EM_V07_QUÍMICA PROFESSOR

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Química
Volume 7
Livro do Professor
©Editora Positivo Ltda., 2015
Dados Internacionais para Catalogação na Publicação (CIP)
(Maria Teresa A. Gonzati / CRB 9-1584 / Curitiba, PR, Brasil)
B333 Batista, Fábio Roberto.
 Química : ensino médio / Fábio Roberto Batista ; ilustrações Divo, Jack Art. – Curitiba : 
Positivo, 2016.
 v. 7 : il.
 Sistema Positivo de Ensino
 ISBN 978-85-467-0376-0 (Livro do aluno)
 ISBN 978-85-467-0377-7 (Livro do professor)
 1. Química. 2. Ensino médio – Currículos. I. Divo. II. Art, Jack. III. Título.
CDD 373.33
Presidente: Ruben Formighieri
Diretor-Geral: Emerson Walter dos Santos
Diretor Editorial: Joseph Razouk Junior
Gerente Editorial: Júlio Röcker Neto
Gerente de Arte e Iconografia: Cláudio Espósito Godoy
Autoria: Fábio Roberto Batista
Supervisão Editorial: Jeferson Freitas
Edição de Conteúdo: Milena dos Passos Lima e (Coord.) Gabriela Ido Sabino
Edição de Texto: Juliana Milani
Revisão: Chisato Watanabe, Fernanda Marques Rodrigues e Mariana Bordignon
Supervisão de Arte: Elvira Fogaça Cilka 
Edição de Arte: Angela Giseli de Souza
Projeto Gráfico: YAN Comunicação
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Editoração: Studio Layout Ltda.
Ilustrações: Divo e Jack Art
Pesquisa Iconográfica: Janine Perucci (Supervisão) e Lenon de Oliveira Araujo
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2018
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Todos os direitos reservados à Editora Positivo Ltda.
Equilíbrio químico .................................... 4
Estado de equilíbrio e a constante de equilíbrio ............................................. 6
 Cálculo da constante de equilíbrio .......................................................................................................... 9
Deslocamento de equilíbrio ........................................................................... 15
 Alteração na temperatura ...................................................................................................................... 16
 Alteração na pressão .............................................................................................................................. 18
 Alteração na concentração ..................................................................................................................... 18
 Ação do catalisador ................................................................................................................................ 19
Equilíbrio iônico ........................................ 29
Equilíbrio iônico e o caráter ácido-base .......................................................... 30
 Equilíbrio iônico da água ........................................................................................................................ 34
 Equilíbrio iônico de ácidos e bases fracos ............................................................................................... 37
Hidrólise salina .............................................................................................. 44
 Sistema-tampão .................................................................................................................................... 47
Produto de solubilidade ................................................................................. 52
 Solubilidade e Kps ................................................................................................................................... 53
13
14
Sumário
O projeto gráfico atende aos objetivos da coleção de diversas formas. As ilustrações, os diagramas e as figuras contribuem para a 
construção correta dos conceitos e estimulam um envolvimento ativo com temas de estudo. Sendo assim, fique atento aos seguintes ícones:
Fora de escala numéricaFormas em proporçãoColoração artificial
Imagem ampliadaImagem microscópicaColoração semelhante ao natural
Representação artísticaEscala numéricaFora de proporção
Acesse o livro digital e 
conheça os objetos digitais 
e slides deste volume.
Equilíbrio químico
Ponto de partida 
13
 A descoberta de um processo industrial que converte o nitrogênio atmosférico em compostos nitrogenados como 
a amônia possibilitou que a Alemanha reduzisse o custo na fabricação de explosivos e, consequentemente, pro-
longasse a Primeira Guerra Mundial. 
1. Em 1908, o químico alemão Fritz Haber publicou o primeiro trabalho sugerindo a possibilidade técnica da 
síntese da amônia a partir do nitrogênio e do hidrogênio atmosféricos. Escreva a reação de síntese da amônia 
proposta por Haber.
2. Ao mesmo tempo que os períodos de guerra trouxeram uma enorme destruição ao mundo, a humanidade pre-
senciou a maior revolução científica e tecnológica vista até então. Pesquise alguns acontecimentos científicos 
importantes na área da Química que ocorreram no período de 1914 a 1945. 
1
©Shutterstock/Everett Historical
4
O cientista Fritz Haber (1868-1934), nascido em Breslau, na então Prússia per-
tencente à Alemanha, hoje Wroclaw, Polônia, desenvolveu um processo industrial 
chamado Fixação do Nitrogênio, que produzia compostos nitrogenados a partir do 
nitrogênio do ar. Tal descoberta não só permitiu que a Alemanha reduzisse considera-
velmente o custo na fabricação de explosivos, e assim prolongasse a Primeira Guerra 
Mundial, como também possibilitou a produção de alimentos para bilhões de pessoas 
graças ao desenvolvimento de fertilizantes com menor custo. 
 identificar o estado de equilíbrio pela análise de gráficos;
 compreender o significado da constante de equilíbrio e determinar os seus valores, com base em 
dados de concentração e vice-versa;
 identificar os principais fatores que podem alterar um sistema químico em equilíbrio, assim como 
prever o sentido do seu deslocamento, aplicando o Princípio de Le Chatelier.
e de gráficos;
equilíbrio e determinar os seus valores, com base em
Objetivos da unidade:
Carl Bosch foi presidente do complexo químico alem
ão IG Farben, antes e durante o regime nazista. Nes
se complexo, 
muitos judeus trabalharam como escravos e servira
m de cobaias para experimentos químicos. Em 193
1, Bosch rece-
beu o mesmo Prêmio Nobel de Química adquirido p
or Haber em 1918. Esse prêmio foi dividido com Fri
edrich Bergius.
A possibilidade teórica prevista por Haber transformou-se em uma realidade prática 
com o trabalho de Carl Bosch (1874-1940), engenheiro metalúrgico da empresa Basf, 
que comprou a patente de Haber. Bosch aperfeiçoou o processo de Haber, aumentando 
a pressão do sistema, e, com isso, obteve altos rendimentos, permitindo que o processo 
se tornasse economicamente rentável.
patente: (termo jurídico) título que assegura ao autor de uma invenção sua propriedade e uso exclusivos.
La
tin
st
oc
k/
SP
L
 Fritz Haber
La
tin
st
oc
k/
A
kg
-I
m
ag
es
 Carl Bosch
Em 1918, Fritz Haber foi homenageado com o Prêmio Nobel de Química pela produção sintética de amônia a partir do nitrogênio e hidrogênio gasosos. Em razão da guerra, ele só recebeu o prêmio em 1920. Porém, tal acontecimento gerou indignação na comunidade científica, pois muitos o considera-vam um criminoso de guerra. Inclusive, vários ganhadores daquele ano se recusaram a participar da cerimônia de entrega do prêmio em sinal de protesto pela escolha de Haber. 
O processo desenvolvido por Haber-Bosch na síntese da amônia, mesmo com muitos efeitos negativos, é conside-
rado por muitoscientistas a maior invenção do século XX e só foi possível em razão do grande empenho desses quí-
micos na busca da compreensão sobre a reação química de síntese da amônia a partir do nitrogênio e do hidrogênio 
atmosféricos e dos fatores que pudessem melhorar o rendimento do processo. 
Até hoje, praticamente toda a produção mundial da amônia é proveniente dessa síntese, que em escala industrial 
ocorre pela manutenção de um sistema em equilíbrio entre gases: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g).
5
[...] Pode-se argumentar que a Primeira Guerra Mundial tornou-se possível devido à descoberta de Fritz 
Haber de um processo para fabricar amônia a baixo custo, matéria-prima com que eram feitos igualmente os 
