RESUMO DE EQUILÍBRIOS QUÍMICOS IÔNICOS
1. CONCEITOS BÁSICOS
chico
3. pH :

Equilíbrios Iônicos:
São equilíbrios químicos onde participam
íons.
Consideramos aqui que eles ocorrem em soluções
aquosas.(Podem ocorrer em outros solventes polares)

Os equilíbrios iônicos em fase homogênea são do tipo
Ácido-Base.

É uma grandeza logarítmica (Sorensen) que indica a
acidez de um meio aquoso, definida por pH   log[H ] .
Quanto menor o pH,maior a acidez do meio.
&
Na água pura, a 25 o C , pH =7; pOH =7.Esse pH é o valor
da neutralidade.Menor que 7 o meio é ácido.Maior que 7 o
meio é básico.
Os que ocorrem em fase heterogênea são do tipo
“Solubilidade de compostos iônicos pouco solúveis”.
Numa temperatura qualquer da água pura, pH= ½ pK a,
onde pKa = -log Kw.
Obs.Os
equilíbrios
iônicos
conhecidos
“Hidrólise Salina” são do tipo ácido-base.
Como Kw aumenta com a temperatura significa que pKw
diminui.Assim,na
água
pura,quanto
maior
a
temperatura,menor o pH.
como
parada
Exercício 04.
chico
Numa temperatura onde K w =1  10 13 , qual o pH da
2. PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA:
água pura? Qual o pOH ? Quanto vale a soma pH + pOH ?
A água pura sofre uma fraca ionização dada por
H2O
1
2
H + HO 
(sentido
1:
E pK w ?
Resp.
ionização; no sentido 2: neutralização).
Para cada 1 cátion H , há 1 ânion HO  , de modo que
[ H ]=[ HO  ].
K w  [H ] [HO - ] .
25 o C ,
K w  1 10 14
e,

na
[ H ]=[ HO ]=1  10 7 . Para t>25 o C ,


água
pura,
K w >1  10 14
parada
e
[ H ]=[ HO ]>1  10 , ocorrendo o contrário para t<25 C .
Isso mostra que a ionização (sentido 1) é Endotérmica.

7
Exercício 01.
Exercício 05.
A água pura tem pH =7 quando se encontra em qual
temperatura?
Resp.
O produto das concentrações dos íons é dado por
A
&
Exercício 06.
o
Achou-se para a água pura um pH =6,8. Isso significa
que que ela se encontra numa temperatura
chico
(a) t=25 o C
Numa temperatura t>25 o C , K w =1  10 13 , quais as
concentrações [ H ] e [ HO  ] na água pura nessa
temperatura?
Resp.
(b) t>25 o C
(c) t<25 o C
Exercício 07.
Quando há temperatura da água é aumentada, a
ionização das moléculas aumenta ou diminui?
Resp.
&
Exercício 02.
Na água pura, [ H ]=1  10 7 mol/  se, e somente se,
t=__________
Exercício 08.
Exercício 03.
A ionização da água é processo endotérmico ou
exotérmico?
Resp.
parada
Achou-se para a água pura [ H ]=1  10 7,5 . Isso
significa que ela se encontra numa temperatura t,
(a) igual a 25 o C (b) maior que 25 o C
25 o C
(c) menor que
4. SOLUÇÕES AQUOSAS A 25 o C .

VOCÊ DEVE SEMPRE LEMBRAR QUE:
Um par conjugado ácido-base é definido pela relação
chico

K w =1  10 14 .

solução ácida quando [ H ]>[ HO  ], ou pH <7.

solução básica quando [ H ]<[ HO  ], ou pH >7.

solução neutra quando [ H ]=[ HO  ], ou pH =7.
ÁCIDO
1
2
H+ + BASE
par conjugado
Tenha muita atenção para o seguinte:
Lembre que ao dissolver um soluto na água a
concentração dos íons H+ poderá ser alterada. Se não
alterar, ela permanece com o mesmo valor que tinha na
água pura.
Lembre ainda que no caso da concentração dos íons H +
aumentar vai diminuir a concentração dos ânions OH- pois
as duas concentrações estão ligadas matematicamente
através de Kw.Lembre ainda que,a 25oC, pH+ pOH = 14.
&
Estamos tratando de soluções aquosas. A água,além de
solvente,é capaz de aceitar H+ de algumas espécies que
chamamos Ácidos.Ela é também capaz de doar H+ a
outras espécies que chamamos Bases.
Portanto,a água tem comportamento anfótero.
parada

Quanto mais forte for um ácido HA na água mais fraca é
a sua base conjugada A-, e vice-versa.
Quando um ácido HA doa o H+ à água ela se transforma
em H3O+ e o ácido HA se transforma em A-.

Exercício 09.
chico
A 25 o C , uma solução aquosa apresenta [ HO  ]= 10 5 .
Pede-se:
(a) [ H ]
(b) pH
(c) a solução é ácida, básica ou neutra?
Resp.
A reação atinge um equilíbrio químico que está tanto mais
deslocado para a direita quanto mais forte for o ácido.
Um ácido é muito forte quando doa totalmente o H+ à água
e não há o equilíbrio citado (em lugar da dupla seta podese escrever apenas HA + H2O
H3O+ + A-). Nesse
caso a base conjugada do ácido é fraquíssima.
&
Uma base é muito forte quando aceita integralmente o H+
fornecido pela água.

Exercício 10.
Aqui também não há o equilíbrio químico( a reação pode
ser escrita como Base + H2O
ácido + OH-). Nesse
caso, o ácido conjugado da base é fraquíssimo.
parada
Numa temperatura t (t>25 o C ), uma solução aquosa
com pH =7 é ácida, básica ou neutra?
Resp.
Se a base não é muito forte há o equilíbrio químico e
usamos a dupla seta na equação anterior.

Ácidos muito fortes: HCO 4 , HCO 3 , HNO 3 , HC ,
HBr , HI e H2SO4.
chico
Exercício 11.
Qual o

pH
de uma solução aquosa no qual
[ H ]=2  10 5 ? (dado log 2  0,3 )
Resp.
Bases muito fortes: hidróxidos alcalinos e hidróxidos
alcalinos-terrosos (há também os compostos conhecidos
como alcóxidos alcalinos e os amidetos alcalinos)
Exercício 12.
&
É uma base fraquíssima o ânion
(a) CO 2
3
(b) S2
(c) NO 2
(d) NO 3
Exercício 13.
parada
É um ácido fraquíssimo o cátion
5. ÁCIDOS E BASES

(a) NH 4

Segundo Bronsted-Lowry, Ácido é doador de H e Base
é aceptor de H .
Exercício 14.
(b) A 3 
(c) Na 
Se o ácido perclórico ( HCO 4 ) é um ácido muito forte
na água, então a sua base conjugada, ________, é
_________.

Os ácidos foram ordenados (de 1 a 15) com valores
decrescentes de K a .
 Alguns ácidos são espécies iônicas (2, 9, 10, 13, 15). As
bases conjugadas são geralmente ânions. Faz exceção na
tabela o NH3 (amônia).
 Algumas espécies são ácidos em um par e bases em
outro par conjugado ( HSO 3 é base do H2 SO 3 num par, e
chico
6. A CONSTANTE DE ACIDEZ DO PAR CONJUGADO, K a .
H + A  ,
Para o par conjugado ácido-base HA
ácido conjugado do SO 2
3 em outro par): Espécies como o
ânion hidrogenossulfito são chamadas Anfóteras.
&
define-se K a por
Exercício 15.
[H ] [A - ]
Ka 
[HA]

Dos ácidos listados na tabela anterior qual o mais
forte?
Resp. __________
parada
Quanto maior K a : mais ionizado está o ácido HA , mais
forte é o ácido e mais fraca é a base A  .
Exercício 16.

