PUC-PR) Considere o sistema em equilíbrio:
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) H = -22 kcal.
18. (UFPA) Em um recipiente de 1 litro, colocou-se 1,0 A melhor maneira de aumentar o rendimento de NH3
mol de PCℓ5. Suponha o sistema é:
PCℓ5 ⇄ PCℓ3 + Cℓ2, a) aumentar a temperatura.

10. b) aumentar a pressão. Exemplos:
c) juntar um catalisador.
d) adicionar um gás inerte. • Ionização do ácido cianídrico:
e) aumentar o volume do reator. [H  ] . [CN  ]
HCN ⇄ H + CN Ka 
+ -
[HCN]
24 (PUC-PR) Os seguintes fatores podem deslocar um
sistema em equilíbrio químico, exceto um:
• Ionização do ácido sulfídrico:
a) pressão total.
b) temperatura. [H  ] . [HS  ]
1.ª etapa: H2S ⇄ H + HS Ka 1 
+ -
c) concentração de um participante da reação. [H 2 S]
d) catalisador.
e) pressão parcial de um participante da reação.
[H  ] . [S 2- ]
2.ª etapa: HS ⇄ H + S Ka 2 
- + 2-
[HS - ]
25. (UFSC) Dada a reação: Para as bases, a constante de ionização é freqüente-
mente representada por Kb.
2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) H = -14,1 kcal,
qual das alterações abaixo aumenta a concentração Exemplos:
molecular do produto?
01) Aumento da temperatura. • Ionização da amônia:
02) Aumento da concentração de NO2.
NH3 + H2O ⇄ NH4 + OH
+ -
04) Diminuição da temperatura.
08) Diminuição da pressão.
16) Adição de um catalisador. 
[NH 4 ] . [OH  ]
Ki 
[NH 3 ] . [H 2 O]
A concentração molar da água é considerada
constante e, sendo assim, pode-se fazer:
EQUILÍBRIO IÔNICO

[NH 4 ] . [OH  ]
Equilíbrio iônico é um caso particular de Ki . [H 2 O] 
[NH 3 ]
equilíbrio químico que envolve a participação de íons.
Exemplos:
sendo Ki . [H2O] = Kb obtém-se:
• Ionização do HCN (ácido fraco)

[NH 4 ] . [OH  ]
HCN ⇄ H + CN
+ - Kb 
[NH 3 ]
• Ionização do NH3 (base fraca)
Este exemplo mostra que a concentração molar da
NH3 + H2O ⇄ NH4
+
+ OH
- água é omitida na expressão da constante de
ionização.
Um equilíbrio iônico é caracterizado através do grau
de ionização () e da constante de ionização(Ki). Importante: a constante de ionização depende
apenas da temperatura.
 GRAU DE IONIZAÇÃO OU DE DISSOCIAÇÃO  LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
IÔNICA ()
Relaciona constante de ionização (Ki), grau de
ionização () e concentração molar (♏).
n.º mols ionizados
α Considerando a solução aquosa de um monoácido
n.º mols inicial HA de concentração molar ♏ mol/L e sendo  o grau de
ionização desse ácido, tem-se:
 CONSTANTE DE IONIZAÇÃO OU DE
⇄
+ -
HA H + A
DISSOCIAÇÃO (Ki)
Início ♏ mol/L zero zero
A constante de ionização ou de dissociação (Ki) é Ionização ♏ ♏ ♏
obtida pela aplicação da lei de velocidades ao equilíbrio mol/L mol/L mol/L
iônico.
♏-♏ mol/L
Equilíbrio ou ♏ ♏
Para os ácidos, a constante de ionização é freqüen-
temente representada por Ka. ♏.(1 - ) mol/L mol/L mol/L

11. temperatura, ao passo que aquela, além da
Efetuando o cálculo da constante de ionização (Ki), temperatura, depende também da concentração da
tem-se: solução.
[H  ] . [A  ] ♏ . ♏ Como regra geral, pode-se estabelecer que:
Ki  
[HA] ♏.(1 - )
  força ou  Ki  força
2
♏.
Ki =
(1 – ) Exemplos de constantes de ionização de ácidos, a
25°C:
Esta é a expressão matemática da Lei da Diluição de Ác. clorídrico: HCl Ka muito alto
Ostwald. Ác. sulfúrico: H2SO4 Ka1 muito alta
-2
Ka2 = 1,9 x 10
Para ácidos e bases fracos o valor de  é muito Ác. Sulfuroso: H2SO3 Ka1 = 1,7 x 10
-2
pequeno ( < 5%), podendo se admitir que (1  ) é, Ka2 = 6,3 x 10
-8
aproximadamente igual a 1. Assim: Ác. fosfórico: H3PO4 Ka1 = 6,9 x 10
-3
-8
Ka2 = 6,2 x 10
Ki = ♏ . 
2 -13
Ka3 = 4,7 x 10
-5
Ác. acético: CH3COOH Ka = 1,8 x 10
-10
Esta expressão nos mostra que, sendo Ki constante Ác. cianídrico: HCN Ka = 5,0 x 10
a dada temperatura, ao se diluir a solução de um ácido
fraco ou de uma base fraca (diminuir a concentração Observações:
molar ♏), o valor de  aumenta.
• Quanto maior a constante de ionização (Ka) de um
Portanto: +
ácido, maior a [H ] e mais acentuadas serão as
propriedades ácidas da solução.
Quando se dilui um ácido ou base fracos, o • Os poliácidos ionizam em tantas etapas quantos
seu grau de ionização ou de dissociação () são os hidrogênios ionizáveis presentes em sua
aumenta. molécula, sendo que cada etapa possui sua constante
de ionização. Tais constantes são representadas por
Este é o enunciado da Lei da Diluição de Ostwald. Ka1, Ka2, Ka3, etc.
Observa-se que a ordem de grandeza dessas
Através da expressão matemática da Lei da Diluição constantes de ionização é:
de Ostwald, pode-se efetuar cálculos envolvendo Ki,  e Ka1 > Ka2 > Ka3 > .....
♏.
Exemplos de constantes de dissociação de bases, a
Exemplo: 25°C:
O grau de ionização da amônia, NH3, em solução 1 Hidróxido de amônio: NH4OH Kb = 1,8 x 10-5
Hidróxido de metilamônio: CH3NH3OH Kb = 5,0 x 10-4
mol/L, é 0,40% a 20°C. A constante de ionização da Hidróxido de dimetilamônio: (CH3)2NH2OH Kb = 7,4 x 10-4
amônia, nesta temperatura é, aproximadamente, igual a: Hidróxido de trimetilamônio: (CH3)3NHOH Kb = 7,4 x 10-5
-1
a) 1,6 x 10 Hidróxido de etilamônio: C2H5NH3OH Kb = 5,6 x 10-4
-1
b) 4,0 x 10
-3
c) 1,0 x 10 Quanto maior a constante de dissociação (Kb) de
-3 -
d) 4,0 x 10 uma base, maior a [OH ] e mais acentuadas as
-5
e) 1,6 x 10 propriedades básicas da solução.
Resolução: • Potencial de Ionização (pKi)
Dados: ♏ = 1 mol/L; % = 0,4% →  = 4 . 10
-3
Aplicando a expressão matemática da Lei da Considerando-se que os valores de Ki são muito pe-
Diluição de Ostwald, tem-se: quenos, é usual expressá-lo através de logaritmos,
2
Ki = ♏. /(1-) segundo a expressão:
Como  < 5%, pode-se admitir que (1 - ) = 1.
Portanto: pKi =  log Ki
-3 2
Ki = 1 . (4 . 10 )
Ki = 1,6 x 10
-5 Exemplos:
A alternativa “e” é a correta.
ácido Ka pKa
-10
 FORÇA DE ELETRÓLITOS HCN 5 x 10
-3
9,3
1.º 6,9 x 10 2,2
-8
A força de um eletrólito é determinada pelo seu grau H3PO4 2.º 6,2 x 10 7,2
-13
de ionização ou pela sua constante de ionização, sendo 3.º 4,7 x 10 12,3
esta a grandeza mais segura, pois depende apenas da