fertilizantes sintéticos e os explosivos. Os fertilizantes tornaram a agricultura mais produtiva e com utilização 
de mão de obra menos intensiva, permitindo aos governos recrutar e manter exércitos cada vez maiores, como 
jamais ocorrera antes. Os explosivos baratos tornaram possíveis os grandes bombardeios de artilharia na frente 
ocidental. O impacto da ciência de Haber não passou despercebido pelos governos, que logo desenvolveram 
programas de pesquisa em química, rádio, aeronáutica, medicina (na Inglaterra, o Medical Research Council 
foi criado durante a Primeira Guerra Mundial) e, no devido tempo, em energia nuclear. Inicialmente, esses 
eram projetos, na maioria das vezes, militares. Entretanto, conforme o século avançava e os programas go-
vernamentais de pesquisa se expandiam, cada vez mais projetos passavam para o setor civil. Após a Segunda 
Guerra Mundial, as nações vitoriosas deram início a vastos projetos governamentais de energia nuclear para 
uso pacífico. Essa seria também a era da “corrida espacial” entre os Estados Unidos e a União Soviética (mais 
tarde compartilhada em menor escala por outras nações). A tecnologia de foguetes tivera origem militar e a 
corrida para chegar à Lua e conquistar também “na frente” o espaço foi, pelo menos em parte, por motivos 
relacionados com a defesa, porém muitos dos programas espaciais americanos e russos estavam (e ainda estão) 
voltados para pesquisas científicas inteiramente pacíficas. 
A primeira metade do século presenciou uma enorme expansão nos campos da física e da química. A 
segunda metade viu a medicina e a biologia começar a alcançá-las. Historicamente, a pesquisa médica, dife-
rentemente de outras ciências, era um trabalho para profissionais, mas, tal como ocorreu com outros setores 
científicos, recebeu pouquíssimos recursos até a segunda metade do século XIX, com o progresso ocorrendo 
de forma lenta e ocasional. No século XX, o grau de desenvolvimento cresceu bastante, e a “grande ciência” 
finalmente estendeu-se às ciências da vida, na década de 1930, quando uma equipe foi reunida na University 
of Oxford, sob a liderança do professor Howard Florey, a fim de encontrar um modo de tornar a recém-des-
coberta penicilina um produto utilizável. Após a Segunda Guerra Mundial, a formação de grandes grupos de 
pesquisa tornou-se cada vez mais comum na biologia, como acontecia na física e na química.
LEE, Rupert. Eureka!: 100 grandes descobertas científicas do século XX. Tradução de Gildarte Giambastiani da Silva. Rio de Janeiro: Nova 
Fronteira, 2006.
 • Grife no texto o trecho que destaca como o processo de fabricação da amônia interferiu nos campos de batalha 
durante a Primeira Guerra Mundial. 
ConexõesConexões
Estado de equilíbrio e a constante de equilíbrio
No equilíbrio formado entre gases para a produção da amônia, há uma coexistência dinâmica entre os reagentes e 
o produto. Trata-se de uma reação reversível, em que os reagentes e o produto são consumidos e formados ao mesmo 
tempo, ou seja, a reação ocorre nos dois sentidos simultaneamente. 
Ao representar as reações reversíveis, reagente(s) e produto(s) são separados por uma dupla seta ( ). Quando 
o(s) reagente(s) dá(ão) origem ao(s) produto(s), tem-se a reação direta. Quando o(s) produto(s) reage(m) entre si, 
regenerando o(s) reagente(s), a reação é dita inversa.
1
2
reação direta (v )
reação inversa (v )
Reagente(s) Produto(s)
De maneira geral, todas as reações são 
reversíveis. Porém, existem reações em 
que o sentido inverso ocorre em uma 
proporção tão baixa que são considera-
das irreversíveis.
6 Volume 7
No início de um processo reversível, a reação ocorre no 
sentido de consumo do(s) reagente(s) e da formação do(s) 
produto(s). Nesse momento, a velocidade da reação dire-
ta (v1) é máxima, pois a concentração do(s) reagente(s) é 
alta, e a velocidade da reação inversa (v2) é nula, pois ainda 
não foi(ram) formado(s) o(s) produto(s). À medida que há o 
processamento da reação e as moléculas do(s) produto(s) 
são formadas, a reação no sentido inverso começa a ocor-
rer, diminuindo a velocidade da reação direta e aumentan-
do a velocidade da reação inversa. Como as reações direta 
e inversa ocorrem simultaneamente, a diminuição de v1 e o aumento de v2 fazem com que em determinado instante as 
velocidades se igualem. Ou seja, a reação atinge o estado de equilíbrio, em que a temperatura é mantida rigorosamente 
constante. 
Em nível microscópico, ao se atingir o equilíbrio quí-
mico, a reação continua a ocorrer nos dois sentidos, po-
rém com a mesma velocidade. Dessa forma, diz-se que 
o equilíbrio é dinâmico e que as concentrações do(s) 
reagente(s) e do(s) produto(s) permanecem constantes 
no decorrer do tempo. 
Graficamente, tem-se a impressão de que a reação 
cessou em virtude de as concentrações do(s) reagente(s) 
e do(s) produto(s) permanecerem inalteradas. No entanto, 
as reações continuam ocorrendo; tão logo o(s) produto(s) seja(m) formado(s), começa(m) a reagir, produzindo nova-
mente o(s) reagente(s).
Uma reação química atinge o estado de equilíbrio químico no momento em que as velocidades das reações 
direta e inversa se igualam e as concentrações dos reagentes e dos produtos permanecem constantes, sob a 
mesma temperatura.
Em resumo, uma das situações características do equilíbrio químico é o fato de manter constantes, com o passar do 
tempo, as concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s). Isto é, à medida que as moléculas do(s) reagente(s) são con-
sumidas, são também regeneradas na mesma proporção. Com essa característica pode-se definir a expressão matemática 
denominada quociente de reação (Q), que relaciona as concentrações em mol/L do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) no 
equilíbrio. 
1
2
reação direta (v )
reação inversa (v )
x Reagente(s) y Produto(s)
=
y
x
[Produto(s)]
Quociente de reação (Q)
[Reagente(s)]
Experimentalmente, comprovou-se que, quando uma reação atinge o equilíbrio, o quociente de reação (Q) apre-
senta valor constante. Essa constante é denominada constante de equilíbrio (K).
No equilíbrio: = =
y
x
[Produto(s)]
quociente de reação (Q) constante de equilíbrio (K)
[Reagente(s)]
A reação atinge um estado no qual as propriedades do sistema se estabilizam, como se não houvesse mais 
reação.
V
el
o
ci
d
ad
e 
d
a 
re
aç
ão
tempo
v
direta
Equilíbrio
v = v
direta inversa
v
inversa
 O equilíbrio é atingido no momento em que a velocidade da 
reação direta se iguala à velocidade da reação inversa.
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
tempo
Equilíbrio
[Reagente(s)]
[Produto(s)]
 Ao atingir o equilíbrio químico, as concentrações do(s) 
reagente(s) e do(s) produto(s) permanecem inalteradas. 
Daqui por diante, como os sistemas apresentados estarão em equilíbrio, a expres-
são matemática será representada pela constante de equilíbrio (K).
O quociente de reação e a constante de 
equilíbrio.
2
Química 7
A constante de equilíbrio expressa a relação entre as concentrações de produto(s) e de reagente(s) quando se 
atinge o equilíbrio químico, por isso seu valor informa a extensão com que ocorre uma reação química em dada tem-
peratura, isto é, se o equilíbrio tende ao sentido direto ou inverso da reação. Assim, quanto maior o valor da constante, 
maior o rendimento dareação na formação do(s) produto(s), favorecendo o sentido da reação direta. E, quanto menor 
o valor da constante, maior o rendimento da reação na formação do(s) reagente(s), ou seja, favorece o sentido da 
reação inversa.
O fato de o quociente da reação (Q) permanecer constante no equilíbrio, em razão da igualdade das velocidades 
das reações direta e inversa, permite que seja possível deduzir cineticamente a expressão matemática da constante de 
equilíbrio (K).
1
2
reação direta (v )
reação inversa (v )
x Reagente(s) y Produto(s)
Considerando que as reações direta e inversa são elementares, aplica-se a Lei da Velocidade de Guldberg-Waage
 • para a reação direta: v1 = k1 ⋅ [Reagente(s)]
x
 • para a reação inversa: v2 = k2 ⋅ [Produto(s)]
y
No equilíbrio:
1 2
x y
1 2
y
1
x
2
1
2
v v
k . [Reagente(s)] k . [Produto(s)]
k [Produto(s)]
k [Reagente(s)]
k
Sendo K, então :
k
=
=
=
=
 