Se o ácido é muito forte: praticamente não há equilíbrio
( K a é muito elevado).A reação do ácido com a água é
completa.
Entre F  e HS qual a base mais forte?
Resp. __________
chico
A propósito, não é possível saber quem é o mais forte
entre os 7 ácidos citados anteriormente quando eles estão
dissolvidos na água.

Se a base é muito forte: não há equilíbrio ( K a é muito
pequeno). Não se define K b .

Exercício 17.
H2PO 4 é base conjugada do __________ e ácido
conjugado do __________. Logo, H2PO 4 é uma espécie
__________.
Exercício 18.
&
Dados os ácidos H3PO 4 , HNO 2 , H2 S e HCO qual é
o mais fraco? E o mais forte?
Resp.
Isso é muito importante:
Para um dado par conjugado: K a  K b  K w .

Kb 
[HA] [HO - ]
(porque A  + H2O
[A  ]
parada
HA + HO  )
Exercício 19.
Comparando as bases conjugadas dos ácidos
mencionados no Exercício 18, qual a mais forte? E a mais
fraca?
Resp.
7. CONSTANTES K a (25 o C ); pK a   log K a
nome do ácido
1.
ácido sulfuroso
chico
fórmula
Ka
H2 SO 3
1,7  10 2
HSO 3
2
SO 24

4
2.
íon hidrogenossulfato
HSO
3.
ácido fosfórico
H3PO 4
base conjugada
1,2  10
7,5  10 3
7,0  10
4
Exercício 20.
H 2PO 4
F
4.
ácido fluorídrico
5.
ácido nitroso
HNO2
4,5  10 4
NO 2
6.
ácido acético
CH3COOH
1,8  10 5
CH3 COO 
7.
ácido carbônico
H2 CO3
4,2  10 7
HCO3
8.
ácido sulfídrico
H2 S
1,0  10 7
HS
9.
íon di-hidrogenofosfato
HF
H2PO

4

3
10.
íon hidrogenossulfito
HSO
11.
ácido hipocloroso
HCO
12.
13.
14.
15.
ácido bórico
íon amônio
ácido cianídrico
íon hidrogenocarbonato
H3BO 3

4
NH
HCN

3
HCO
6,2  10
8
HPO 24 
5,6  10
8
SO 32
3,2  10 8
CO 
5,8  10 10
H 2BO
5,6  10
10
NH3
4,0  10
10

4,8  10
11
CN
CO
2
3

3
Qual a constante K b para o NH3 ?
Resp.
&
7. CÁLCULOS DE pH

PARA UM ÁCIDO:
M 2
, onde  é o grau de ionização do ácido.
1 
Na maioria dos casos   1 e K a M  2 . Com K a e
Ka 
parada

M acha-se  ; [H ] M   .

A equação K a 
M 2
1 
é chamada lei da diluição de
Ostwald: o grau de ionização  aumenta quando se dilui a
solução (quando M diminui).
chico
Exercício 25.
Exercício 21.
Qual o grau de ionização do HCN em solução aquosa
10 2 M? (Dado K a =4  10 10 )
Resp.
Qual o pH de uma solução 0,01 molar de KOH ?
Resp.
10. PODE EXISTIR pH
&
NEGATIVO?
Se um ácido muito forte está em concentração molar
superior à unidade, então [ H ]>1 e pH <0. Diz-se que o
meio é super-ácido.
Exercício 22.
Qual o pH da solução de HCN 10 2 M?
Resp.
11. QUANDO SE DILUI UMA SOLUÇÃO O pH
VARIA?
parada
Solução ácida: Diminui a concentração dos íons H+ e o
pH aumenta (a acidez diminui).

8. CÁLCULOS DE pH

PARA UMA BASE:
chico
M 2
, onde  é o grau de hidrólise da base
1 
( A  + H2O
HA + HO  ).


Kb 
Pode-se
fazer
também
K b M  ;
2

[HO ] M   ;
Kw
.
[H ] 
[HO ]

Solução básica: Diminui
hidroxila,o pOH aumente e
diminui).
 Se o ácido é muito forte:
aumenta x unidades.
 Se a base é muito forte:
diminui x unidades.
Lembrar que K b 
diluição 10 x vezes  pH
diluição 10 x vezes  pH
&
Exercício 26.
Kw
.
Ka
Uma solução aquosa de HC foi diluída em 100 vezes.
O pH da solução aumentou _____ unidades.
Exercício 27.
Exercício 23.
O HCN tem K a =4  10 10 . Considere uma solução
2
a concentração dos íons
o pH diminui (basicidade
10 molar de KCN . Veja que CN  é base conjugada do
HCN , e K  não tem propriedades ácidas. Pede-se
1 mol de solução 0,1 M de NaOH foi diluído em água
pura até 1  . O pH da solução passou de ____ unidades
para ____ unidades. A alcalinidade da solução aumentou
ou diminuiu? __________
parada
(a) o valor de K b para o CN 
(b) o grau de hidrólise do CN 
(c) a concentração [ HO  ]
(d) a concentração [ H ]
(e) pH da solução
Exercício 28.
chico
Obs.: A constante K b de um ânion é também chamada
constante de hidrólise.
9. CÁLCULOS
MUITO FORTE.
DE
pH
PARA ÁCIDO MUITO FORTE E PARA BASE

[H ]  x M a e [HO ]  x M b

x  no de H ionizáveis (geralmente 1); y  no de grupos
OH
Exercício 24.
Qual o pH de uma solução 0,01 molar de HNO 3 ?
Resp.
Quando se dilui uma solução de ácido acético a
molaridade M aumenta ou diminui? O grau de ionização
do ácido aumenta ou diminui? A concentração molar de
H aumenta ou diminui? O pH da solução aumenta ou
diminui?
Resp.
&
12. SOLUÇÃO TAMPÃO DE pH .

Solução cujo pH praticamente não varia quando se
adiciona um pouco de ácido forte ou de base forte.
parada

É uma mistura de ácido fraco com sua base
conjugada(ou de base fraca com seu ácido conjugado) em
concentrações relativamente altas,que sejam próximas ou
iguais.
Exercício 32.


Exemplo: ácido acético(1M) + acetato de sódio(1M);
cloreto de amônio(0,5M) + amônia(0,5M)
[H  ]  K a 
chico
A solução aquosa de NH4 C , a 25 o C , tem pH maior,
menor ou igual a 7?
Resp.
M ÁCIDO
M SAL
Obs. Veja em aula como chegar na equação anterior e
também como obter a equação correspondente do pH.
13.1. O ânion sofre hidrólise
&
( CN  + H2O
HCN + OH ):
Exercício 29.
Uma solução tampão contém ácido fluorídrico
misturado com fluoreto de sódio, ambos 10 1 M. Qual o
pH desse tampão? (Consultar tabela de K a )
Resp.
Kw
.
Ka

A constante de hidrólise é K b 

K b M  2 , onde M : concentração do sal;  : grau de
hidrólise.
parada

[HO ] M   .
13.2. O cátion sofre hidrólise
chico
Exercício 30.
Qual das misturas abaixo tem propriedades de solução
tampão?
(a) HC + NaC
(b) HNO 2 + NaNO 2
NH3 + H3 O  ):
Kw
.
Kb

a constante de hidrólise é K a 

K a M  2 , onde M : concentração do sal;  : grau de
hidrólise.
&

(c) HNO 3 + KNO 3
( NH 4 + H2O
[H ] M   .
13. A HIDRÓLISE SALINA.
13.3. Tanto o cátion como o ânion sofrem hidrólise:

Lembre que um sal é formado por cátion e ânion.
parada

O cátion pode ter ou não propriedades ácidas (veja na
tabela). O ânion pode ter ou não propriedades básicas (ver
tabela).
Kw
.
Ka Kb

a constante de hidrólise é K 

se K a > K b a solução será ácida. Se K a < K b , será
básica.