12. base Kb pKb 03. Um determinado produto de limpeza, de uso
-5 -3
NH4OH 1,8 x 10 4,7 doméstico, é preparado a partir de 2,5 x 10 mol de
-4 o
H3CNH3OH 5,0 x 10 3,3 NH3 para cada litro do produto. A 25 C, esse
Observa-se que: produto contém, dentre outras espécies químicas,
-4 -
1,0 x 10 mol de OH (aq). Considere-se que a
equação de ionização da amônia em água é:
 Ki  pKi  força NH3(g) + H2O(ℓ) ⇄ NH4 (aq) + OH (aq).
+ -
Calcular, em porcentagem, o grau de ionização da
amônia nesse produto.
 EFEITO DO ÍON COMUM
Efeito do íon comum é uma aplicação do Princípio de
Le Chatelier ao equilíbrio iônico.
O ácido acético, H3CCOOH, é um ácido fraco. Na
solução aquosa deste ácido existe o equilíbrio:
H3CCOOH ⇄ H + H3CCOO
+ - 04. Calcular a concentração molar de uma solução de
ácido cianídrico sabendo-se que este ácido está
Se à solução adicionarmos o sal acetato de sódio, 0,01% ionizado e que sua constante de ionização,
-10
que tem íon acetato em comum com o ácido, o sal se na mesma temperatura, é 7,2 x 10 .
dissociará completamente,
 Na + H3CCOO
+ - + -
Na H3CCOO
-
aumentado a concentração de íons H3CCOO .
Para minimizar o efeito do aumento na concentração 05. Frutas cítricas, como o limão e a laranja, possuem
do íon acetato, o equilíbrio é deslocado para a ácido cítrico e ácido ascórbico (vitamina C). A
o
esquerda, constante de ionização, a 25 C, do ácido cítrico é 8
-4 -5
x 10 e a do ácido ascórbico é 8 x 10 . Com
+ -
H3CCOOH H + H3CCOO relação a esses dados, analise as afirmações
abaixo. Assinale (V) se a afirmação for verdadeira e
reprimindo a ionização do ácido acético.
(F) se for falsa.
( ) O ácido cítrico é mais forte que o ácido
Como conseqüência, diminui o grau de ionização
ascórbico.
do ácido acético.
( ) Em soluções de mesma concentração molar
o +
dos dois ácidos, a 25 C, a [H ] é maior na
Do exposto, conclui-se que:
solução de ácido ascórbico.
-5 o
( ) O ácido acético (Ka = 2 x 10 , a 25 C) é mais
Efeito do íon comum é a diminuição do grau
forte que os ácidos cítrico e ascórbico.
de ionização () de um eletrólito fraco por -4
( ) O ácido fluorídrico (Ka = 7 x 10 , a 25 C) é
o
ação de um sal que com ele tem um íon em mais fraco que o ácido cítrico e mais forte que
comum. o ácido ascórbico.
( ) A ordem crescente de força entre os ácidos
citados é: acético < ascórbico < fluorídrico <
cítrico.
EXERCÍCIOS DE SALA 06. Numa solução aquosa de ácido cianídrico ocorre o
o seguinte equilíbrio:
01. A 25 C, o grau de ionização do ácido acético, em
HCN(aq) ⇄ H (aq) + CN (aq).
-2 -1 + -
solução 2 x 10 mol.L , é 3%. Calcular a constante
de ionização, Ka, do ácido acético, naquela Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de
temperatura. NaCN(s)? Justifique sua resposta.
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
_________________________________________
o
02. A 25 C, a constante de ionização do ácido _________________________________________
-4
fluorídrico é 7 x 10 . Calcular, em porcentagem, o
grau de ionização desse ácido em uma solução 07. (Fuvest – SP) No vinagre ocorre o seguinte
-1
1,75 mol.L , naquela temperatura. equilíbrio:
H3C-COOH ⇄ H + H3C-COO .
+ -
Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de
uma substância básica? Justifique sua resposta.
_________________________________________
_________________________________________

13. _________________________________________
_________________________________________ 06. (FEI-SP) Uma solução 0,01 mol/L de um monoácido
_________________________________________ está 4,0 % ionizada. A constante de ionização desse
_________________________________________ ácido é:
-3
a) 16,6 x 10
-5
b) 1,6 x 10
-5
c) 3,3 x 10
-5
TESTES DE VESTIBULAR d) 4,0 x 10
-6
e) 3,0 x 10
01. Uma solução de ácido fraco HCℓO foi analisada
verificando-se, no equilíbrio, a existência das
seguintes concentrações:
+ -4
[H ] = 1,78 x 10 mol/L 07. (FEI-SP) A constante de equilíbrio Ka dos ácidos
- -4
[CℓO ] = 1,78 x 10 mol/L HA, HB e HC, a 25°C, são, respectivamente, 1,8 x
-5 -8 -4
[HCℓO] = 1,00 mol/L 10 , 5,7 x 10 e 1,8 x 10 . A ordem crescente de
A constante de ionização do ácido HClO é igual a: força desses ácidos é:
-4
a) 3,56 x 10 a) HB < HA < HC
-8
b) 3,56 x 10 b) HC < HA < HB
-8
c) 3,17 x 10 c) HB < HC < HA
-4
d) 1,78 x 10 d) HC < HB < HA
-4
e) 3,17 x 10 e) HA < HB < HC
02. Ao realizar-se a ionização
H2S(aq) ⇄ H (aq) + HS (aq)
+ - A tabela a seguir contém dados para a resolução das
os
verificou-se que, no equilíbrio, que: questões de n. 08 a 10.
-
[HS ] = 0,1 mol/L
[H2S] = 0,4 mol/L Reação Ka
I. H3CCOOH + H2O ⇄ H3O + H3CCOO
+ - -5
O valor da constante de ionização na temperatura 1,8 x 10
-7
em que a experiência foi realizada é 1 x 10 . II. HCOOH + H2O ⇄ H3O + HCOO
+ -
1,8 x 10
-4
Nas condições da experiência, a concentração molar
III. H2S + H2O ⇄ H3O + HS
+ - -8
+
do H é: 9,0 x 10
IV. HF + H2O ⇄ H3O + F
-1 + - -4
a) 1 x 10 mol/L 6,8 x 10
-3
b) 2 x 10 mol/L V. H3PO4 + H2O ⇄ H3O + H2PO4
+ -
4,4 x 10
-7
-3
c) 3 x 10 mol/L
-7
d) 4 x 10 mol/L 08. (UFSC) O ácido mais ionizado é:
-9
e) 5 x 10 mol/L a) IV
-2
b) V
03. (UFGO) Uma solução 2 x 10 mol/L de ácido c) III
acético tem um grau de ionização 0,03 a uma dada d) I
temperatura. A sua constante de ionização (Ka) e) II
nesta temperatura é:
-2
a) 4,50 x 10 09. (UFSC) O ácido mais fraco é:
-5
b) 1,75 x 10 a) III
-4
c) 1,75 x 10 b) V
-5
d) 1,80 x 10 c) I
-5
e) 2,80 x 10 d) II
e) IV
04. (CESCEM-SP) Uma solução 0,05 mol/L de um ácido
fraco HA é 0,1% ionizada. Qual é, aproximadamente, 10. (UFSC) Os ácidos são (não necessariamente na
a sua constante de ionização? ordem):
-8 a) fosfórico, sulfídrico, metanóico, fluorídrico e
a) 5 x 10
-7 etanóico.
b) 5 x 10
-6 b) fluorídrico, etanóico, fórmico, sulfuroso e
c) 5 x 10
-5 fosforoso.
d) 5 x 10
-3 c) fórmico, acético, sulfúrico, fosforoso e fluórico.
e) 5 x 10
d) fluoroso, fórmico, fosfórico, sulfídrico e acético.
05. (PUC-SP) Um monoácido fraco tem constante de e) acético, fluorídrico, sulfuroso, fórmico e fosforoso.
-9
ionização igual a 10 em temperatura ambiente. Este
ácido, numa solução decimolar, terá grau de As questões de n.
os
11 e 12 referem-se aos
ionização aproximadamente igual a: seguintes ácidos e suas correspondentes constantes
a) 1% de ionização, a 25°C.
b) 0,1%
c) 0,01% ácido cianídrico 4,0 x 10
-10
d) 0,001% ácido propiônico 1,3 x 10
-5
e) 0,0001% ácido acético 1,8 x 10
-5