Pela expressão matemática da constante de equilíbrio obtida por meios termodinâmicos ou cinéticos, conclui-se que:
• a(s) concentração(ões) do(s) produto(s) aparece(m) no numerador;
• a(s) concentração(ões) do(s) reagente(s) aparece(m) no denominador;
• cada concentração é elevada ao coeficiente estequiométrico da equação balanceada;
• o valor da constante depende somente da temperatura.
De acordo com a reação a que se referir, a constante receberá nomes específicos, porém sua representação mate-
mática será sempre a mesma. 
Kc – constante de equilíbrio em termos da concentração 
Kp – constante de equilíbrio em termos da pressão parcial 
Ka – constante de ionização de ácidos
Kb – constante de ionização de bases
Kw – constante de autoionização da água
Kps – constante do produto de solubilidade
y
c x
[Produto(s)]
K
[Reagente(s)]
=
As constantes de ionização de ácidos e de bases podem ser representadas por Ki.
Alterações na temperatura do sistema acarretam 
modificações no valor da constante de equilíbrio.
Uma reação é dita elementar quando ocorre em u
ma única eta-
pa. A Lei da Velocidade para esse tipo de reação
 considera o(s) 
expoente(s) com o(s) mesmo(s) valor(es) do(s)
 coeficiente(s) 
do(s) reagente(s) da equação balanceada.
É importante frisar que a constante cinética (k) é escrita com letra minúscula, e a constante de equilíbrio (K), em maiúscula.
No decorrer deste volume, serão tratados os casos particulares das constantes de equilíbrio. Nesta unidade, 
são abordadas somente as constantes de equilíbrio em termos da concentração (Kc) e da pressão parcial (Kp). 
8 Volume 7
Considere como exemplo a síntese de Haber-Bosch:
N H NH
v k N H
e
v k NH
g g g2 2
2
1
3
1 1 2 2
3
2 2 3
2
2( ) ( ) ( )
[ ] [ ]
[ ]
+
= ⋅ ⋅
= ⋅
3
no equilíbrio ⇒ v1 = v2
então: 
k N H k NH
k
k
NH
N H
K
NH
Nc
1 2 2
3
2 3
2
1
2
3
2
2 2
3
3
2
2
⋅ ⋅ = ⋅
=
⋅
=
⋅
[ ] [ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ]
[ ]
[ ] [[ ]H2
3
Substâncias puras líquidas e sólidas apresentam concentrações constantes e, por isso, não são representadas na 
Lei da Velocidade; por essa razão, não participam da expressão matemática da constante de equilíbrio Kc. Somente as 
substâncias que podem apresentar variações nas concentrações em quantidade de matéria, como as substâncias em 
solução aquosa ou no estado gasoso, é que são representadas na expressão da constante. Veja alguns exemplos: 
2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) K
NO O
NOc
=
⋅[ ] [ ]
[ ]
2
2
2
2
2 AgNO3(aq) + Zn(s) Zn(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) K = 
[Zn(NO ) ]
[AgNOc
3 2
3 ]
2
C(s) + O2(g) CO2(g) K
CO
Oc
[ ]
[ ]
2
2
Quando todos os participantes de um equilíbrio são substâncias no estado gasoso, é possível representar a cons-
tante, em termos de pressões parciais, para cada componente. Observe os seguintes equilíbrios: 
2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) Kp
NO O
NO
=
⋅( ) ( )
( )
p p
p
2
2
2
2 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kp
NH
N H
=
⋅
( )
( ) ( )
p
p p
3
2
2 2
3
Com auxílio da Equação de Clapeyron e mediante deduções matemáticas, as constantes de equilíbrio Kc e Kp po-
dem ser relacionadas pela expressão: 
K K p c (R T)= ⋅
Δn
Em que:
R = constante geral dos gases
Para pressão em mmHg, R = 62,364 mmHg L mol–1 K–1
Para pressão em atm, R = 0,0821 atm L mol–1 K–1
T = temperatura absoluta
Δn = variação da quantidade de matéria dos produtos e reagentes* 
*referente aos coeficientes estequiométricos presentes na equação
Cálculo da constante de equilíbrio
O valor da constante de equilíbrio é calculado pela expressão matemática que relaciona as concentrações do(s) 
reagente(s) e do(s) produto(s) no equilíbrio químico. 
Para exemplo do cálculo do valor da constante Kc, considere o equilíbrio estabelecido entre as substâncias gasosas: 
SO3, SO2 e O2. 
Química 9
Em determinadas condições de temperatura e pressão, encontram-se em equilíbrio: 3 mol L–1 de SO2(g), 2 mol L
–1 
de O2(g) e 2 mol L
–1 de SO3(g), segundo a equação: 2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g). Determine o valor da constante de 
equilíbrio em termos de concentração para essa reação. 
Resolução:
Como as concentrações em mol/L estão no equilíbrio, o valor da constante Kc é diretamente calculado pela relação 
entre as concentrações dos produtos e do reagente. 
= = =
2 2
2 2
c c c2 2
3
(no equilíbrio)
[SO ] . [O ] (3) .(2)
K K K 4,5
[SO ] (2)
Para o cálculo do valor da constante Kp, considere o seguinte equilíbrio: H2(g) + l2(g) 2 Hl(g).
A certa temperatura, verifica-se que as pressões parciais do equilíbrio químico estabelecido entre os gases H2, I2 e HI 
são: pH2= 0,5 atm, pI2 = 0,4 atm e pHI = 0,6 atm. Tendo essas informações, determine o valor da constante de equilíbrio 
em termos de pressões parciais.
Resolução:
Como os valores das pressões parciais estão no equilíbrio, o valor da constante Kp é diretamente calculado pela 
relação entre as pressões do produto e do(s) reagente(s). 
= = =
2 2
HI
p p p
H I2 2
(no equilíbrio)
(p ) (0,6)
K K K 1,8
(p ). (p ) (0,5). (0,4)
Quando as quantidades do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) não correspondem aos valores em equilíbrio, é neces-
sário organizar as informações de cada participante em cada etapa do processo. Isso pode ser feito com auxílio de uma 
tabela. 
Reagente(s) � Produto(s)
Quantidade no INÍCIO
Quantidade que REAGE/Quantidade que se FORMA 
(de acordo com a proporção estequiométrica 
entre os participantes da reação)
Quantidade no EQUILÍBRIO
Para encontrar as quantidades no equilíbrio, é importante considerar que somente uma parte inicial do(s) 
reagente(s) se transforma em produto(s). A diferença entre essa quantidade inicial e a quantidade que efetivamente 
reagiu corresponde ao valor no equilíbrio. 
Considere o seguinte exemplo para essa situação: 
A necessidade de se obter energia limpa está cada vez mais evidente. Uma fonte energética bem-aceita e utilizada 
atualmente é a célula combustível do gás hidrogênio. Um dos processos de fabricação de H2(g) consiste em mistu-
rar monóxido de carbono e vapor-d’água com catalisador adequado. A reação é representada segundo a equação: 
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g). 
10 Volume 7
Em um recipiente de 2 L foram colocados 6 mols de CO(g) e 6 mols de H2O(g). Após aquecimento até 430 ºC, verifi-
cou-se a presença de 2 mol/L de combustível. Calcule a constante de equilíbrio Kc para essa temperatura. 
Resolução:
Para calcular a constante de equilíbrio em termos de concentração, é necessário determinar os valores das 
concentrações dos reagentes e dos produtos no estado de equilíbrio. Entre os dados fornecidos, somente a 
concentração do H2(g) está no equilíbrio. As quantidades iniciais dos reagentes devem ser convertidas em mol/L.
Cálculo da concentração inicial de cada reagente:
6 mols de reagente — 2 L
 x — 1 L
x = 3 mols de reagente ∴ 3 mol/L para cada reagente 
Portanto,
CO(g) H2O(g) � CO2(g) H2(g)
Início 3 mol/L 3 mol/L
Reage/forma 
Equilíbrio 2 mol/L
Se no equilíbrio há 2 mol/L de H2 e inicialmente não existe nenhum produto, pode-se dizer que esse valor corres-
ponde também à quantidade formada. 
CO(g) H2O(g)� CO2(g) H2(g)
Início 3 mol/L 3 mol/L 0 0
Reage/forma 2 mol/L
Equilíbrio 2 mol/L
Com a quantidade formada de um dos produtos, pode-se determinar a quantidade formada do outro produto, assim 
como os valores das concentrações de cada reagente consumido seguindo a relação estequiométrica da equação 
(1 : 1 : 1 : 1). 
CO(g) H2O(g) � CO2(g) H2(g)
Início 3 mol/L 3 mol/L 0 0
Reage/forma 2 mol/L 2 mol/L 2 mol/L 2 mol/L
Equilíbrio 2 mol/L
A diferença entre as concentrações iniciais e as quantidades que reagem fornece a concentração em equilíbrio 
para cada reagente, CO e H2O. A concentração do CO2, no equilíbrio, corresponde ao valor da quantidade formada. 
CO(g) H2O(g) � CO2(g) H2(g)
Início 3 mol/L 3 mol/L 0 0
Reage/forma 2 mol/L 2 mol/L 2 mol/L 2 mol/L
Equilíbrio 1 mol/L 1 mol/L 2 mol/L 2 mol/L
Com as concentrações no estado de equilíbrio, calcula-se a constante Kc pela expressão:
⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦= = =
⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦
2 2
c c c
2
CO . H (2) . (2)
K K K 4
CO . H O (1) . (1)
Química 11
Para reforçar o cálculo da constante Kc quando as concentrações não estão no equilíbrio, considere mais um 
exemplo.
As plantas contêm bactérias nas raízes capazes de retirar o nitrogênio do ar e fixá-lo em compostos conhecidos 
como nitratos, que são absorvidos por elas quando solubilizados em água. Outra forma de se obter nitrato é pela chu-
va: os raios das tempestades fazem com que os gases nitrogênio e oxigênio reajam, produzindo o óxido de nitrogênio, 
que, em contato com a água, forma o nitrato. Observe a equação balanceada:
N2(g) + O2(g) 2 NO(g)
Calcule a quantidade de todos os participantes no equilíbrio sabendo que, a dada temperatura, a constante de 
equilíbrio é 1 ⋅ 10–6 e inicialmente havia 1 mol de N2 e 1 mol de O2 em um balão volumétrico de 1 L.
Resolução:
Sendo 1 L a capacidade do balão volumétrico, pode-se afirmar que, no início, há 1 mol/L de cada reagente.
N2(g) O2(g) � 2 NO(g)
Início 1 mol/L 1 mol/L 0
Reage/forma 
Equilíbrio
Como no enunciado não há informações para determinar as concentrações no equilíbrio, utiliza-se pelo menos 
uma incógnita para estabelecer a relação entre os reagentes e o produto. 
N2(g) O2(g) � 2 NO(g)
Início 1 mol/L 1 mol/L 0
Reage/forma x x 2 x
Equilíbrio
Com essas informações, obtêm-se as concentrações no equilíbrio dos reagentes e do produto. Para os reagentes, 
esse valor corresponde à diferença entre as concentrações iniciais e as quantidades que reagem. Para o produto, 
é a própria quantidade formada.
N2(g) O2(g) � 2 NO(g)
Início 1 mol/L 1 mol/L 0
Reage/forma x x 2 x
Equilíbrio 1 – x 1 – x 2 x
O valor de Kc fornecido permite determinar a incógnita utilizada e calcular as concentrações no equilíbrio. 
K 
O
 