Lembre também que os cátions alcalinos e alcalinos
terrosos não têm propriedades ácidas. Os ânions de
ácidos muito fortes ( NO 3 , C  , Br  etc.) não têm
propriedades básicas.
chico
Nessa combinação de cátios e ânions espectadores e/ou
protagonistas, podemos ter quatro situações distintas:

Exemplos: NaCN (cátion não é ácido; CN  é base)
NH4 C (cátion é ácido; ânion não é base)
NH4 CN (cátion é ácido; ânion é básico)
NaC (cátion não é ácido; ânion não é
Exercício 33.
Achar, para a solução 10 2 M de NaCN :
(a) o ácido conjugado do CN 
(b) a constante do ácido HCN
(c) a constante de hidrólise
(d) o grau de hidrólise do CN 
(e) a concentração molar do OH
(f) a concentração molar do H
(g) o pH da solução
&
base)
Exercício 31.
parada
A solução aquosa de NaCN é ácida, básica ou neutra?
Resp.
Exercício 34.
A solução aquosa de NH4F é ácida, básica ou neutra?
( K a do NH 4 =5,6  10 10 e K b do F  =1,4  10 11 )
Resp. ____________________
(f) ZnS
Exercício 38.
chico
Qual a relação entre K ps e s (solubilidade, mol/  )
para cada substância mencionada no exercício anterior?
Resp.
Exercício 35.
Dos sais abaixo não sofre hidrólise apenas o
&
(a) NH4 C
(b) Na 2 CO 3
(c) NaHCO 3
(d) KC
Exercício 36.
16. Se o produto das concentrações iônicas ( PI ) é menor
que K ps , a solução está insaturada. Quando PI se torna
parada
Qual o pH de uma solução 0,1 M de NH4 C ?
Resp.
igual a K ps a solução fica saturada. Se PI > K ps ocorre
precipitação e a solução fica saturada.
Exercício 39.
14. EQUILÍBRIOS IÔNICOS HETEROGÊNEOS.

chico
Uma solução contém [ Ag ]= 10 2 . Adiciona-se à
Seja o composto pouco solúvel A x B y para o qual
A xB y

K ps  [ A m ] x [B n- ] y

Se
s
é
x A m
(s)
a
( aq)
solubilidade
+ y B n
de
( aq)
A xB y ,
então
( xy)
K ps  x  y  s
x

y
Se x  y é o mesmo para duas substâncias, a menos
solúvel é a de menor K ps .
15. K ps
DE
parada
K ps
Substância
K ps
AgC
2,8  10 10
A OH 3
5  10 33
Hg2 C 2
1,0  10 18
Fe OH 3
5  10 38
PbC 2
1,7  10 5
Mg(OH) 2
1  10 11
Ag 2 CrO4
2  10 12
Zn(OH)2
5  10 17
BaCrO 4
2  10
10
PbCrO 4
2  10
36
CuS
1  10
14
FeS
1  10 18
BaF2
2  10 6
NiS
1  10 21
CaF2
2  10 10
AgS
1  10 52
PbF2
4  10 8
ZnS
1  1023
Escrever a equação de K ps para cada substância
(c) A OH 3
(d) Mg(OH) 2
(e) CuS
17. O EFEITO DO ÍON COMUM.
chico
Exercício 37.
(b) PbC 2
Exercício 40.
10 3 molar comece a precipitar como Mg(OH) 2 ?
Resp.
Substância
(a) AgC
&
Qual a concentração molar mínima de HO  que deve
alcançar uma solução para que o Mg2 em concentração
ALGUNS SAIS E HIDRÓXIDOS.
abaixo
mesma íons cloreto, C  .
A solução ficará saturada quando [ C  ] for igual a
_______ mol/  .
Se [ C  ] for superior ao valor acima calculado haverá
__________ do AgC . Enquanto [ C  ] for inferior a
__________ mol/  , a solução está __________. (ver
tabela).