14. -4
ácido fórmico 1,8 x 10 A ordem de grandeza das constantes de ionização
-4
ácido fluorídrico 6,7 x 10 K1, K2 e K3 será:
a) K3 > K2 > K1
11. (UEL-PR) Dentre eles, quantos são ácidos b) K1 = K2 = K3
carboxílicos? c) K1 > K2 > K3
a) 1 b) 2 c) 3 d) K1 > K3 > K2
d) 4 e) 5 e) K2 > K1 > K3
12. (UEL-PR) Dentre eles, o mais forte e o menos 17. (PUC-SP) Tem-se uma solução de ácido acético,
+ -
ionizado são, respectivamente: HAc, onde há íons H (aq) e Ac (aq) em equilíbrio com
a) cianídrico e propiônico HAc não dissociado.
b) cianídrico e fluorídrico Se adicionarmos acetato de sódio, NaAc, a essa
c) fórmico e acético solução:
+
d) fluorídrico e cianídrico a) a concentração dos íons H (aq) deverá aumentar.
+
e) fluorídrico e fórmico b) a concentração dos íons H (aq) permanecerá
inalterada.
+
13. (CESCEM-SP) Considere os oxiácidos do cloro e c) a concentração dos íons H (aq) deverá diminuir.
suas respectivas constantes de ionização: d) a concentração do HAc não dissociado diminuirá.
-8
HCℓO 3,0 x 10 e) não há deslocamento do equilíbrio químico.
-2
HCℓO2 1,1 x 10
2
HCℓO3 5,0 x 10 18. (FEI-SP) No equilíbrio representado pela equação:
7
HCℓO4 2,0 x 10
+ 2 OH ⇄ Mg(OH)2
2+ -
Mg
O exame dos dados permite afirmar que:
qual das substâncias abaixo o deslocaria para a
I. a força do ácido é maior quanto maior o número
direita se adicionada ao sistema?
de oxidação do cloro.
a) NH4NO3
II. dos oxiácidos representados, o mais forte é o
b) NaCℓ
HCℓO.
c) H2SO4
III. o número de oxidação do cloro no HCℓO3 é +3.
d) HCℓ
a) Somente I é correta.
e) NaOH
b) Somente II é correta.
c) Somente III é correta.
19. (MAPOFEI-SP) Dado o equilíbrio:
d) I, II e III são corretas.
e) I, II e II são incorretas. 1
HCN + H2O H3O+ + CN-
2
14. (PUC-PR) Temos duas soluções de igual
molaridade: a adição de cianeto de sódio:
a 1.ª de ácido acético, cujo pK é igual a 4,76; a) desloca o equilíbrio no sentido 1.
a 2.ª de ácido butírico, cujo pK é igual a 4,82. b) não desloca o equilíbrio.
+
Com estes dados, podemos afirmar que: c) aumenta a concentração de H3O .
a) a 1.ª solução é mais ácida que a 2.ª. d) desloca o equilíbrio no sentido 2.
b) a 1.ª solução é menos ácida que a 2.ª. e) diminui a concentração de HCN.
c) as duas soluções apresentam a mesma acidez.
d) a constante de ionização do ácido acético é 20. (PUC-PR) Em solução aquosa existe o equilíbrio:
menor que a do ácido butírico.
+ H2O ⇄ Cr2O7
2- 2- -
e) nenhuma destas respostas. 2 CrO4 + 2 OH
amarelo alaranjado
15. (UFPR) Pelos seus pKa ou Ka indique o ácido mais Assinale a proposição falsa:
ionizado. a) Adicionando HCℓ, o sistema fica alaranjado.
Dados: log 514 = 2,7; log 63 = 1,79 b) Adicionando NaOH, o sistema fica amarelo.
-5
a) Cℓ2CH-COOH (Ka = 5140 . 10 ) c) O Princípio de Le Chatelier não se aplica a
b) orto-O2N-C6H4-COOH (pKa = 2,81) equilíbrios iônicos.
-5
c) C6H5-COOH (Ka = 6,3 . 10 ) d) No equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual
d) para-O2N-C6H4-OH (pKa = 7,14) à velocidade da reação inversa.
e) C6H5-OH (pKa = 9,95) e) A constante de equilíbrio não varia pela adição de
HCℓ ao sistema.
16. (CESCEM-SP) A dissociação do ácido orto-
arsênico, H3AsO4, em solução aquosa diluída, se
processa conforme as equações:
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw)
H3AsO4 ⇄ H + H2AsO4
+ -
K1
Medidas de condutibilidade elétrica mostram que a
H2AsO4 ⇄ H + HAsO4
- + 2-
K2 água está ligeiramente ionizada segundo a equação:
HAsO4 ⇄ H + AsO4
2- + 3-
K3
H2O ⇄ H + OH
+ -

15. Esta ionização da água, como as demais, é
reversível e atinge um equilíbrio dinâmico denominado Numa mesma temperatura, o valor de Kw
equilíbrio iônico da água. permanece constante, qualquer que seja a substância
dissolvida em água.
-9
A 25°C, o grau de ionização () da água é 1,81x10 .
Considerando 1 litro de água pura (1000 g de água Observações:
pura) e aplicando ao equilíbrio iônico da água a lei da
• Em água pura ou em solução neutra, a 25°C:
ação das massas, tem-se:
+ - -7
• Cálculo do número de mols existentes em 1000 g [H ] = [OH ] = 10 mol/L
de H2O.
18 g H2O  1 mol • Ao se adicionar um ácido HA em água, ocorre sua
1000 g H2O  x  x = 55,5 mols ionização,
HA  H + A
+ -
• Cálculo das concentrações molares no equilíbrio. +
com conseqüente aumento da concentração de íons H .
Como Kw é constante, um aumento da concentração de
⇄
+ -
H2O H + OH +
íons H acarretará uma diminuição da concentração de
início 55,5 0 0 -
íons OH .
(n . )
(n . ) (n . )
ionização (55,5 . 1,81 . 10-9)  -7 -7
Kw = [H+] . [OH-] = 10-14 (a 25°C)
10 10
10
-7
(n - n) n n
equilíbrio -7 -7 -7 esta concentração esta concentração
(55,5 - 10 ) 10 10 aumenta diminui
-7 -7 -7
concentr. (55,5 - 10 ) 10 10
molares mol/L mol/L mol/L Assim sendo, em soluções ácidas, a 25°C:
Nota-se que a concentração molar da água no + -7
[H ] > 10 mol/L
equilíbrio é praticamente a mesma do início. Portanto, - -7
[OH ] < 10 mol/L
pode-se dizer que a concentração molar da água é
constante,
[H2O] = constante. • Ao se adicionar uma base B(OH) em água ocorre
sua dissociação,
• Cálculo da constante de equilíbrio
B(OH)  B + OH
+ -
[H+] . [OH-]
Kc =  [H2O] = constante com conseqüente aumento da concentração de íons
[H2O] -
OH . Como Kw é constante, um aumento da
-
Kc . [H2O] = [H ] . [OH ]
+ - concentração de íons OH acarretará uma diminuição da
+
O produto da constante de equilíbrio pela concentração de íons H .
concentração molar da água dá uma nova constante Kw = [H+] . [OH-] = 10-14 (a 25°C)
denominada produto iônico da água, Kw. Portanto:
+ - esta concentração esta concentração
Kw = [H ] . [OH ] diminui aumenta
-7 -7
Kw = 10 . 10
Assim sendo, em soluções básicas, a 25°C:
-14
Kw = 10 (a 25°C) + -7
[H ] < 10 mol/L
- -7
O valor de Kw depende da temperatura. A elevação [OH ] > 10 mol/L
da temperatura acarreta um aumento do grau de
ionização da água e, conseqüentemente, um aumento
do valor de Kw.
• Ao se preparar uma solução ácida ou básica de
A tabela abaixo mostra valores do produto iônico da concentração molar ♏ e conhecido o grau de ionização
água (Kw) em diferentes temperaturas. ou de dissociação () do ácido ou da base, pode-se
+ -
calcular a [H ] ou a [OH ].
Temperatura Kw
-14
[H ] = ♏ . 
0°C 0,11 . 10 +
-14
Em solução ácida:
10°C 0,29 . 10
-14
20°C 0,69 . 10
-14
[OH ] = ♏ . 
25°C 1,00 . 10 -
-14
Em solução básica:
30°C 1,48 . 10
-14
40°C 3,02 . 10
-14
60°C 9,33 . 10
 pH e pOH
-14
80°C 23,40 . 10