 K 
2x
1 x 1 x
 
1
c
2
2 2
c
2
=
⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦ ⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
=
( )
( ) ⋅ ( )
=
N
N O
– –
–0 6 
2x
1 x
1 
2x
1 x
2
2
( )
( )
=
( )
–
–
–0 3
2 0 0
2 0
5 0
3 3
3
4
x x
x
x mol L
= −
=
≅ ⋅
1 1
1
1
– –
–
– /
Portanto, 
[N2] = 1 – x = 1 – 5 10
–4 ≅ 1 mol/L
[O2] = 1 – x = 1 – 5 10
–4 ≅ 1 mol/L
[NO] = 2 x = 2 5 10–4 = 1 10–3 mol/L
Por ser um valor muito pequeno, 
comparado ao 2x, 10–3x é descon-
siderado da equação.
É importante destacar que a 
proporção estequiométrica en-
tre os participantes da equação 
é de 1 : 1 : 2.
Os exemplos correspondem a cálculos para a constante de equilíbrio em termos de concentração 
(Kc). No entanto, são válidos também para determinar o valor das outras constantes de equilíbrio.12 Volume 7
Grau de equilíbrio (α)
Na reação química, as substâncias reagem entre si em proporção estequiométrica, definida pelos coeficientes da 
equação balanceada. Porém, em uma reação reversível, deve-se considerar que apenas certa quantidade efetivamente 
reage até atingir o equilíbrio químico. Esse valor é indicado pelo grau de equilíbrio (α), calculado pela relação:
quantidade dematériaque reagiu
quantidade dematéria inicial
α =
Observe o cálculo de constante que envolve o grau de equilíbrio por meio da questão a seguir. 
O pentacloreto de fósforo (PCℓ5) é um reagente bastante utilizado em laboratórios de Química Orgânica e pode 
ser preparado por meio de um processo reversível de cloração do gás tricloreto de fósforo (PCℓ3) em fase gasosa, de 
acordo com a equação: PCℓ3(g) + Cℓ2(g) PCℓ5(g). Em um recipiente fechado de 1 L foram adicionados 2 mols de PCℓ3 
e 2 mols de Cℓ2. Determine a constante de equilíbrio dessa reação sabendo que o grau de equilíbrio é de 75%.
Resolução:
Com o grau de equilíbrio, calcula-se a quantidade de matéria que efetivamente reagiu.
α = =
= ∴
quantidade de matéria que reagiu x
0,75
quantidade de matéria inicial 2
x 1,5 mol 1,5 mol/L
Ou
2 mols de reagente — 100%
 x — 75%
x = 1,5 mol de reagente ∴ 1,5 mol/L (que reage)
Com a quantidade que reage, encontram-se as concentrações no equilíbrio e calcula-se a constante Kc.
PCℓ3(g) Cℓ2(g) � PCℓ5(g)
Início 2 mol/L 2 mol/L 0
Reage/forma 1,5 mol/L 1,5 mol/L 1,5 mol/L
Equilíbrio 0,5 mol/L 0,5 mol/L 1,5 mol/L
K 
PC
PC C
K 
15
5 5
K 6
c
5
3 2
c
c
=
⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦ ⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
=
⋅
=
,
, ,0 0
ℓ
ℓ ℓ
Atividades
3 Gabaritos.
1. Em uma reação, o equilíbrio é atingido no momento em que a velocidade da reação direta se iguala à velocidade da 
reação inversa. Isso ocorre quando as concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s), sob temperatura constante, 
não se alteram. Por meio de representações gráficas, demonstre a situação de equilíbrio.
V
el
o
ci
d
ad
e 
d
a 
re
aç
ão
tempo
v
direta
v = v
direta inversa
v
inversa
Equilíbrio Equilíbrio
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
tempo
[Reagente(s)]
[Produto(s)]
Química 13
2. Represente a expressão da constante de equilíbrio em 
termos de concentração e de pressão parcial para as 
reações reversíveis:
a) 2 H2S(g) + 3 O2(g) 2 H2O(g) + 2 SO2(g)
 
K
H O SO
H S O
Kc
H O SO
H S O
=
⋅
⋅
=
⋅
⋅
[ ] [ ]
[ ] [ ]
( ) ( )
( ) (
2
2
2
2
2
2
2
3
2
2
2
2
2
2
2
p
p p
p p ))3
b) CaCℓ2(aq) + H2SO4(aq) CaSO4(s) + 2 HCℓ(aq)
 
K = 
[HC ]
[CaC [H SO
c
2
2 2 4
ℓ
ℓ ⋅
c) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
 
K CO Kc CO[ ] ( )2 2p p
d) FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g)
 
K
CO
CO
K
p
c
CO
CO
[ ]
[ ]
( )
( )
2 2
p
p
e) Ca(HCO3)2(aq) CaCO3(s) + H2O(ℓ) + CO2(aq)
 
K = 
[CO ]
[Ca(HCO
c
2
3 2) ]
3. Com a expressão da constante de equilíbrio represen-
tada em cada item, escreva a reação reversível à qual 
está relacionada.
a) K
NO O
NO
c =
⋅[ ] [ ]
[ ]
2
2
2
2
 
[ ]2
2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g)
b) = 3 2
5
PC C
p
PC
(p ) . (p )
K
(p )
ℓ ℓ
ℓ
 
5
PCℓ5(g) PCℓ3(g) + Cℓ2(g)
c) K HI
H I
p
p
p p
=
⋅
( )
( ) ( )
2
2 2
 
2 2
H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 
d) K
CO
CO O
c = ⋅
[ ]
[ ] [ ]
2
2
2
2
 
2
2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g)
e) Kp
CO H O
H CO
=
⋅
⋅
( ) ( )
( ) ( )
p p
p p
2
2 2
 
2 2
H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g)
f) K
NO
N O
p
p
p
( )
( )
2
2 4
2
 