Se um composto A x B y é pouco solúvel na água pura,
será ainda menos solúvel numa solução que contém A m
ou Bn .
 Efeito do íon comum; caso particular do princípio de Le
Chatelier.
&
Exercício 41.
Comparar as solubilidades do CaF2 na água pura e
numa solução que contém Ca 2 na concentração de 10 2
mol/  .
Resp.
parada
18. A PRECIPITAÇÃO SELETIVA.
Entre duas espécies que podem precipitar pela adição de
um reagente, precipitará inicialmente aquela cujo K ps for
primeiramente atingido.
Exercício 42.
06. (Osec) Sabendo que o grau de ionização (  ) de uma
solução 0,1 molar de ácido acético, a 25 o C , é 1,35  10 2 ,
podemos concluir que a constante de ionização do ácido
acético, à mesma temperatura, é:
chico
Uma solução contém Ba 2 e Ca 2 , ambos na
concentração 10 2 M. Adiciona-se F  à solução. Quem
precipitará inicialmente, BaF2 ou CaF2 ? (veja a tabela)
Resp.
(a) 1,35  10 5
(d) 1,82  10 5
(b) 1,35  10 8
(e) 1,82  10 4
(c) 1,35  10 2
07. (F. C. Chagas) Considerando os valores da constante
de ionização da água em função da temperatura:
&
Temperatura
Kw
298 K
323 K
1,0  10 14
5,3  10 14
Podemos afirmar que a água pura:
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
parada
01. (Pouso Alegre) Sabendo-se que as constantes de
ionização dos ácidos
e
HX , HY
HZ são,
respectivamente, 1,0  10 6 , 1,0  10 8 e 1,0  10 10 , a
ordem de força desses ácidos é:
(a) HX > HY > HZ .
(c) HX > HZ > HY .
(e) HY > HX > HZ .
(a) [ H ]=[ OH ] em qualquer temperatura.
(b) [ HO  ]>1,0  10 7 a 298 K.
(c) [ H ]<1,0  10 7 a 298 K.
(d) [ HO  ]<1,0  10 7 a 323 K.
(e) [ H ]>1,0  10 7 a 323 K.
chico
(b) HZ > HY > HX .
(d) HZ > HX > HY .
08. (F. C. Chagas) Numa certa massa m de água líquida, a
25 o C , temos:
02. (PUCCAMP) Dadas as reações:
H + NO 2
HNO 2
&
( K a =4  10 4 )
este valor de K se altera quando:
(a) o ácido mais forte é o HCN .
(b) o ácido mais forte é o CN  .
(c) o ácido mais forte é o NO 2 .
(a) adicionando um ácido à água, à temperatura constante.
(b) adiciona-se uma base à água, à temperatura constante.
(c) adiciona-se hidrogeno-sal à água, à temperatura
constante.
(d) altera-se a temperatura da água.
(e) altera-se a massa m de água.
(d) o ácido mais forte é o HNO 2 .
(e) n.d.a.
parada
03. (ITA) Em relação aos equilíbrios:
H2 X
( aq)
H
( aq)
+ HX 
HX 
( aq)
H
( aq)
+ X 2
09. (Fuvest) Em água líquida, o produto iônico da água
( K w ) vale:
( aq)
( aq)
(K1)
(K2 )
podemos dizer que:
(a) K 1 > K 2
(b) K 1 < K 2
(d) K 1 >0 e K 2 <0
(e) K 1 <0 e K 2 >0
(b) 4,0  10 1
(e) 1,6  10 5
K w =1,0  10 14
temperatura da água a 25 o C
K w =5,3  10 14
temperatura da água a 50 o C
chico
Assim sendo, um litro de água a 50 o C é, em relação a um
litro de água a 25 o C :
(c) K 1 = K 2
04. (Fatec) O grau de dissociação iônica do hidróxido de
amônio, em solução normal, é 0,40% a 20 o C . A constante
de dissociação iônica do hidróxido será nesta temperatura:
(a) 1,6  10 1
(d) 1,6  10 3
(c) 4,0  10 3
05. (PUC) Um monoácido fraco tem constante de
ionização igual a 1  10 9 mol/litro, à temperatura
ambiente. Este ácido, em uma solução aquosa decimolar,
terá grau de ionização aproximadamente igual a:
(a) menos condutor de corrente elétrica.
(b) menos ionizado.
(c) mais rico em moléculas não-dissociadas.
(d) mais rico em cátions e ânions.
(e) mais rico em íons positivos do que negativos.
&
10. (PUCCAMP) Em determinada temperatura, o produto
iônico [H ] [HO- ] vale 1,0  10 15 . Nesta condição, uma
solução com pH =7 é:
parada
(a) 1%
(d) 0,001%
(b) 0,1%
(e) 0,0001%
H3 O  + HO  - calor
[ H3 O  ] [ HO  ]= K =1,0  10 14
( K a =7  10 10 )
H + CN 
HCN
2 H2O
(c) 0,01%
(a) básica.
(b) neutra.
(c) ácida ou básica.
(d) ácida.
(e) n.d.a.
11. (Fuvest) A 25 o C , o pH de uma solução aquosa de
um certo eletrólito é igual a 14. Qual a concentração de
OH desta solução?
pH   log[H3 O  ]
(a) 1 mol/ 
(d) 10 7 mol/ 
(b) 7 mols/ 
(e) 10 14 mol/ 
17. (Osec) Uma solução 0,02 normal de NH4 OH , cujo grau
de dissociação (  ) é 1,00%, apresenta pH igual a:
(Dado: log 2  0,3 )
chico
(a) 3,3
(d) 9,7
18. (Santa Cecília) Dados obtidos a dissolução de
monobase em água:
&
HNO 3 (ácido forte)
CH3 COOH (ácido fraco)
Concentração
Grau de
dissociação
04 mol/litro
002%
(a) 7< pH <8.
(d) 10< pH <11.
parada
Analise as afirmativas:
O pH da solução de HNO 3 é maior que o pH da
solução de CH3 COOH ..
II. O pH da solução de NH3 é maior que o pH de
BOH
B  + OH
da solução de NH3 .
V. O pH da solução de HNO 3 é aproximadamente igual
ao pH da solução de NaOH .
(b) 8< pH <9.
(e) 11< pH <12.
(c) 9< pH <10.
19. (Mack) Se multiplicarmos por 100 a concentração de
íons hidrogênio de uma solução cujo pH é 6, o novo pH
da solução será:
chico
NaOH .
III. O pOH da solução de NH3 é menor que o pH da
solução de NaOH .
IV. O pH da solução de CH3 COOH é menor que o pH
(a) 3
(d) 4
(b) 2
(e) 5,5
(c) 6,5
20. (PUCCAMP) 10 mol de uma solução 0,1 molar de
NaOH forma diluídos a 100 m . A solução diluída terá
pH igual a:
&
(a) 8
(d) 10
(b) 12
(e) n.d.a.
(c) 13
21. (F. C. Chagas) A 100 m de H2 SO 4 , 0,5 M,
São corretas:
(b) I e III.
(e) IV e V.
adicionou-se, aos poucos, solução 0,5 M de NaOH . O pH
da mistura atingiu o valor 7 quando o volume da solução
adicionada for de:
(c) II e III.
parada
13. (PUCCAMP) Uma solução milimolar de ácido clorídrico
totalmente ionizado possui pH igual a:
(a) 1
(d) 2
Equação de
Equilíbrio
Portanto, é possível concluir que ( log 2  0,30 )
NaOH (base forte)
NH3 (base fraca)
(a) I e II.
(d) III e IV.
(c) 7,0
(c) 14 mols/ 
12. (Viçosa) Dadas as soluções de concentração igual a
0,1 mol/litro dos seguintes compostos:
I.
(b) 3,7
(e) 10,3
(b) 3
(e) n.d.a.
(c) 0,001
(a) 100 m
(d) 400 m
(b) 200 m
(e) 500 m
(c) 300 m
22. (F. C. Chagas) Para aumentar o grau de ionização de
um ácido fraco, quando em solução aquosa, devemos:
chico
14. (Santa Cecília) Para que uma solução de ácido acético
apresente um pH =2, a concentração molar de íons H na
solução será:
(a) 0,01
(d) 55,5
(b) 0,1
(e) n.d.a.
(d) adicionar um ácido forte
(e) adicionar a sua base conjugada.
(c) 1
15. (Fesp) Uma solução tem 1  10 8 íons-grama por litro
de OH , a 20 o C . O pH dessa solução será:
(a) 8
(d) 5
(b) 7
(e) 6
(c) 9
16. (Osec) Uma solução, cuja concentração de íons H é
4  10 8 íons g/litro, apresenta pH igual a:
(b) 8,0
(e) 4,6
23. (PUC) Juntando-se acetato de sódio a uma solução
aquosa de ácido acético:
&
(a) o pH da solução irá aumentar.
(b) o pH da solução irá diminuir.
(c) o pH da solução permanecerá constante.
(d) não poderemos mais determinar o pH , devido à
reação entre sal e o ácido.
(e) só poderemos falar em pH nas soluções que contém
apenas ácidos ou bases.
parada
(Dado: log 2  0,3 )
(a) 4,0
(d) 7,4
(a) concentrar a solução.
(b) adicionar água.
(c) adicionar íons H ( aq) .
(c) 8,6
24. (Osec) Ao adicionar um sal que possui o íon acetato
( CH3 COO  ) a uma solução de ácido acético
( CH3 COOH ), ocorre:
(d) CH3 COONa (e) (NH4 ) 2 SO 4
(a) enfraquecimento com ácido com diminuição do grau de
ionização.
(b) diminuição do pH da solução.
31. (PUCCAMP) Produz solução aquosa de caráter básico:
(a) NH4NO 3
(b) NH4 C
(c) aumento da concentração de H3 O  .
(d) diminuição da concentração de ácido acético não
ionizado.
(e) n.d.a.
25. (F. C. Chagas) Na reação em equilíbrio
(d) HC
(e) n.d.a.
chico
HCO 3 + H2O
H3 O  + CO 2
3
(c) NaHCO 3
32. (F. C. Chagas) O exame dos seguintes dados:
I. (H3 CNH3 )  (CN)- + HOH
sal
água
&
HCN + (H3 CNH3 ) (OH)
ácido
base
II. Constantes de ionização
a adição de qual dos íons abaixo seria eficiente para
aumentar a concentração de CO 2
3 ?
(a) Na
(d) Br