16. -9
+ -
c) 5,0 x 10
Em função dos valores baixos de [H ] e [OH ], -8
d) 5,0 x 10
costuma-se indicar a acidez ou a basicidade de uma -9
e) 2,0 x 10
solução através de seu pH (potencial hidrogeniônico) e
pOH (potencial hidroxiliônico). 03. (UFRGS) O acidente ocorrido com o navio
Bahamas provocou o vazamento de milhares de
Por definição: toneladas de ácido sulfúrico na lagos dos Patos.
Em determinados locais, foram registrados valores
de pH entre 3 e 4. Podemos afirmar que, nesses
pH = log [H ] pOH = log [OH ]
+ -
e
locais, a concentração aproximada de íons
-1
hidroxila, em mol;L , foi:
-11
Aplicando as definições e considerando a a) maior que 10 .
-9
temperatura de 25°C, obtém-se: b) maior que 10 .
-7
c) maior que 10 .
+ -7 -5
água pura ou [H ] = 10 mol/L pH = 7 d) maior que 10 .
- -7 -4
solução neutra [OH ] = 10 mol/L pOH = 7 e) maior que 10 .
+ -7
solução [H ] > 10 mol/L pH < 7
ácida - -7
[OH ] < 10 mol/L pOH > 7 04. (FAAP – SP) O vinagre é uma substância muito
solução + -7
[H ] < 10 mol/L pH > 7 utilizada como tempero em saladas. Sabe-se que
básica - -7
[OH ] > 10 mol/L pOH < 7 uma amostra de vinagre apresentou pH igual a 2,0.
Isso corresponde a uma solução de ácido acético
+
Para qualquer meio aquoso, a 25°C, a soma entre o cuja concentração molar de íons H deve ser:
pH e o pOH é igual a 14. Observe: a) 55,50
b) 0,01
+ - -14
[H ] . [OH ] = 10 c) 1,00
d) 0,10
aplicando logaritmo em ambos os membros da e) 10,10
igualdade
+ - -14
05. (UFRRJ) Em um potenciômetro, faz-se a leitura de
log [H ] + log [OH ] = log 10 uma solução de hidróxido de sódio (utilizada na
neutralização do ácido láctico). Sabendo que o grau
multiplicando por (-1)
de dissociação é total, o valor do pH encontrado
+ - -14 corresponde a:
(-log [H ]) + (-log [OH ]) = (-log 10 )
a) 2,7
b) 5,4
pH + pOH = 14 c) 12,0
d) 11,0
e) 9,6
06. (UNIP – SP) O fluoreto de hidrogênio (HF) é um
EXERCÍCIOS DE SALA ácido que se encontra 10% ionizado em solução
-1
0,1 mol.L . Calcule o pH dessa solução.
01. (Mackenzie – SP) Com os dados da tabela abaixo,
+
Soluções [H ]
-6
I Urina 1 x 10
II Clara de ovo 1 x 10
-8 07. (PUC – MG) A concentração hidrogeniônica do
-2 -1
-7
suco de limão puro é 10 mol.L . O pH de um
III Lágrima 1 x 10 refresco preparado com 30 mL de suco de limão e
-5
IV Café 1 x 10 água suficiente para completar 300 mL é igual a:
a) 2
pode-se afirmar que: b) 3
a) I, II, III e IV são soluções ácidas. c) 4
b) somente II é uma solução básica. d) 6
c) somente I, III e IV são soluções ácidas. e) 11
d) somente I, II e III são soluções básicas.
e) somente III é uma solução básica. 08. (Fuvest – SP) A auto-ionização da água é uma
reação endotérmica. Um estudante mediu o pH da
o
02. (CEETEPS – SP) A concentração de íons H (aq) de
+ água recém-destilada, isenta de CO2 e a 50 C,
-5 -1
uma certa solução aquosa é 2,0 x 10 mol.L , a 25 encontrado o valor 6,6. Desconfiado de que o
o
C. Sendo assim, nessa mesma solução a aparelho de medida estivesse com defeito, pois
- -1
concentração de íons OH (aq), em mol.L , deve ser: esperava o valor 7,0, consultou um colega que fez
a) 5,0 x 10
-10 as seguintes afirmações:
b) 2,0 x 10
-10 I. O seu valor (6,6) pode estar correto, pois 7,0 é o
o
pH da água pura, porém a 25 C.

17. II. A aplicação do princípio de Le Chatelier ao 07. (PUC-MG) Misturando-se 100 mL de suco de laranja
+
equilíbrio da ionização da água justifica que, cuja [H ] = 0,6 mol/l com 200 mL de suco de laranja
+
com o aumento da temperatura, aumente a cuja [H ] = 0,3 mol/L, não se obtém:
+ +
concentração de H . a) uma solução onde [H ] = 0,4 mol/L.
III. Na água, o pH é tanto menor quanto maior a b) uma solução completamente neutra.
+
concentração de H . c) uma solução de acidez intermediária.
+
Está correto o que se afirma: d) uma solução menos ácida do que a de [H ] = 0,6
a) somente em I. mol/L.
+
b) somente em II. e) uma solução mais ácida do que a de [H ] = 0,3
c) somente em III. mol/L.
d) somente em I e II.
e) em I, II e III. 08. (UFMG) A tabela mostra o pH característico de
alguns sistemas.
Sistema pH
Vinagre 3,0
Suco de laranja 4,0
TESTES DE VESTIBULAR Suco de tomate 5,0
Saliva 6,0
01. (FUVEST-SP) Observe os líquidos da tabela: Leite 6,8
Sangue 7,4
+ -
[H ] [OH ] Clara de ovo 8,0
-7 -7
Leite 1,0 . 10 1,0 . 10
-8 -6
Água do mar 1,0 . 10 1,0 . 10 Sobre esses sistemas, pode-se afirmar que:
-3 -11
Coca-Cola 1,0 . 10 1,0 . 10 a) clara de ovo é o sistema menos ácido.
-5 -9
Café preparado 1,0 . 10 1,0 . 10 b) sangue é o líquido mais próximo da neutralidade.
-7 -7
Lágrima 1,0 . 10 1,0 . 10 c) suco de laranja é 1,5 vez mais ácido do que a
-12 -2
Água de lavanderia 1,0 . 10 1,0 . 10 saliva.
d) suco de tomate é duas vezes menos ácido do que
Tem caráter ácido apenas: o vinagre.
a) o leite e a lágrima. e) todos os líquidos da tabela são ácidos.
b) a água de lavanderia.
c) o café preparado e a Coca-Cola. 09. (PUCCAMP-SP) Considere as seguintes amostras:
d) a água do mar e a água de lavanderia. I. Vinagre
e) a Coca-Cola. II. Água destilada
III. Leite de magnésia
+ -2 Comparando-se os valores de pH das amostras,
02. Calcular, a 25°C, a [H ] de uma solução 2 x 10 obtém-se a seqüência:
mol/L de HCℓ, sabendo que o ácido está totalmente a) pHI > pHII > pHIII
ionizado. b) pHI = pHII > pHIII
-1 c) pHII > pHIII > pHI
03. A 25°C, em uma solução aquosa 1 x 10 mol/L, o d) pHIII > pHII > pHI
+
ácido acético está 1% ionizado. Calcular a [H ] desta e) pHIII = pHI > pHII
solução.
10. (UFMG) A água do mar tem pH aproximadamente
04. A 25°C, em uma solução aquosa 0,5 mol/L, o grau igual a 8. Todas as afirmativas sobre a água do mar
de ionização do hidróxido de amônio, NH4OH, é 2 x estão corretas, exceto:
-4
x 10 . +
a) Apresenta uma concentração de H (aq) igual a 8
- +
Calcular a [OH ] e a [H ] desta solução. mol/L.
- + b) Colore de vermelho uma solução de fenolftaleína.
05. Calcular a [OH ] e a [H ] de uma solução aquosa 5 x -
c) Contém cem vezes mais íons OH do que íons H .
+
-2
x 10 mol/L de NaOH, a 25°C, sabendo que a base d) É básica.
está totalmente dissociada. e) É eletricamente neutra.
+ -6
06. (CEFET-PR) Uma solução aquosa A tem [H ] = 10 11. (UFRS) As leis de proteção ambiental de certas
- -6
mol/L e outra B, tem [OH ] = 10 mol/L. A razão cidades não permitem o lançamento em rios, entre
+
entre as concentrações de H das soluções A e B é outros, de efluentes com pH inferior a 5,0 ou superior
igual a: a 9,0.
a) zero No que se refere à acidez, os efluentes aquosos das
12
b) 1,0 . 10 indústrias X, Y e Z apresentam as seguintes
c) 1,0 concentrações:
2
d) 1,0 . 10
-2
e) 1,0 . 10 Concentração no
Indústria
efluente
-3 +
X 10 mol/L de H
-4 +
Y 10 mol/L de H