N2O4(g) 2 NO2(g)
4. Os valores da constante de equilíbrio são influenciados 
diretamente pela temperatura em que ocorre uma rea-
ção química. Observe os dados da tabela para a reação 
hipotética: A + B C + D. 
Temperatura (ºC) 25 100 300 500 1 000
Constante de 
equilíbrio (Kc)
10–3 10–2 1,02 1,2 1,8
 Com base nessas informações, responda às questões.
a) A reação direta é um processo endotérmico ou exo-
térmico? Por quê? 
14 Volume 7
b) Quais substâncias predominam a 25 ºC? Justifique 
sua resposta.
c) Em qual temperatura as concentrações dos reagentes 
e dos produtos são praticamente as mesmas? Justifi-
que sua resposta.
d) Escreva a expressão da constante de equilíbrio em 
termos de concentração.
5. (UNIRIO – RJ) Um dos graves problemas ambientais 
que enfrenta a sociedade é, sem dúvida, a poluição 
causada por poluentes oriundos da queima de com-
bustíveis fósseis, originando assim precipitação de 
chuvas ácidas. Um dos equilíbrios envolvidos na forma-
ção deste tipo de poluição pode ser representado pela 
equação: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g). Considerando, 
hipoteticamente,uma situação atmosférica onde estão 
presentes em equilíbrio: 3 mol/L de SO2, 4 mol/L de 
O2 e 4 mol/L de SO3, o valor da constante de equilíbrio 
seria:
a) 9
4
 c) 1
2
 e) 1,0
b) 
2
3
 X d) 4
9
6. (UEG – GO) Quando um sistema atinge o equilíbrio, 
reagentes e produtos estão presentes no sistema. No 
entanto, a equação química que representa a reação 
não informa quanto de cada substância está presente 
no equilíbrio. Essa informação pode ser obtida através 
do cálculo da constante de equilíbrio da reação.
 A reação X + Y W + Z, em equilíbrio, apresenta o 
seguinte diagrama de concentração para reagentes e 
produtos numa determinada temperatura:
C
on
ce
nt
ra
çã
o
1
3/4
1/4
X + Y
W + Z
tempo
 A constante desse equilíbrio, a essa temperatura, é:
a) 42 c) 32 X e) 1
32
b) 3 22 d) 3
4
2
2
7. (UEG – GO) Diz-se que uma reação reversível atinge um 
equilíbrio químico quando as velocidades das reações 
direta e inversa se igualam. É importante notar que toda 
reação reversível sempre chega a um equilíbrio, embo-
ra isso possa demorar um tempo maior ou menor.
 De acordo com a teoria de equilíbrio químico, foi elabo-
rado o seguinte problema:
 Em um recipiente de 1 litro são introduzidos 5,0 mol 
de N2O4, que se transformam em NO2. Uma vez atin-
gido o equilíbrio, N2O4(g) 2 NO2(g), resta no sistema 
1,3 mol de reagente.
 Faça o que se pede:
a) Dê a expressão da constante de equilíbrio da equa-
ção acima.
b) Calcule a constante de equilíbrio (Kc) desse experi-
mento.
Sugestão de atividades: questões de 1 a 11 da seção Hora de 
estudo.
Deslocamento de equilíbrio
Quando investigamos a natureza ou as propriedades de um ser por vários métodos de 
ensaio, quando aplicamos forças ou colocamos algumas causas em ação, observando quais 
efeitos elas produzem, esse tipo de observação é chamado de experimento.
Isaac Watts
Qualquer reação reversível tende a um estado de equilíbrio que é atingido quando a velocidade da reação direta se 
iguala à velocidade da reação inversa. Nesse instante, as concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) permane-
cem constantes. Assim, uma vez atingido o equilíbrio, caso não sofra a ação de nenhum agente externo, a tendência é 
que permaneça indefinidamente nessa situação. Porém, em alguns casos é possível, e até mesmo necessário, perturbar o 
Química 15
equilíbrio por uma ação externa como a temperatura, a pressão ou a 
concentração, para que seja possível uma maior produção ou um maior 
consumo de determinada substância até retornar ou atingir um novo 
estado de equilíbrio. 
No ano de 1888, o químico e engenheiro 
francês Henri Louis Le Chatelier (1850-1936) 
enunciou o princípio geral que resume a ideia 
de como cada um dos fatores externos atua 
em um sistema em equilíbrio.
Quando ocorre alguma perturbação externa em um siste-
ma em equilíbrio, ele se desloca no sentido de minimizar 
essa ação para retornar ao estado de equilíbrio anterior 
ou atingir uma nova situação de equilíbrio. 
Posteriormente, esse enunciado ficou conhecido 
como Princípio de Le Chatelier. 
A síntese da amônia, desenvolvida por Haber du-
rante a Primeira Guerra Mundial, é um exemplo de 
reação em que foi necessário o entendimento teórico 
da natureza dinâmica do equilíbrio e de ideias bem-
-sucedidas de como perturbá-lo.
Princípio é um enunciado que 
expressa uma regularidade da 
natureza, após muitas observa-
ções experimentais.
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
N
iv
el
le
n
77
 A amônia é um dos mais importantes compostos industriais. Além 
de ser usada como fertilizante, é matéria-prima para a fabricação de 
vários produtos.
Alteração na temperatura
Cineticamente, o aumento da temperatura afeta as velocidades das reações direta e inversa, pois provoca uma 
maior agitação nas moléculas, acelerando a reação em ambos os sentidos. Porém, experimentalmente, verifica-se que 
qualquer alteração na temperatura em um sistema em equilíbrio modifica as concentrações das substâncias presentes 
e origina um novo estado de equilíbrio que está associado ao conteúdo energético dessas substâncias. O aumento da 
temperatura favorece a substância com maior conteúdo de energia; a diminuição da temperatura, ao contrário, favore-
ce a substância com menor conteúdo energético. 
De maneira geral, pode-se dizer que:
• o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido ENDOtérmico (ΔH > 0). 
• a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido EXOtérmico (ΔH < 0).
Uma das estratégias vislumbradas por Fritz Haber para favorecer a produção da amônia consistiu na alteração da 
temperatura em que a reação é executada. 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH 3(g) H = –92,2 kJ
Em uma reação reversível, se a reação direta é endotérmica, a reação inversa é exotérmica e vice-versa.
G
et
ty
 Im
ag
es
/R
og
er
 V
io
lle
t/