(b) H3 O


(c) C
ácido............. K 1 =5  10 10
base.............. K 2 =5  10 4

parada
Permite-se concluir que, na dissolução em água do sal
(H3 CNH3 )CN , se obtém uma solução:

(e) OH
26. (PUCCAMP) Considerando o equilíbrio:
Cr2 O 72
( aq)
OH
+
H
( aq)
2
+ 2 CrO 4 ( aq)
(amarelo)
( aq)
(a) básica, porque K 1 > K 2 .
(b) ácida, porque K 1 > K 2 .
chico
(alaranjado)
quando elevamos o pH da solução:
(c) ácida, porque K 1 < K 2 .
(d) básica, porque K 1 < K 2
(e) neutra, porque [ácido]=[base].
(a) não há mudança de coloração.
(b) aumenta [ H ( aq) ].
27. (PUC) Podemos afirmar que uma solução tampão:
33. (F. C. Chagas) Em um laboratório havia duas soluções
aquosas de cloreto de potássio, designadas por A e B,
uma delas impurificada com acetato de sódio. Dispunha-se
apenas de papel indicador e observou-se que a solução A
apresentava pH igual a 7 e a solução B, pH maior que 7.
Daí pode-se concluir que:
(a) não sofre variações apreciáveis de pH quando
adicionamos certas quantidades de ácido ou base fortes.
(b) é formada por um ácido forte e um sal qualquer.
(c) é formado por um ácido forte e uma base forte.
(d) é formada por um ácido fraco.
(e) é formado apenas por sais de um ácido fraco.
(a) A é a solução não purificada, pois permanece neutra.
(b) A é a solução impurificada, pois tornou-se básica.
(c) A é a solução não impurificada, pois permanece neutra.
(d) B é a solução impurificada, pois tornou-se ácida.
(e) não é possível distinguir as duas soluções apenas com
o uso de papel indicador.
28. (Mack) Assinale o sistema que funciona como solução
tampão:
34. (ITA) Adicionando-se 20 m de solução 0,4 M de
NaOH a 30 m de solução 0,3 m de HC :
(c) intensifica-se a cor laranja.
(d) intensifica-se a cor amarela.
(e) n.d.a.
&
parada
chico
(a) hidróxido de sódio e ácido clorídrico.
(b) cloreto de sódio e ácido clorídrico.
(c) acetato de sódio e ácido acético.
(d) bicarbonato de sódio e carbonato de sódio
(e) cianeto de sódio e carbonato de sódio.
(a) a solução final terá pH <7.
(b) a solução final terá pH >7.
(c) a solução final terá pH =7.
(d) a solução final por hidrólise ficará ácida.
(e) a solução final por hidrólise ficará básica.
29. (ITA) Em uma solução aquosa de cloreto de amônio:
35. (FEI) A constante de ionização do NH4 OH é igual a
(a) há mais íons H
( aq)
(b) há mais íons OH
(c) há o mesmo
no
(d) não há íons H
do que íons OH
( aq)
.
do que íons H
( aq)
.
( aq)
de íons H