18. -6 -
Z 10 mol/L de OH respectivamente: pH=5,0, pH=3,5 e pH=1,0. Aponte
as alternativas corretas:
Poderiam ser lançados em rios, sem tratamento 01) No frasco A está contido um ácido fraco.
prévio, apenas os efluentes de: 02) O Ka do ácido A é maior que o Ka do ácido B.
a) X 04) O ácido B conduz melhor a corrente elétrica do
b) Y que o ácido C.
c) Z 08) O ácido C está completamente ionizado.
+ -1
d) X e Y 16) A concentração de H no ácido C é 10 mol/L.
e) Y e Z
12. (FUND. C. CHAGAS-BA) Para corrigir a acidez do
solo é comum a utilização da cal extinta, Ca(OH) 2. 16. (FCMSC-SP) Tem-se uma solução em que a
-3
Com esse procedimento provoca-se no solo: concentração hidrogeniônica é 4,3 x 10 mol/L. Seu
a) aumento de pH, uma vez que a cal extinta é ácida. pH será: (log 4,3 = 0,63)
b) aumento de pH, uma vez que a cal extinta é a) 4,0
básica. b) 3,7
c) diminuição de pH, uma vez que a cal extinta é c) 2,37
ácida. d) 6,27
d) aumento de pOH, uma vez que a cal extinta é e) 1,27
básica.
e) diminuição de pOH, uma vez que a cal extinta é 17. (UNIMOGI-SP) O pH de uma solução de ácido
ácida. clorídrico de concentração igual a 0,001 mol/L é igual
a:
13. (UFMG) Tem-se notado um abaixamento de pH da a) 3
água das chuvas em muitas regiões do mundo. Uma b) 4
das causas é a emissão de dióxido de enxofre, SO 2, c) 5
feita por centenas de indústrias, o qual é oxidado e d) 6
hidrolisado na atmosfera. Em relação ao exposto, e) 11
qual das seguintes alternativas é errada?
a) Uma chuva com pH=4,6 é dez vezes mais ácida 18. (PUC-RJ) Qual é o pH de uma solução de hidróxido
do que uma chuva com pH=5,6 de sódio 0,1 mol/L (a 25°C)?
-14
b) A oxidação e a hidrólise do SO2 na atmosfera (Dado: Kw = 1 . 10 a 25°C)
levam à formação de ácido sulfúrico. a) 0
c) Ácidos fortes podem dissociar-se na água das b) 1
chuvas, abaixando seu pH. c) 13
d) O abaixamento do pH da água das chuvas d) 14
significa diminuição na concentração dos íons e) 0,1
hidrogênio.
e) Estátuas e monumentos de mármore, CaCO3, 19. (PUC-PR) Uma solução de monobase apresenta
expostos a chuvas de baixo pH, podem ser concentração de íons hidróxido igual a 17 mg/L. Qual
eventualmente destruídos. é o pH dessa solução?
-
(Massa molar do OH = 17 g/mol)
14. (UnB-DF) O pH padrão da água da chuva em áreas a) 3,0
não-poluídas é 5,6. Chuvas com pH abaixo desse b) 5,0
valor são denominadas “chuvas ácidas” e causam c) 7,0
sérios problemas ambientais. Sobre esse assunto, d) 9,0
aponte os itens corretos: e) 11,0
01) As chuvas ácidas destroem monumentos,
florestas e causam a mortalidade de peixes. 20. (PUCCAMP-SP) Em São Paulo, a Cetesb constatou,
02) O dióxido de enxofre proveniente das caldeiras e em 1986, uma “chuva ácida” de pH = =5. Isto
+
fornos das indústrias é um dos principais significa uma concentração de íons H da ordem de:
-5
responsáveis pelas chuvas ácidas. a) 10 mol/L
-1
04) Água de chuva em áreas não-poluídas é mais b) 5 . 10 mol/L
-5
ácida do que água pura. c) 5 . 10 mol/L
-2
08) A água da chuva que apresenta concentração de d) 5 . 10 mol/L
+ -2
H igual a 10 mol/L não é considerada chuva e) 5 mol/L
ácida.
16) A concentração de dióxido de carbono na 21. (CESGRANRIO-RJ) Constatou-se que uma amostra
atmosfera não influi no pH da chuva. de suco de laranja possui pH = 4. As concentrações
+ -
de H e OH no suco são, respectivamente:
-2 -12
a) 10 e 10
-4 -10
15. (UFPE) Em três recipientes A, B e C estão contidas b) 10 e 10
-6 -8
soluções ácidas desconhecidas, de concentração 0,1 c) 10 e 10
-7 -7
mol/L. d) 10 e 10
-8 -6
Medindo o pH das três soluções com papel indicador e) 10 e 10
universal, obtiveram-se os seguintes valores,

19. 22. (FM POUSO ALEGRE-MG) Uma solução de ácido e) 3,70 e 10,30
acético (CH3COOH) é preparada de tal modo que
seja 0,004 mol/L. O pH dessa solução aquosa, 29. (FCMSC-SP) A 45°C, o produto iônico da água é
-14
sabendo que o ácido se encontra 25% ionizado, está igual a 4,0 x 10 . A essa temperatura, o valor de
+
mais bem representado pela opção: [H ] de uma solução aquosa neutra é:
-7
a) 1 a) 0,6 x 10
-7
b) 2 b) 2,0 x 10
-7
c) 3 c) 4,0 x 10
-14
d) 4 d) 2,0 x 10
-14
e) 5 e) 4,0 x 10
+
23. (UNIP-SP) O ácido láctico é um monoácido presente 30. (ITA-SP) A 60°C, o produto iônico da água, [H ] x
- -13
em músculos doloridos depois de exercícios x [OH ], é igual a 1,0 x 10 . Em relação a soluções
vigorosos. O pH de uma solução 0,100 mol/L de aquosas, nesta temperatura, assinale as afirmações
ácido láctico 4% ionizado é: (log 4 = 0,6) corretas:
a) 11,6 01) Soluções ácidas são aquelas que têm pH < 6,5.
b) 2,7 02) Soluções neutras têm pH = 6,5.
c) 2,4 04) Soluções básicas têm pH > 6,5.
d) 3,3 08) pH + pOH tem que ser igual a 13,0.
e) 4,8 16) Solução com pH = 14 é impossível de ser obtida.
24. (PUC-PR) O pH de uma solução 0,25 mol/L de uma
monobase que está 0,4% dissociada é:
a) 13
b) 11
c) 9
d) 7 HIDRÓLISE DE ÍONS
e) 5
Hidrólise de um íon é a reação entre este íon e a
25. (CESGRANRIO-RJ) O HF é um ácido cuja água.
-4
constante de dissociação é Ka = 4,0 x 10 a 25°C.
Assinale a opção que indica, aproximadamente, o • Hidrólise de ânions
valor do pH de uma solução 0,25 mol/L desse ácido
a 25°C. A hidrólise de um ânion pode ser representada pela
a) 1 equação:
b) 1,6
c) 2 H+
d) 2,5
A- + HOH HA + OH-
e) 4 ânion ácido
26. (FEI-SP) Determine o grau de ionização de uma
monobase em solução 0,5 mol/L, sabendo que o pH A reação de hidrólise de um ânion ocorre quando o
dessa solução é igual a 10: ácido formado for um ácido fraco.
a) 0,2%
-
b) 0,02% Devido à formação de íons OH , a solução resultante
c) 0,5% é básica (pH > 7).
d) 0,8% Exemplos:
e) 1%
-
Hidrólise do ânion cianeto, CN :
27. (UFGO) Na água de um aquário, a concentração de - -
CN + HOH HCN + OH
um monoácido produzido pela decomposição de ácido solução
-4 fraco básica
bactérias é 10 mol/L e sua constante de ionização
-8
Ka = 1,0 x 10 . O pH da água do aquário é: -
a) 2 Hidrólise do ânion bicarbonato, HCO3 :
- -
b) 3 HCO3 + HOH H2CO3 + OH
c) 4 ácido solução
fraco básica
d) 5
e) 6
• Hidrólise de cátions
-4
28. (FESP-PE) Uma solução 10 mol/L de ácido acético
A hidrólise de um cátion pode ser representada
a 25°C está 33,5% ionizada. Seus pH e pOH são,
pela equação:
respectivamente: (log 3,35 = 0,53)
a) 4,47 e 9,53
b) 4,47 e 18,47
c) 10,30 e 3,70
d) 9,53 e 4,47