M
ar
tin
ie
 Le Chatelier contribuiu 
significativamente para 
o desenvolvimento da 
Termodinâmica.
A amônia (NH3) é um gás tóxico de 
cheiro irritante.
Os processos químicos nem sempre resultam em
 uma 
produção economicamente satisfatória. Por isso, o
 en-
tendimento sobre como as reações químicas ocorr
em é 
de grande importância para o mercado de trabalho
. Pro-
fissionais como engenheiros de produção, por exe
mplo, 
assumem o compromisso de garantir a reproduçã
o em 
série de um produto com menos desperdício possív
el de 
matéria-prima e mais rendimento para o processo
.
16 Volume 7
De acordo com a equação, a reação descrita irradia energia na 
forma de calor. Assim, o abaixamento na temperatura do sistema 
absorveria, genericamente, o calor, possibilitando um aumento 
no rendimento dessa reação. O decréscimo na temperatura favo-
rece, então, o deslocamento do equilíbrio no sentido do NH3(g). 
Por meio de investigações experimentais, observou-se que, 
além de deslocar o equilíbrio químico, a variação na temperatura 
é a única ação externa que pode aumentar ou diminuir o valor da 
constante de equilíbrio de uma reação.
A elevação da temperatura provoca aumento no valor da constante de equi-
líbrio para as reações endotérmicas ( H > 0) e diminui esse valor para as 
reações exotérmicas ( H < 0).
Experimento
O efeito da temperatura no equilíbrio de ionização da amônia
 Como o experimento proposto envolve a queima, deve-se tomar cuida-
do com a chama, já que podem ocorrer acidentes e há risco de incêndio 
se houver a manipulação incorreta do fogo. 
Materiais
1 béquer de 250 mL; 1 tubo de ensaio; bico de Bunsen; 1 conta-gotas; solução alcoólica de fenolftaleína; solu-
ção amoniacal para limpeza; recipiente com mistura gelo/água. 
Como fazer 
1. Coloque 200 mL de água no béquer.
2. Adicione 10 gotas da solução amoniacal e algumas gotas da solução alcoólica de fenolftaleína. 
3. Observe. 
4. Transfira um pouco dessa solução para um tubo de ensaio, ocupando no máximo um terço do volume do tubo.
5. Aqueça, cuidadosamente, o tubo na chama do bico de Bunsen. 
6. Observe. 
7. Coloque o tubo de ensaio no banho de gelo. 
8. Observe.
Resultados e conclusão
Considerando que o equilíbrio de ionização da amônia pode ser descrito conforme equação
NH3(aq) + H2O(ℓ) NH4
+
(aq) + OH
–
(aq) H < 0
cor rosa
responda às questões a seguir.
a) O que foi observado após o aquecimento do tubo de ensaio? Explique o ocorrido pelo deslocamento do 
equilíbrio químico. 
b) O que foi observado após o resfriamento do tubo de ensaio? Explique o ocorrido pelo deslocamento do 
equilíbrio químico. 
4 Gabaritos.
O experimento proposto deve ser testado antecipadamente, pois a concentra-
ção da amônia nos agentes de limpeza pode variar bastante. Concentrações 
elevadas, por exemplo, não permitem o deslocamento adequado do equilíbrio 
para que seja possível a verificação da descoloração do sistema. 
Descarte
O material utilizado poderá ser descartado diretamente 
na pia, visto que as concentrações são reduzidas.
Em Química, esse símbolo é 
utilizado quando uma ativida-
de envolve riscode incêndio.
Porém, a temperatura não pode ser muito b
aixa, 
pois o número de colisões efetivas para a obtenç
ão da 
amônia seria pequeno. E também não pode ser m
uito 
alta, pois, de acordo com o Princípio de Le Chate
lier, a 
elevação da temperatura favoreceria a decomposiç
ão da 
amônia. Empiricamente, uma temperatura consid
erada 
ideal está associada a outros fatores que podem 
tam-
bém alterar o equilíbrio químico inicial. Para a sínte
se da 
amônia, determinou-se que a temperatura ideal 
oscila 
em torno de 400 ºC a 500 ºC. 
Química 17
Alteração na pressão
No início do século XIX, o químico e físico francês Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) realizou uma série de experi-
mentos medindo o volume de gases envolvidos em reações químicas. Com base em suas observações, estudou as rela-
ções entre os volumes das substâncias no estado gasoso e, em sua tese, publicada em 1808, enunciou a Lei de Gay-Lussac.
Quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes das substâncias 
gasosas têm entre si uma proporção fixa expressa por números inteiros e pequenos em uma reação.
Na tentativa de explicar os resultados obtidos por Gay-Lussac, Avogadro complementou a lei sugerindo que o 
volume de um gás é proporcional à quantidade de moléculas. Essa proporcionalidade está relacionada à quantidade 
de matéria representada pelos coeficientes estequiométricos de uma equação química.
De forma simplificada, tem-se que:
• o aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido da reação em que há diminuição na quanti-
dade de matéria das partículas gasosas presentes no sistema, isto é, no sentido da contração do 
volume. 
• a diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da reação em que há aumento na quan-
tidade de matéria das partículas gasosas presentes no sistema, isto é, no sentido da expansão do 
volume.
A alteração na pressão foi outro fator estratégico utilizado por Haber para garantir a produção da amônia. 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH 3(g)
4 volumes 2 volumes
De acordo com a equação, a quantidade de moléculas gasosas dos reagentes (1 mol de N2 e 3 mols de H2) é 
maior que a do produto (2 mols de NH3). Uma vez que cada molécula ocupa aproximadamente o mesmo volume, 
o aumento na pressão do sistema possibilita maior produção de amônia. Em outras palavras, a elevação da pressão 
favorece o deslocamento do equilíbrio no sentido de menor volume, pois aumenta o número de colisões efetivas 
entre as moléculas.
Em reações reversíveis, nas quais não há variação na quantidade de partículas gasosas, não ocorre o deslocamento 
do equilíbrio pela alteração na pressão do sistema. Observe o exemplo:
N2(g) + O2(g) 2 NO(g)
2 volumes 2 volumes
Alteração na concentração
Ao considerar a teoria das colisões na Cinética Química, verifica-se que, quanto maior a frequência de choques 