( aq)
e íons OH

( aq)
nem íons OH
(e) há igual número de íons NH 4
( aq)
( aq)
&
1,8  10 5 , a 25 o C . Portanto, a constante de hidrólise do
NH4 C será igual a:
( aq)
.
(a) 8,5  10 16
(d) 5,5  10 10
.
e íons C 
( aq)
.
parada
30. (F. C. Chagas) Qual das seguintes soluções aquosas
apresenta propriedades ácidas?
(a) KC
(b) Na 2 CO 3
(c) KNO 3
(b) 7,5  10 14
(e) 1,5  10 8
(c) 6,5  10 12
36. O grau de hidrólise do NaCN em solução 0,2 N é
0,85% a 25 o C . A constante de ionização de HCN , a
25 o C , será:
(a) 8,5  10 2
(b) 5,8  10 2
(c) 1,7  10 3
(d) 7,0  10 10
(e) 1,8  10 10
partir de uma solução 0,15 molar de FeC 3 , quando
tratada por uma base forte, a concentração de íons OH
necessária será:
chico
37. (F. C. Chagas) Ao se efetuar o equilíbrio
CaSO 4
(s)
Ca 2
( aq)
+ SO 2
4
(a) 8  10 12 íons-g/  .
(b) 2  10 12 íons-g/  .
18
(c) 2,82  10
íons-g/  . (d) 2,82  10 4 íons-g/  .
(e) n.d.a.
( aq)
encontrou-se, a 25 o C , K ps =4  10 5 . É possível alterar o
valor numérico de K ps :
&
I. trabalhando a temperatura diferente de 25 o C .
II. introduzindo mais CaSO 4 ( s ) no sistema a 25 o C .
III. introduzindo mais íons
Ca 2
( aq)
ou
SO 2
4
( aq)
no
o
sistema a 25 C .
(a) somente a afirmativa I é correta.
(b) somente a afirmativa II é correta.
(c) somente a afirmativa III é correta.
(d) somente as afirmativas I e II são corretas.
(e) somente as afirmativas II e III são corretas.
GABARITO - EXERCÍCIOS PROPOSTOS
01
06
11
16
21
26
31
36
41
A
D
A
D
B
D
C
D
D
parada
02
07
12
17
22
27
32
37
42
chico
As questões 38 a 40 referem-se à tabela abaixo, que
fornece os valores dos produtos de solubilidade de alguns
sulfatos:
I.
BaSO 4 ........................ 8,7  10
D
A
D
E
B
A
A
A
B
03
08
13
18
23
28
33
38
A
D
B
C
A
C
A
B
04
09
14
19
24
29
34
39
E
D
A
D
A
A
A
E
05
10
15
20
25
30
35
40
C
D
E
B
E
E
D
D
QUESTÕES DA UFS
01. Diz-se que a solução aquosa de cloreto de amônio tem
propriedade ácida porque
(a) tem pH superior a 7.
(b) possui íons C  .
(c) possui íons positivos.
(d) apresenta excesso de H em relação a HO  .
&
11
II. CaSO 4 ........................ 2,4  10 5
III. PbSO4 ........................ 1,6  10 8
IV. SrSO 4 ........................ 3,2  10 4
II. RaSO 4 ........................ 4,2  10 15
parada
38. (PUC) O sulfato mais solúvel é:
(a) I.
(d) IV.
(b) II.
(e) V.
(b) II.
(e) V.
(a) 0,5 unidade.
(b) 1,0 unidade.
(c) 5,0 unidades.
(d) 10 unidades.
(c) III.
39. (PUC) O sulfato menos solúvel é:
(a) I.
(d) IV.
02. Quando a concentração molar de H de uma solução
varia por um fator igual a 10, o pH varia de
(c) III.
chico
03. Dentre as propriedades abaixo, referentes à solução
saturada de um sal, qual a que permite o cálculo mais
direto do “produto de solubilidade” desse sal?
40. (PUC) A solubilidade do sulfato de chumbo, em
mol/litro, é:
(a) 4,0  10 4
(d) 3,2  10 5
(b) 8,0  10 4
(e) 8,0  10 6
(c) 6,4  10 5
&
41. (Fuvest) A determinada temperatura, a solubilidade do
sulfato de prata em água é 2,0  10 2 mol/litro. O produto
de solubilidade ( K ps ) deste sal, à mesma temperatura, é:
(a) 4,0  10 4
(d) 3,2  10 5
(b) 8,0  10 4
(e) 8,0  10 6
(c) 6,4  10 5
(a) densidade da solução.
(b) molaridade da solução.
(c) massa da solução.
(d) pressão osmótica da solução.
Instrução: Esta questão apresenta três afirmativas que
podem estar corretas ou incorretas. Responda-a,
obedecendo ao seguinte código:
(a) somente a afirmativa I é correta.
(b) somente a afirmativa II é correta.
(c) somente a afirmativa III é correta.
(d) somente as afirmativas I e II são corretas.
(e) somente as afirmativas I e III são corretas.
parada
42. (Catanduva) O produto de solubilidade do Fe OH 3 é
1,2  10 36 . Para iniciar a precipitação deste hidróxido a
04. A equação:
C
( s ólido)
+ CO 2
( gás)
2 CO
(e) água sólida é mais ionizada que água líquida.
( gás)
10. Em uma solução aquosa, a 25 o C , de pH =9 têm-se
exemplifica:
chico
I. equilíbrio heterogêneo.
II. diferentes formas alotrópicas do carbono.
III. reações de oxi-redução.
05. A 25 o C , 1 litro de solução aquosa de HC , que
contém 1,0  10 2 mol dessa substância, tem pH =2. Que
quantidade de NaOH (sólido) deve ser adicionada a esse
volume de solução para que, a 25 o C , a solução resultante
tenha pH =7?
(a)
(b)
(c)
(d)
(e)
&
[ OH ]
5
9
zero
10 5
10 9
[ H ]  [ OH ]
45
zero
zero
10 14
10 14
11. Dispõe-se dos seguintes dados sobre uma solução
saturada de AgBr , obtida pela dissolução deste sal em
água:
(b) 1,0  10 1 mol
(d) 1,0  10 3 mol
(a) 1,0 mol
(c) 1,0  10 2 mol
(e) 1,0  10 4 mol
[ H ]
9
zero
10 9
10 9
10 5
I. concentração molar de Ag ;
II. densidade da solução; e
III. massa molecular de AgBr .
parada
Instruções: A questão a seguir, apresenta três afirmativas
que podem estar corretas ou incorretas. Responda-a,
obedecendo ao seguinte código:
(a) o dado I.
(c) os dados I e II.
(e) os dados II e III.
(a) somente a afirmativa I é correta.
(b) somente a afirmativa II é correta.
(c) somente a afirmativa III é correta.
(d) as afirmativas I e II são corretas.
(e) as afirmativas I, II e III são corretas.
chico
I. propriedades de “solução tampão”.
II. excesso de íons acetato em relação aos íons
hidroxônio.
III. excesso de íons hidroxônio em relação aos íons
hidroxila.
07. Dissolvendo acetato de sódio sólido em ácido
clorídrico, formam-se moléculas não ionizadas de
&
(c) 1,0.
13. Suponha que se acrescente fenolftaleína às soluções
aquosas I, II e III, preparadas respectivamente pela
dissolução dos solutos NH3 , HNO 3 e NH4 C . Deverá
surgir coloração rósea. Indicando assim caráter básico,
somente
(a) na solução I.
(c) na solução III.
(e) na soluções II e III.
(b) na solução II.
(d) na soluções I e II.
chico
(c) 3
(e) 7 — 10
15
09. A 0 C , o “produto iônico” da água é 1,0  10 . Nessa
temperatura H2O (  ) está em equilíbrio com H2O ( s ) . Isso
o
significa que, a 0 o C
(a) [H (aq) ] [HO (aq) ]  1,0  1015
(c) [H2 O ( s ) ]  1,0  10
(b) 0,10.
(e) 100.
Assim, em água pura ou em soluções aquosas a 45 o C o
valor do produto [ H ]  [ OH ] é
(b) 2 — 3
15
(a) zero.
(d) 10.
14. A 45 o C o produto iônico da água, K w , é 5,3  10 14 .
08. Em sucos de limão, a concentração dos cátions H
apresenta valores contidos no intervalo (0,01 — 0,001)
mol/litro. O pH desses sucos está, portanto, contido no
intervalo
(b) [H2 O (  ) ]  1,0  10
do íon hidroxônio é 10 10 mol/  ?
parada
(a) ácido cloroacético.
(b) ácido hipocloroso.
(c) ácido acético.
(d) cloreto de hidrogênio.
(e) cloreto de sódio.
15
(b) o dado II.
(d) os dados I e III.
12. Qual o pH de uma solução aquosa cuja concentração
06. 0,1 mol de ácido acético e 0,1 mol de acetato de sódio
forma dissolvidos em 1 litro de água. A solução resultante
tem
(a) 1 — 2
—4
(d) 4 — 7
Para se obter a concentração molar de Br  nessa solução
basta conhecer
[H2 O ( s ) ]
[H2 O (  ) ]
(d) água líquida é mais ionizada que água sólida.
1
1
(5,3  10 14 ) (c) 5,3  1014
2
(d) 2 (5,3  1014 ) (e) (5,3  1014 )2
(a) (5,3  10 14 ) 2 (b)
15. A molaridade dos íons H
&
( aq)
em uma solução aquosa
de pH =9 é
(a) 10 9
(d) 10 9
(b) 9
(e) -9
(c) 0,9
16. Adicionando acetato de sódio a uma solução de ácido
acético, há diminuição da concentração de íons H dessa
solução. Este comportamento é justificado
parada
(a) pelo princípio da conservação de energia.
(b) pelo princípio de Le Chatelier.
(c) pela lei de Hess.
(d) pela lei de Avogadro..
(e) pela conservação da massa.
17. Fenolftaleína apresenta-se rósea em várias soluções
aquosas. Como por exemplo, pode-se citar solução de
(a) Na 2 CO 3
(b) NaC
(d) H2 SO 4
(e) HC
25. Conhecendo-se o pH de uma solução aquosa, a
chico
(c) NH4 C
25 o C , pode-se calcular a concentração do íon
(a) K

(d) OH
18. As chuvas em regiões poluídas apresentam valores de
pH inferiores aos das chuvas de outras regiões. Isso
acontece quando a atmosfera contém poluentes como o
(b) SO 2
4
( aq)
(e) Ag
( aq)
( aq)
(c) NH 4
( aq)
( aq)
26. Considere uma solução aquosa 0,01 M de NaOH , a
25 o C . A concentração molar dos íons H ( aq) nessa
&
solução é igual a
(a) óxido de ferro.
(b) amoníaco.
(c) metano.
(d) etileno.
(e) dióxido de enxofre.
(b) 1  10 14
(e) 1  10 2
(a) zero
(d) 1  10 7
(c) 1  10 12
27. HC , NaOH , CH3 OH , NH3 e C 6H12 O 6 . O composto
que forma solução aquosa com pH <7, a 25 o C , é
parada
19. Em uma amostra de solo verificou-se que a
concentração de íon H era da ordem de 10 6 mol/  .
Qual o pH desse solo?
(a) 2
(d) 8
(b) 4
(e) 10
(c) 6
(a) pH   log[H ] .