20. +
A produção de cátions H torna a solução ácida
OH- (pH < 7).
Este comportamento é característico de sais
C+ + HOH COH + H+ formados por cátions de bases fracas e ânions de
cátion base ácidos fortes.
A hidrólise de um cátion ocorre quando a base
formada for uma base fraca. Exemplo 3: Bicarbonato de amônio, (NH4) (HCO3)
+ -
+
Devido à formação de íons H , a solução resultante
(NH4) (HCO3)  NH4 + HCO3
+ - + -
é ácida (pH < 7).
+
O cátion NH4 hidrolisa. A base formada é fraca.
Exemplos:
+ +
Hidrólise do cátion amônio, NH4 :
+ NH4 + HOH NH4OH + H
+ +
NH4 + HOH NH4OH + H -
O ânion HCO3 hidrolisa. O ácido formado é fraco.
base solução - -
fraca ácida HCO3 + HOH H2CO3 + OH
Hidrólise do cátion prata, Ag :
+ Devido ocorrer a hidrólise do cátion e do ânion, o
+ + pH da solução resultante será determinado através das
Ag + HOH AgOH + H
base solução constantes de ionização do ácido fraco (Ka) e da base
fraca ácida fraca (Kb). Se:
Ka > Kb  solução ácida (pH < 7)
Ka < Kb  solução básica (pH > 7)
• Hidrólise de sais
Ka = Kb  solução neutra (pH = 7)
+ -
Seja um sal C A . Em água ele sofre dissociação
iônica: Este comportamento é característico de sais
C A  C + A
+ - + -
formados por cátions de bases fracas e ânions de
ácidos fracos.
Uma vez dissociado, poderá:
-
• ocorrer a hidrólise do ânion A ,
+
• ocorrer a hidrólise do cátion C , + -
• ocorrer a hidrólise de ambos os íons, Exemplo 4: Cloreto de sódio, Na Cℓ :
• não ocorrer a hidrólise de nenhum dos íons.
Na Cℓ  Na + Cℓ
+ - + -
+ - +
Exemplo 1: Bicarbonato de sódio, Na (HCO3) : O cátion Na não hidrolisa. A base correspondente
é forte.
Na (HCO3)  Na + HCO3
+ - + - -
O ânion Cl não hidrolisa. O ácido correspondente é
+
forte.
O cátion Na não hidrolisa, pois a base Como não ocorre a hidrólise de íons, a solução
correspondente é forte. resultante é neutra (pH = 7).
-
O ânion HCO3 hidrolisa. O ácido formado é fraco. Este comportamento é característico de sais
- -
formados por cátions de bases fortes e ânions de ácidos
HCO3 + HOH H2CO3 + OH fortes.
-
A produção de ânions OH torna a solução básica
(pH>7).
Este comportamento é característico de sais
SOLUÇÃO TAMPÃO
formados por cátions de bases fortes e ânions de ácidos
fracos. Solução-tampão, solução buffer ou solução
reguladora é toda solução que tem por finalidade evitar
variações bruscas de pH quando à mesma se adiciona
Exemplo 2: Cloreto de amônio, NH4 Cℓ .
+ - um ácido forte ou uma base forte.
Uma solução-tampão é constituída por um ácido
 NH4 + Cℓ
+ - + -
NH4 Cℓ fraco (HA) e seu sal (BA) ou por uma base fraca (BOH)
e seu sal (BA).
-
O ânion Cl não hidrolisa, pois o ácido
Exemplos
correspondente é forte.
+
O cátion NH4 hidrolisa. A base formada é fraca. Solução de ácido acético (HAc) e acetato de sódio
(NaAc).
+ +
NH4 + HOH NH4OH + H
Solução de hidróxido de amônio (NH4OH) e
cloreto de amônio (NH4Cℓ).

21. Seja o tampão HAc/NaAC. [ácido] = 0,10 mol/L,
Em solução o HAc (ácido fraco) está pouco tem-se:
ionizado e o NaAc (eletrólito forte) está totalmente
dissociado. [0,15]
pH  2,85  log  2,85  log1,5 
HAc ⇄ H + Ac
+ - [0,10]
+ - pH = 2,85 + 0,18 = 3,03
NaAc → Na = Ac
Ao se adicionar ácido forte à esta solução, o
equilíbrio iônico do HAc sofrerá deslocamento para a
+
esquerda, consumindo o H adicionado, o que impede a
variação brusca de pH. EXERCÍCIOS DE SALA
+
Ao se adicionar base forte à esta solução, o H do 01. Nitrato de potássio e nitrato de amônio são dois
-
equilíbrio iônico do HAc irá consumir o OH adicionado sais usados na fabricação de fertilizantes. O que se
+ - +
(H + OH → H2O). Para repor o H consumido junto pode afirmar sobre o caráter (ácido, básico, neutro)
-
com o OH , o equilíbrio sofrerá deslocamento para a das soluções aquosas de cada um desse sais?
direita, o que impede a variação brusca do pH. _________________________________________
A ação da solução-tampão tem limites. A adição _________________________________________
de quantidades excessivas de ácido ou base destruirá o _________________________________________
efeito tampão. _________________________________________
_________________________________________
Para se calcular o pH de uma solução tampão, _________________________________________
pode-se demonstrar que:
• para solução-tampão de um ácido fraco e seu 02. (FEI – SP) Os compostos cianeto de sódio (NaCN),
sal, cloreto de zinco (ZnCℓ2), sulfato de sódio (Na2SO4)
e cloreto de amônio (NH4Cℓ), quando dissolvidos
em água, tornam o meio respectivamente:
[ânion do sal] a) básico, ácido, ácido, neutro.
pH  pK a  log
[ácido] b) ácido, básico, neutro, ácido.
c) básico, neutro, ácido, ácido.
d) básico, ácido, neutro, ácido.
e) ácido, neutro, básico, básico.
• para solução-tampão de uma base fraca e seu
sal,
03. (VUNESP) Quando se adiciona o indicador
fenolftaleína a uma solução aquosa incolor de uma
[cátion do sal] base de Arrhenius, a solução fica vermelha. Se a
pH  pKw  pK b  log fenolftaleína for adionada a uma solução aquosa de
[base] ácido de Arrhenius, a solução continua incolor.
Quando se dissolve cianeto de sódio em água, a
solução fica vermelha após a adição de
Onde pKa = −log Ka, pKb = −log Kb e pKw = −log fenolftaleína. Se a fenolftaleína for adicionada a
Kw. uma solução aquosa de cloreto de amônio, a
solução continua incolor.
Estas fórmulas são conhecidas como equações a) Explique o que acontece no caso do cianeto de
de Henderson-Hasselbach. sódio, utilizando equações químicas.
Exemplo: ______________________________________
______________________________________
Sabendo que a constante de ionização (Ka) do ______________________________________
o -3
ácido cloroacético, a 25 C, é 1,4 x 10 , calcular o pH ______________________________________
de uma solução-tampão contendo ácido cloroacético ______________________________________
0,10 mol/L e cloroacetato de sódio 0,15 mol/L. ______________________________________
______________________________________
Dados: log 1,4 = 0,15; log 1,5 = 0,18.
______________________________________
Resolução:
b) Explique o que acontece no caso do cloreto de
Utilizando a expressão amônio, utilizando equações químicas.
______________________________________
[ânion do sal] ______________________________________
pH  pK a  log
[ácido] ______________________________________
______________________________________
onde: ______________________________________
-3
pKa = -log Ka = -log (1,4 x 10 ) = 2,85, ______________________________________
______________________________________
[ânion do sal] = [cloroacetato] = 0,15 mol/L, ______________________________________

22. + -
04. (UEPG – PR) No interior das células de nosso c) o mesmo número de íons H e íons OH .
+ -
organismo ocorre, a todo instante, um número d) não há íons H nem íons OH .
+ -
incontável de reações químicas. A maioria dos e) o mesmo número de íons Na e íons CH3COO .
fluídos biológicos onde as reações ocorrem são
meios tamponados. Sobre os tampões e o efeito 03. (UFRGS) A única das espécies que, ao ser
que exercem, assinale o que for correto. dissolvida em água, resulta em uma solução com pH
01. O efeito tampão age aumentando a menor que o do solvente puro é:
solubilidade das enzimas em meio aquoso. a) NaCl
02. Os pares H2CO3/NaHCO3 e NH4OH/NH4Cℓ são b) Na2CO3
exemplos de substâncias que agem como c) CaCl2
tampão. d) NH3
04. O efeito tampão impede variações bruscas de e) (NH4)2SO4
+ -
pH, quando ocorre a adição de íons H ou OH
no meio. 04. (FUVEST-SP) Carbonato de sódio, quando colocado
08. Os meios tamponados são neutros e em água, a 25°C, se dissolve:
Na2CO3(s) + H2O(l)  HCO3 (aq) + 2 Na (aq) + X
- +
apresentam pH igual a 7.
16. Os tampões mantêm constante o volume de X e o pH da solução resultante devem ser:
solvente no meio, o que impede as variações a) CO2, maior que 7.
-
de concentração. b) OH (aq), maior que 7.
+
c) H (aq),igual a 7.
d) CO2, igual a 7.
-
e) OH (aq), menor que 7.
05. (UFMG) Considere duas soluções aquosa diluídas,
I e II, ambas de pH = 5. A solução I é tampão e a II 05. (CEFET-MG) A seguir, estão relacionados alguns
não. produtos comerciais/industriais e as substâncias
Um béquer contém 100 mL da solução I e um ativas dos mesmos:
segundo béquer contém 100 mL da solução II. A
cada uma dessas soluções adicionam-se 10 mL de Produtos comerciais/ Substâncias
NaOH aquoso concentrado. industriais ativas
Assinale a alternativa que apresenta corretamente mármore carbonato de cálcio
as variações de pH das soluções I e II, após a detergente amônia (amoníaco)
adição de NaOH(aq). solução de bateria ácido sulfúrico
a) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será leite de magnésia hidróxido de magnésio
maior do que o de II. fertilizante nitrato de potássio
b) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será Em relação a esses compostos, é incorreto afirmar
igual ao de II. que:
c) O pH de ambas irá diminuir e o pH de I será a) o detergente amoniacal é ácido.
igual ao de II. b) a solução de bateria tem pH<7.
d) O pH de ambas irá aumentar e o pH de I será c) o nitrato de potássio é um sal neutro.
menor do que o de II. d) o leite de magnésia é uma solução básica.
e) O pH de ambas irá diminuir e o pH de I será e) o mármore reage com HCl, liberando CO2.
maior do que o de II.
06. (FM POUSO ALEGRE-MG) Dos sais abaixo, indique
aquele que em solução aquosa apresenta reação
ácida:
TESTES DE VESTIBULAR a) KCN
b) NaCl
01. (UFSC) O carbonato monohidrogenado de sódio é c) Na2CO3
conhecido como bicarbonato e sua dissolução d) NH4Br
aquosa tem, como característica básica, neutralizar a e) K2SO4
acidez estomacal.
Esta característica deve-se ao fato de que, ao se 07. (UFRGS) Preparam-se 5 soluções 1 mol/L das
dissolver em água, o bicarbonato: seguintes substâncias:
01) permanece inalterado.
02) apresenta reação de hidrólise. sol. 1 sol. 2 sol. 3 sol. 4 sol. 5
04) elimina próton. CH3COOH NaCℓ NH4OH HCℓ NaOH
08) desprende gás carbônico.
-
16) forma íons OH . Pode-se prever que o pH das soluções terá valores
+ -
32) permanece em íon Na e HCO3 . tais que permitem que se escreva:
a) pH sol. 1 > pH sol. 2 > pH sol. 3 > pH sol. 4 > pH
sol. 5
b) pH sol. 5 > pH sol. 4 > pH sol. 3 > pH sol. 2 > pH
02. (ITA-SP) Numa solução aquosa de acetato de sódio sol. 1
há: c) pH sol. 1 > pH sol. 4 > pH sol. 3 > pH sol. 2 > pH
+ -
a) mais íons H do que íons OH . sol. 5
- +
b) mais íons OH do que íons H .