entre as partículas, maior a probabilidade de colisões efetivas e, consequentemente, mais rápida a reação. Sendo as-
sim, um dos fatores que alteram a velocidade de uma reação é o número de partículas das substâncias, normalmente 
indicado pela concentração da solução. 
Assim, ao adicionar ou retirar certa quantidade de determinada substância em uma reação química reversível, ou 
seja, ao aumentar ou diminuir sua concentração em um sistema em equilíbrio, ocorre uma perturbação para minimizar 
o efeito e restabelecer o equilíbrio. 
A variação na pressão não provoca alterações perceptíveis de volume em sistemas nos quais estão presentes apenas sólidos e/ou líquidos.
O único problema, na época, era o fato de que a pressão não poderia superar as utilizadas em reatores químicos.
Substâncias puras líquidas e sólidas apresentam concentração constante e, dessa forma, 
não alteram o equilíbrio.
A variação na pressão influencia de forma significativa apenas equilíbrios químicos que 
apresentam partículas (moléculas ou átomos) no estado gasoso, sob temperatura constante.
18 Volume 7
aclimatação: ato ou efeito de aclimatar(-se); adaptação, ajustamento, aclimação. 
Em resumo:
• a adição de uma substância ao sistema, isto é, o aumento da sua concentração, desloca o equilíbrio no sentido 
de consumir parte da quantidade adicionada. 
• a remoção de uma substância ao sistema, isto é, a diminuição da sua concentração, desloca o equilíbrio no 
sentido de repor parte da quantidade retirada.
Para o processo de Haber-Bosch, o sistema em equilíbrio foi alterado com a retirada de NH3(g). 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH 3(g)
Dessa maneira, a diminuição da concentração do produto desloca o equilíbrio no sentido de repor parte da quan-
tidade retirada, formando mais amônia.
ConexõesConexões
No corpo humano, um exemplo de reação reversível influenciada pela concen-
tração é o transporte de oxigênio no sangue pela hemoglobina, representada 
pela equação: 
Hemoglobina + O2(g) oxi-hemoglobina
O fornecimento contínuo de oxigênio ao organismo é necessário para a 
manutenção da integridade e função normal das diversas células. Por isso, 
antes de subir a grandes altitudes, por exemplo, é necessária a correta aclimatação.
Para disponibilizar mais oxigênio às células, o próprio corpo estimula uma série de mecanismos, aumentando, 
por exemplo, a respiração e a pulsação. Aos poucos, o organismo pode se adaptar favorecendo a produção da oxi-
-hemoglobina (reação direta) e minimizando a sensação de mal-estar. Porém, quando ocorrem sintomas mais graves, 
é necessário buscar auxílio médico e iniciar imediatamente a descida para um local com menor altitude possível. 
Ação do catalisador
A rapidez de uma reação pode ser alterada com o uso do catalisador – reagente que fornece um caminho alter-
nativo mais simples para que a reação se efetive sem ser modificada, qualitativa ou quantitativamente. Nesse novo 
mecanismo, a energia de ativação diminui, e a velocidade aumenta.
Energia de ativação (Ea) é a mí-
nima quantidade de energia ne-
cessária para romper as ligações 
entre os átomos no(s) reagente(s) 
e formar novas ligações entre os 
átomos no(s) produto(s).
E
n
er
g
ia
E (direta)
a
com
catalisador
E (direta)
a
sem
catalisador
Reagente(s)
�E
a
E (inversa)
a
com catalisador
E (inversa)
a
sem catalisador
Caminho da reação
Produto(s)
�H
ccen-
a 
©S
hu
tte
rst
oc
k/M
ika
du
n
 Os alpinistas, quando têm de realizar uma 
escalada muito alta, normalmente, passam 
alguns dias se aclimatando no local para 
diminuir os desconfortos provocados pela falta 
de oxigênio em grandes altitudes.
5 Interferência da altitude no organismo.
Química 19
O aumento na velocidade da reação direta, assim como da inversa, permite concluir que a adição do catalisador 
não interfere no equilíbrio químico da reação nem no rendimento do processo.
O único efeito provocado pelo catalisador é a diminuição do tempo necessário para que seja atingido o equilíbrio.
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
 e
m
 q
u
an
ti
d
ad
e
d
e 
m
at
ér
ia
 p
o
r 
vo
lu
m
e
Produto(s)
Reagente(s)
1
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
 e
m
 q
u
an
ti
d
ad
e
d
e 
m
at
ér
ia
 p
o
r 
vo
lu
m
e
Produto(s)
Reagente(s)
2
tempo tempot
eq
t
eq
t
eq
t
eq
21
<
Reagente(s) Produto(s) (sem catalisador) Reagente(s) Produto(s) (com catalisador)
De modo contrário ao catalisador, age o inibidor catalítico, cuja função é diminuir a velocidade de ocorrência de uma 
reação. Ao interagir com as moléculas dos reagentes, o inibidor fornece um caminho alternativo que exige mais energia 
para que a reação se efetive, e a presença de um inibidor adequado diminui a velocidade da reação em ambos os sentidos.
Organize as ideias
De acordo com os fatores externos que podem perturbar o equilíbrio, complete o quadro com o efeito dessa perturbação. 
Perturbação Efeito sobre o deslocamento no equilíbrio
Adição de reagente* No sentido do(s) produto(s) 
Adição de produto* No sentido do(s) reagente(s) 
Remoção de reagente* No sentido do(s) reagente(s) 
Remoção de produto* No sentido do(s) produto(s) 
Aumento da pressão**No sentido da contração de volume (menor quantidade de matéria)
Diminuição da pressão** No sentido da expansão de volume (maior quantidade de matéria)
Aumento da temperatura No sentido da reação endotérmica (absorve calor)
Diminuição da temperatura No sentido da reação exotérmica (libera calor)
Adição de catalisador Não desloca o equilíbrio
*Não se aplica quando se adiciona reagente líquido ou sólido. 
**Para equilíbrios químicos que envolvem gases.
20 Volume 7
Atividades
1. As lâmpadas halógenas, como as dicroicas, apresen-
tam o mesmo princípio que as lâmpadas incandescen-
tes comuns. Porém, em termos de economia, oferecem 
mais luz com potência menor ou igual. A luz mais bran-
ca, uniforme e brilhante, possibilita realçar as cores e 
os objetos com maior eficiência energética. 
 