(c) pH  10[H ] .
qual
justifica
essa
O pH desta solução é igual a
(a) 10 3
(d) 1
(b) 3 [ Ag  ] [PO34 ]
(c) 3 [ Ag  ] 3  [PO34 ]
(d) 3 [ Ag  ] - [PO 34 ]
3
4
(e) 3 [ Ag ] / [PO ]
( aq)
]=1  10 5
mol/  . Essa solução tem caráter
( aq)
igual a 0,01 M. O pH dessa solução é
(a) [ Ag  ] 3 [PO 34 ]
(b) [ Ag  ] 3  [PO34 ]
(c) 3 [ Ag  ] [PO34 ]
(d) [ Ag  ] [PO34 ] 3
(a) básico, com pH <7.
(b) ácido, com pH >7.
(c) neutro, com pH =7.
(d) ácido, com pH <7.
(e) básico, com pH >7.
&
(c) -1
24. O produto de solubilidade do fosfato de prata,
Ag 3PO 4 , é dado pela expressão
(e) [ Ag ] [PO ]

31. Uma solução aquosa tem, a 25 o C , [ OH
(c) 0,6 litro
23. Uma solução aquosa tem concentração de íons H
3
4
(c) 10 1
(a) [ Ag  ] 3 [PO 34 ]
chico

(b) 10 2
(e) 2
30. O produto de solubilidade do fosfato de prata,
Ag 3PO 4 , é expresso pela relação
(d) pH  [H ] .
(b) 1  10 2
(e) 2
]= 10 2 mol/  ; uma
parada
22. O volume de solução aquosa de HC 1,0  10 1 M
necessário para neutralizar 3,7 g de cal hidratada é
(a) 1  10 2
(d) -2
( aq)
segunda solução aquosa tem concentração hidrogeniônica
10 vezes maior do que a primeira.
(b) pH   log[H ] .
(b) 0,4 litro
(e) 1,0 litro
(c) 7
&
(e) pH  [H ] .
(a) 0,2 litro
(d) 0,8 litro
(b) 2
(e) 14
29. Uma solução aquosa tem [ H
21. Considere a afirmação: o pH de uma solução aquosa
0,1 molar de ácido clorídrico é igual a 1.
abaixo,
(e) C 6H12 O 6
(a) 0,010
(d) 12

(b) básica porque [ H ]<[ OH ].
(c) ácida porque [ H ]>[ OH ].
(d) neutra porque [ H ]=[ OH ].
(e) neutra porque [ H ]=[ CO 2
3 ].
expressões
(d) NH3
(c) CH3 OH
chico
(a) básica porque [ H ]<[ CO 2
3 ].
Dentre as
afirmação?
(b) NaOH
28. Uma solução aquosa de NaOH , a 25 o C , tem
[ OH ]=1,0  10 2 mol/  . O pH dessa solução é
20. Uma solução aquosa de dióxido de carbono é

(a) HC
32. Batatas desenvolvem-se bem em solos ácidos.
Portanto, o pH de um solo adequado ao plantio desse
vegetal poderia ser
parada
(a) 6
(d) 12
(b) 8
(e) 14
(c) 10
33. Os dados que levam ao cálculo de K ps (produto de
solubilidade)
substâncias
referem-se
a
soluções
aquosas
de
concentração molar mínima de SO 2
4
chico
(a) oxidantes, pouco solúveis.
(b) redutoras, muito solúveis.
(c) metálicas, pouco solúveis.
(d) metálicas, muito solúveis.
(e) iônicas, pouco solúveis.
(a) 2,4  10 5
(d) 2,4  10 2
(b) 1  10 3 mol/  .
(d) 1  10 6 mol/  .
Constante de ionização, K a , de ácidos a 25 o C
(a) suco de limão.
(b) vinagre.
(c) soda cáustica.
(d) sal de cozinha.
(e) detergente com amoníaco.
40. Uma solução 1  10 1 mol/  , de certo ácido forte e
monoprótico foi diluída até atingir a concentração de
1  10 5 mol/  . De quantas unidades vario o pH dessa
solução?
&
Concentração do CH3 COOH =0,10 mol/ 
Concentração do HC =0,10 mol/ 
Constante de ionização do CH3 COOH =1,8  10 5
36. Uma solução aquosa, a 25 C , tem pH =5,0. Nessa
(c) 1,0  10 5
(c) 3
HC :
o
(b) 1,0  10 7
(e) 1,0  10 3
(b) 4
(e) 1
Instruções: Para responder a questão de número 41
considere a seguinte solução aquosa de CH3 COOH e
(c) KCN
solução, a concentração molar dos íons OH é igual a
(c) 2,4  10 3
&
(a) 5
(d) 2
6,7  10
3,5  10 4
3,5  10 8
2,0  10 9
4,0  10 10
(b) KBrO
(e) KCO 4
(b) 2,4  10 4
(e) 2,4  10 1
39. A 25 o C , o indicador azul de bromotimol apresenta cor
azul em soluções cujo pH é superior a 7,6 e cor amarela
em soluções cujo pH é inferior a 6,0. Sendo assim, esse
indicador apresentará cor verde (mistura das duas cores)
se for adicionado a uma solução aquosa, a 25 o C , de
chico
4
HF
HCNO
HCO
HBrO
HCN
(a) 1,0  10 9
(d) 1,0  10 4
necessária para
parada
35. Dentre as soluções aquosas 0,1 M de KF , KBrO ,
KCN , KCNO e KCO 4 , a que tem maior pH é
Dados:
(a) KF
(d) KCNO
( aq)
provocar a precipitação do CaSO 4 ?
34. A solubilidade do CuI em água a 25 o C é de 1  10 6
mol/  . Assim, a essa temperatura, tanto a concentração
de íons Cu  como I  presentes em soluções aquosas
saturadas de CuI são iguais a
(a) 1  10 2 mol/  .
(c) 1  10 4 mol/  .
(e) 1  10 8 mol/  .
38. Numa solução aquosa a concentração de íons
Ca 2 ( aq) é igual a 1,0  10 2 M, a 25 o C , qual a
Produto iônico da água = 1,0  10 14
parada
41. Qual o pH , aproximado, dessa solução?
Instruções: As questões de números 37 e 38 relacionamse com os produtos de solubilidade, K ps , a 25 o C , dos
(a) 1
(d) 4
(b) 2
(e) 5
(c) 3
chico
seguintes sulfatos
Sais
Produto de
solubilidade
CaSO 4
2,4  10 5
SrSO 4
7,6  10 7
PbSO4
1,3  10 8
BaSO 4
1,5  10 9
RaSO 4
4,0  10 11
(a) vitamina C.
(b) amônia.
(c) bicarbonato de sódio.
(d) sal de cozinha.
(e) leite de magnésia.
&
43. Considere a seguinte expressão para uma constante
de equilíbrio
37. Dentre as soluções saturadas dos sulfatos
relacionados na tabela, a que apresenta MENOR
concentração molar de íons SO 2
4 ( aq) é
(a) RaSO 4
(b) SrSO 4
(d) BaSO 4
(e) CaSO 4
(c) PbSO4
42. Pode-se diminuir a alcalinidade de um produto
adicionando-se ao mesmo
Ka 
[H  ] [ X  ]
[HX]
Se HX é uma substância que tem um átomo de
hidrogênio por molécula, essa constante pode estar
representando equilíbrio de dissociação de
parada
(a) ácido sulfúrico.
(b) ácido bromídrico.
(c) amônia.
(d) hidróxido de sódio.
(e) hidróxido de magnésio.
A expressão da constante de ionização, K a , desse ácido é
chico
Instruções: A questão de número 44 refere-se às seguintes
equações químicas:
I.
NH3