23. d) pH sol. 5 > pH sol. 3 > pH sol. 2 > pH sol. 1 > pH
sol. 4 Ag+(aq) Cl-(aq)
e) pH sol. 4 > pH sol. 1 > pH sol. 2 > pH sol. 3 > pH solução saturada
sol. 5 de AgCl
AgCl(s)
08. (UFRGS) O soluto que em água forma uma solução
com pH maior que 7,0 é o: A constante de equilíbrio para este sistema é dada
a) nitrato de amônio pela expressão:
b) gás carbônico [Ag+] . [Cl-]
c) vinagre Kc =
d) cloreto de sódio [AgCl]
e) sabão
Mas a [AgCℓ] é constante, podendo ser incorporada
09. (MACKENZIE - SP) Entre as soluções aquosas das no valor de Kc:
seguintes substâncias: + -
I. acetato de sódio Kc . [AgCℓ] = [Ag ] . [Cℓ ]
II. cianeto de potássio
O produto (Kc . [AgCℓ]) é uma outra constante
III. fenol
denominada produto de solubilidade e simbolizada
IV. cloreto de amônio
por Kps.
apresentam pH maior que 7:
Então:
a) I e II
b) II e III +
Kps = [Ag ] . [Cℓ ]
-
c) I, II e IV
d) II, III e IV
e) I, III e IV Para uma substância genérica AxBy, que se
dissocia de acordo com a equação:
10. (UFRGS) As soluções aquosas de três substâncias
y+ x-
A, B e C apresentam os seguintes valores de pH; AxBy(s) xA (aq) + yB (aq)
Substância pH o Kps é dado pela expressão:
A 2,7
B 6,8
y+ x x- y
C 10,4 Kps = [A ] . [B ]
Das substâncias relacionadas a seguir, indique o
grupo que poderia ser enquadrado nos valores de
pH anteriormente citados: Exemplos:
Grupo Substância Substância Substância
• Solução saturada de sulfato de bário:
a) HCℓ K2O NaOH
b) CaO K2SO4 HNO3 2+ 2-
c) KOH CO2 H2S BaSO4(s) Ba (aq) + SO4 (aq)
d) SO3 NaCℓ Na2CO3 2+ 2-
e) H2SO4 NaHSO4 Ba(OH)2 Kps = [Ba ] . [SO4 ]
• Solução saturada de fosfato de cálcio:
 PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps ou PS) 2+ 3-
Ca3(PO4)2(s) 3 Ca (aq) + 2 PO4 (aq)
Quando um sólido é adicionado a um solvente, ele
2+ 3 3- 2
se dissolve até o limite definido pelo seu coeficiente de Kps = [Ca ] . [PO4 ]
solubilidade. A partir desse limite ele não mais se
dissolve, permanecendo como sólido no fundo do Observações:
recipiente que o contém formando o denominado corpo
de fundo. • Só se aplica o produto de solubilidade às
soluções saturadas.
Considerando o cloreto de prata, que ao se • Para uma dada substância, o Kps só varia com a
dissolver, sofre dissociação de acordo com a equação: temperatura.
+ -
• Quanto maior for o Kps de uma substância, maior
AgCℓ(s) Ag (aq) + Cℓ (aq) será sua solubilidade.
• Em uma solução saturada, o produto das
Experimentalmente, verifica-se que um sistema concentrações molares dos íons dissolvidos (cada uma
+
como esse está em equilíbrio. Continuamente, íons Ag delas elevada à potência igual ao seu coeficiente) é
-
e Cl passam da solução para o corpo de fundo e igual exatamente igual ao Kps.
quantidade de AgCl passa do corpo de fundo para a • Quando, em uma solução, o produto das
solução. concentrações molares dos íons dissolvidos (cada uma

24. delas elevada à potência igual ao seu coeficiente) for Exemplo 1:
superior ao Kps, ocorrerá precipitação da substância.
A solubilidade do iodato de chumbo II, Pb(IO 3)2, a
-5
• Efeito do íon comum sobre a solubilidade 25°C, é 4,0 . 10 mol/L. Calcular o Kps deste sal, na
temperatura indicada.
Se, à solução saturada de uma substância AxBy,
juntarmos uma segunda substância que possua um íon Resolução:
comum com AxBy, esta segunda substância provocará
2+ -
precipitação de AxBy como conseqüência do Principio Pb(IO3)2 Pb (aq) + 2 IO3 (aq)
de Le Chatelier.
Observando a proporcionalidade fornecida pelos
Consideremos, como exemplo, uma solução coeficientes da equação de dissociação do sal (1:1:2), a
-5 -5
saturada de AgCl, com corpo de fundo. dissolução de 4,5.10 mol/L de Pb(IO3)2 produz 4,5.10
2+ -5 -
mol/L de Pb e 9,0.10 mol/L de IO3 . Portanto, no
+ - equilíbrio:
AgCℓ(s) Ag (aq) + Cℓ (aq)
2+ -5 - -5
[Pb ] = 4,5.10 mol/L e [IO3 ] = 9,0.10 mol/L.
Calculando o Kps, tem-se:
2+ - 2
Ag+(aq) Cl-(aq) Kps = [Pb ] . [IO3 ]
-5 -5 2
Kps = (4,5 . 10 ) . (9,0 . 10 )
Kps  3,65 . 10
-13
AgCl(s)
Adicionemos a esta solução o sal NaCℓ, o qual se Exemplo 2:
dissocia completamente.
A 25°C, o produto de solubilidade do carbonato de
-9
NaCℓ(s)  Na
+
(aq)
-
+ Cℓ (aq) bário, BaCO3, é 4,9 . 10 . Calcular a solubilidade deste
sal naquela temperatura.
-
Com isso, aumenta-se a [Cl ] na solução.
Resolução:
2+ 2-
BaCO3(s) Ba (aq) + CO3 (aq)
Na+ (aq) Cl- (aq)
Vamos estabelecer que a solubilidade do BaCO3(s)
Ag+(aq) Cl-(aq)
é X mol/L.
Observando a proporcionalidade fornecida pelos
AgCl(s) coeficientes da equação de dissociação do sal (1:1:1), a
dissolução de X mol/L de BaCO3 produz X mol/L de
2+ 2- 2+
Ba e X mol/L de CO3 . Portanto, no equilíbrio, [Ba ] =
2
Para minimizar o aumento na concentração de íon [CO3 ] = X mol/L.
-
Cℓ , o equilíbrio será deslocado no sentido do processo
que forma AgCl(s). Como conseqüência, ocorre a Aplicando a expressão do Kps, tem-se:
precipitação do AgCl(s), acarretando, portanto, uma 2+ 2-
Kps = [Ba ] . [CO3 ]
diminuição em sua solubilidade. -9
4,9 x 10 = X . X
Na+ Cl-
X  4,9 . 10 9 = 7,0 . 10
(aq) (aq) -5
Ag+(aq) Cl-(aq)
AgCl(s) EXERCÍCIOS DE SALA
01. (Fuvest – SP) Em determinada temperatura, a
Um raciocínio equivalente pode ser feito a partir da solubilidade do sulfato de prata (Ag2SO4) em água
-2 -1
+ -
expressão: Kps = [Ag ] . [Cℓ ]. é 2,0 x 10 mol.L . Qual o valor do produto de
Como o valor de Kps é constante, um aumento da solubilidade (Kps) desse sal, à mesma temperatura?
- +
[Cℓ ] implica uma diminuição da [Ag ]. Uma diminuição
+
da [Ag ] acontecerá pela precipitação de AgCℓ(s).
Note que, pelo efeito do íon comum, a solubilidade
de uma dada substância é diminuída, mas seu Kps não
é alterado.
02. (Fuvest – SP) O produto de solubilidade do sulfato
-8 o
de chumbo é 2,25 x 10 , a 25 C. Calcule a
-1
• Cálculos envolvendo Kps solubilidade do sal, em g.L , nesta temperatura.
-1
(Massa molar do PbSO4 = 303 g.mol )

25. -5
a) 1,1 . 10
-5
b) 2,0 . 10
-10
c) 2,0 . 10
-10
d) 1,21 . 10
e) 1,1
TESTES DE VESTIBULAR 06. (ITA-SP) Sabendo-se que a solubilidade em água, a
-2
0°C, do sulfato de prata, Ag2SO4, é 1,8 . 10 mol/L,
01. (FUVEST-SP) O equilíbrio de dissolução do fosfato podemos concluir que o produto de solubilidade
de cálcio é representado por: desse sal, nesta temperatura, vale:
-4
2+ 3- a) 1,6 . 10
Ca3 (PO4)2(s) 3 Ca (aq) + 2 PO4 (aq)
b) 6,5 . 10
-4
-3
A expressão do produto de solubilidade c) 6,0 . 10
-2
correspondente é: d) 1,8 . 10
2+ 3- -5
a) Kps = [3 Ca ] . [2 PO4 ] e) 2,3 . 10
2+ 2 3- 3
b) Kps = [Ca ] . [PO4 ]
2+ 3- 07. (FUVEST-SP) O produto de solubilidade do BaSO4
c) Kps = [Ca ] . [PO4 ] -10
2+ 3 3- 2 vale 1,0 . 10 , a 25°C. Nessa temperatura, a
d) Kps = [Ca ] . [PO4 ]
2+ 3- quantidade, em mols, de BaSO4 que se dissolve em
e) Kps = [3 Ca ] . [ PO4 ]
1 L de água pura é, aproximadamente:
10
02. (CESCEA-SP) Fosfato de prata é parcialmente a) 10
5
solúvel em água. Seu produto de solubilidade é dado b) 10
-5
por: c) 10
+ 3- -10
a) [Ag ] . [PO4 ] d) 10
+ 3- -20
b) 3[Ag ] . [PO4 ] e) 10
+ 3-
c) [Ag ] . 3[PO4 ]
+ 3 3-
d) [Ag ] / [PO4 ] 08. (FEI-SP) Os sulfetos metálicos são encontrados em
+ 3 3-
e) [Ag ] . [PO4 ] grande quantidade na natureza. Sabendo-se que a
25°C o produto de solubilidade do sulfeto de zinco,
-23
03. (FURRN) Com base na tabela de produto de ZnS, vale 1,3 . 10 , determine sua solubilidade, em
solubilidade abaixo: mol/l, nessa temperatura.
-12
a) 3,6 . 10
-8
Substância P.S. b) 3,6 . 10
-6 -5
Ca(OH)2 4,0 . 10 c) 6,4 . 10
-10 5
AgCℓ 2,6 . 10 d) 3,49 . 10
-14 4
Mn(OH)2 3,5 . 10 e) 3,6 . 10
-27
CdS 8,0 . 10
-51 o
Ag2S 3,2 . 10 09. (CESGRANRIO-RJ) A solubilidade do AgCℓ a 18 C
é 0,0015 g/L. Sabendo-se que a sua massa molar é
a substância mais solúvel é: 143,5 g/mol, qual será o seu produto de solubilidade,
a) Ca(OH)2 considerando-se a concentração iônica igual à
b) AgCℓ concentração molar?
-10
c) Mn(OH)2 a) 1,0 . 10
-5
d) CdS b) 1,0 . 10
-3
e) Ag2S c) 1,5 . 10
-3
d) 3,0 . 10
-3
04. (FUC-MT) Com base nos valores do produto de e) 6,0 . 10
solubilidade (Kps) de sais em água, da tabela,
podemos afirmar que o sal mais solúvel é: 10. (CESGRANRIO-RJ) Um sal, representado pela
o -9
fórmula XY2, tem, a 25 C, Kps = 4 . 10 .
Sal Kps (25°C) Assinale a opção que identifica a quantidade de íons
-5 + -
CaSO4 2,4 . 10 X e Y contidos em 500 mL da solução saturada
-9- o
PbI2 8,3 . 10 deste sal a 25 C.
-10 + -
AgCℓ 1,8 . 10 mols X mols Y
-13 -9 -9
AgBr 5,0 . 10 a) 2 . 10 4 . 10
-20 -9 -9
ZnS 1,0 . 10 b) 4 . 10 8 . 10
-9 -9
c) 8 . 10 4 . 10
a) CaSO4 d) 5 . 10
-4
1 . 10
-3
b) PbI2 e) 1 . 10
-3
5 . 10
-4
c) AgCℓ
d) AgBr 11. (FUVEST-SP) À temperatura T, a reação
e) ZnS
N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g)
05. (PUC-PR) A solubilidade do cloreto de prata, AgCℓ, apresenta uma constante de equilíbrio Kc = 1,0.
-5
é de 1,1 . 10 mol/L. O sal dissolvido é totalmente Analise os dados abaixo, relativos a duas misturas
dissociado. Seu Kps é: gasosas sob essa mesma temperatura, e decida em

26. qual delas os gases estão em equilíbrio. Indique os 15. (ENEM-MEC) Suponha que um agricultor esteja
cálculos que você utilizou. interessado em fazer uma plantação de girassóis.
Procurando informação, leu a seguinte
Mistura [NO2] [N2O4] reportagem:
-1 -3
I 1,0 x 10 1,0 x 10 Solo ácido não favorece plantio
-2 -4
II 1,0 x 10 1,0 x 10 Alguns cuidados devem ser tomados por quem
decide iniciar o cultivo de girassol. A oleaginosa
12. (UFGO) 200 ml de solução de ácido acético contêm deve ser plantada em solos descompactados, com
3,0 g do ácido puro. Essa solução foi transferida pH acima de 5,2 (que indica menor acidez da
totalmente para um balão volumétrico aferido de 500 terra). Conforme as recomendações da Embrapa,
ml de capacidade. Em seguida, completou-se o o agricultor deve colocar, por hectare, 40 kg a 60
volume com água destilada até o traço de aferição. kg de nitrogênio, 40 kg a 80 kg de potássio e 40
Sabendo que, na solução preparada (500 ml), o kg a 80 kg de fósforo.
ácido acético está 1,3% ionizado, calcule sua O pH do solo, na região do agricultor, é de 4,8.
constante de ionização. (Massas molares, em g/mol: Dessa forma, o agricultor deverá fazer a
H=1; C=12; O=16) “calagem”.
(Folha de São Paulo, 25/09/1996)
13. (UNICAMP-SP) A metilamina, H3C – NH2, prove- Suponha que o agricultor vá fazer calagem
niente da decomposição de certas proteínas e (aumento do pH do solo por adição de cal virgem
responsável pelo desagradável cheiro de peixe, é – CaO). De maneira simplificada, a diminuição da
uma substância gasosa, solúvel em água. Em acidez se dá pela interação da cal (CaO) com a
soluções aquosas de metilamina ocorre o equilíbrio: água presente no solo, gerando hidróxido de
+
cálcio (Ca(OH)2), que reage com os íons H (dos
H3C–NH2(aq) + H2O(l) ⇄ H3C–NH3 (aq) + OH (aq)
+ -
ácidos), ocorrendo, então, a formação de água e
a) O pH de uma solução aquosa de metilamina será 2+
deixando os íons Ca no solo.
maior, menor ou igual a 7? Justifique sua resposta. Considere as seguintes equações:
b) Por que o limão ou vinagre (soluções ácidas) I. CaO + 2 H2O → Ca(OH)3
diminuem o cheiro de peixe? II. CaO + H2O → Ca(OH)2
+ 2+
III. Ca(OH)2 + 2 H → Ca + 2 H2O
14. (FUVEST-SP) Considere os seguintes equilíbrios: +
IV. Ca(OH)2 + H → CaO + H2O
+ Cℓ (aq) ⇄ AgCℓ(s)
+ - 9
Ag (aq) K = 6,0 x 10 O processo de calagem descrito acima pode ser
Ag (aq) + I (aq) ⇄ AgI(s)
+ -
K = 1,0 x 10
16 representado pelas equações:
a) Qual dos sais de prata é mais solúvel? Justifique. a) I e II
+
b) Calcule a concentração de íons Ag (aq) numa b) I e IV
solução saturada de AgI. c) II e III
d) II e IV
e) III e IV