( aq) + H
II. 2 Ag
( aq)
NH 4
( aq)
+ Mg
1
O
2 2 ( g)
IV. HCO 3 ( aq) + H ( aq)
III. H2
( g)
+
H2O
[H ] [ A  ]
[HA]
(b) [HA] [H ] [ A  ]
[H  ]
[HA] [ A  ]
[HA]
(d)
[H ]  [ A  ]
( aq)
2 Ag
(s)
(a)
(s)
+ Mg2
(c)
( aq)
&
( )
H2O
( )
+ CO 2
(e)
( g)
[H  ]  [ A  ]
[HA]
44. Funcionam como base de Brönsted as espécies
(a) H e HCO 3
(b) NH3 e HCO 3
(c) Mg e O 2
(d) Ag e HCO 3
49. Conforme a teoria de Brönsted, os ácido HCN e
HSO 4 têm como bases conjugadas, respectivamente
parada
(a) CN 2  e H2 SO 4
(e) H2 e NH3
(b) CN  e H2 SO 4
45. 0,50 mol de um monoácido HA foi dissolvido em água.
sabendo-se que na solução obtida o grau de ionização do
ácido é 0,90, quantos mols de HA permaneceram
inalterados?
(c) CN 2  e SO 4
(a) 1  10 1
(d) 5  10 2
50. Adicionando íon Ac  ao equilíbrio:
(d) CN  e SO 2
3
chico
(b) 5  10 1
(e) 5  10 3
(c) 1  10 2
(e) CN  e SO 2
4
HAc
46. Qual dos ácidos da tabela abaixo, forma solução
aquosa 0,1 M, contendo a menor concentração de íons
H ?
ácidos
(a)
(b)
(c)
(d)
(e)
constante
de ionização
ionização
ácido
HF
fluorídrico
ácido
HNO 2
nitroso
ácido
HCOOH
fórmico
ácido
HOC
hipocloroso
ácido
HCN
cianídrico
H + F 
6,5  10 4
H + NO 2
4,5  10 4
H + HCOO
1,8  10 4
H + CO 
3,1  10 8
H + CN 
4,9  10 10
( aq)
+2 H
Cr2 O 72
( aq)
(a) à regra de Hund.
(b) ao efeito Tyndall.
(c) ao efeito do íon comum.
(d) à lei da diluição de Ostwald.
(e) à lei da conservação das massas.
51. A força de um ácido HA pode ser comparada com a
de outro ácido HB através de suas
(a) massas moleculares.
(b) fórmulas empíricas.
(c) massas molares.
(d) composições centesimais.
(e) constantes de ionização.
52. Segundo o conceito de Brönsted, ácido é toda espécie
química capaz de
( )
+ H2O
( )
(a) reagir com metais alcalinos.
(b) reagir com halogênios.
(c) ceder íons O 2
(d) ceder íons H
(e) receber íons C  .
&
53. Pelos valores de suas constantes de dissociação, o
HC é classificado com ácido forte e o HF como ácido
fraco. Assim, soluções aquosas de igual molaridade de
HC e de HF a concentração de
parada
48. Considere o seguinte equilíbrio de ionização de um
ácido HA , em água:
HA
&
chico
pode ser deslocado para a direita quando se adiciona
solução de
(a) dicromato de potássio.
(b) hidróxido de amônio.
(c) cloreto de potássio.
(d) acetato de sódio.
(e) ácido acético.
há deslocamento para a esquerda (formação do HAc )
devido
parada
47. O equilíbrio químico:
2 CrO 2
4
H + Ac 

H +A

(a) moléculas não dissociadas é igual.
(b) moléculas não dissociadas é maior a solução de HC
(c) moléculas não dissociadas é praticamente nula na
Constante de ionização do CH3 COOH =1,8  10 5
solução de HF .
(d) íons halogênio é maior a solução de HC .
(e) íons H é igual.
Produto iônico da água = 1,0  10 14
chico
54. Uma solução aquosa 0,045 mol/litro de ácido acético,
CH3 COOH , esta 2% dissociada em H e CH3 COO  . A
concentração de cada um desses íons na solução é
(a) 9  10 6 mol/litro.
(c) 9  10 3 mol/litro.
(e) 9  10 1 mol/litro.
(b) 9  10 4 mol/litro.
(d) 9  10 2 mol/litro.
55. Partindo de quantidades equimolares de reagentes, o
equilíbrio
CN ( aq)  HNO2 ( aq)
HCN( aq)  NO2 ( aq)





reagentes
59. Nessa solução
[ CH3 COO  ], é
de
acetato
&
GABARITO - QUESTÕES DA UFS
produtos
01
06
11
16
21
26
31
36
41
46
51
56
D
E
A
B
A
C
E
A
A
E
E
B
parada
(a) HCN e HNO 2 são ácidos fortes.
(b) HCN é ácido mais fraco do que HNO 2 .
(c) HCN é mais ionizado do que HNO 2 .
chico
(d) CN  e HNO 2 têm propriedades ácidas.
(e) HCN e NO 2 têm propriedades básicas.
56. O ácido fluorídrico é considerado um ácido fraco
porque em suas soluções aquosas
(a) o número de cátions é igual ao de nêutrons.
(b) a molaridade dos íons é bem inferior à das moléculas
não dissociadas.
(c) há uma ruptura de praticamente todas as ligações do
HF .
(d) o produto das concentração [ H ] e [ OH ] é igual a
zero
(e) a formação de flúor gasoso ocorre lentamente.
57. A dissociação de amônia gasosa, NH3
líquida, deve-se em parte à reação NH3 + H
solução resultante dessa dissolução será
( g)
&
parada
, em água

NH 4 . A
(a) básica pois [ H ]<[ OH ].
(b) básica pois [ H ]>[ OH ].
(c) neutra pois [ H ]=[ OH ].
(d) ácida pois [ H ]<[ OH ].
(e) ácida pois [ H ]>[ OH ].
58. Em uma solução aquosa de ácido acético encontrouse, para a concentração de íons H , o valor 1,0  10 4
mol/  . Isso significa que a concentração de íons
CH3 COO  nessa solução deve ser
chico
(a) 1  10
mol/ 
(c) 1  10 4 mol/ 
(e) 1  1010 mol/ 
concentração
(a) igual a de [ OH ].
(b) menor do que [ OH ].
(c) maior do que [ C  ].
(d) menor do que [ H ].
(e) igual a [ H ].
está acentuadamente deslocado para o lado dos produtos.
Isto permite concluir que
14
a
&
(b) 1  10
mol/ 
(d) 1  10 4 mol/ 
10
Instruções: Para responder a questão de número 59
considere a seguinte solução aquosa de CH3 COOH e
parada
HC :
Concentração do CH3 COOH =0,10 mol/ 
Concentração do HC =0,10 mol/ 
02
07
12
17
22
27
32
37
42
47
52
57
B
C
C
A
E
A
A
A
A
E
D
A
03
08
13
18
23
28
33
38
43
48
53
58
B
B
A
E
E
D
E
C
B
A
D
C
04
09
14
19
24
29
34
39
44
49
54
59
E
A
C
C
A
D
B
D
B
E
B
D
05
10
15
20
25
30
35
40
45
50
55
C
D
D
C
D
A
C
B
D
C
B
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