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
n
sm
 Essas lâmpadas incandescentes apresentam um fila-
mento de tungstênio contido em um bulbo com gás 
inerte e uma pequena quantidade de halogênio, iodo ou 
bromo. A presença de um desses elementos diminui a 
deposição de tungstênio, que se desprende do filamen-
to durante a passagem de corrente elétrica, conforme o 
equilíbrio químico:
 W(s) + 3 I2(g) WI6(g) ΔH < 0
 Com base nessas informações, indique o sentido do 
deslocamento do equilíbrio quando ocorre o resfria-
mento do bulbo. Justifique sua resposta.
2. (IFCE) O monóxido de carbono é formado, quando o dió-
xido de carbono reage com o carbono sólido (grafita).
 CO2(g) + C(grafita) 2 CO(g) H
o = 172,5 kJ
 Que é mais favorável à formação do monóxido de car-
bono, a temperatura elevada ou a temperatura mais 
baixa? Justifique a resposta.
3. (UFRJ) A reação de síntese do metanol a partir de mo-
nóxido de carbono e hidrogênio é: 
 CO(g) + 2 H2(g) 
1
2
� ⇀�↽ �� CH3OH(g). Admita que a ental-
pia-padrão dessa reação seja constante e igual a 
–90 kJ/mol de metanol formado e que a mistura 
reacional tenha comportamento de um gás ideal. A 
partir de um sistema inicialmente em equilíbrio, expli-
que como aumentos independentes de temperatura e 
pressão afetam o equilíbrio dessa reação.
(
4. O ácido sulfúrico é utilizado como matéria-prima na fa-
bricação de fertilizantes, detergentes, explosivos, papel, 
corantes, cosméticos e baterias de automóveis. Tem uso 
intenso nas indústrias metalúrgicas, petroquímicas e de 
galvanoplastia. Em virtude dessa intensa aplicabilidade, 
é considerado o mais importante entre os ácidos. Tem 
ação altamente desidratante e corrosiva. Sua manipu-
lação deve ser sempre cautelosa, pois, 
uma vez em contato com a pele, pode 
provocar graves queimaduras. 
 Uma das etapas da fabricação desse ácido consiste na 
reação do dióxido de enxofre com o oxigênio para for-
mar o trióxido de enxofre. 
 
Entalpia (H)
2 SO + O2(g) 2(g)
2 SO3(g)
Caminho da reação (tempo)
 Pela análise do diagrama, responda às questões.
a) Com o objetivo de favorecer o rendimento da rea-
ção, que alteração deve ser realizada com a tempe-
ratura do sistema? Justifique sua resposta. 
Como a variação de entalpia é negativa, a reação é exotér-
mica no sentido da reação direta. Portanto, para aumentar a 
concentração de SO3(g), é necessário diminuir a temperatura 
do sistema.
b) Ao manter a temperatura constante e diminuir a 
pressão do sistema, para qual sentido o equilíbrio é 
deslocado? Justifique sua resposta.
A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da 
reação em que ocorre o aumento da quantidade de matéria 
dos gases, ou seja, para a expansão do volume. Nesse caso, 
no sentido da reação inversa.
6 Gabaritos.
Química 21
5. O principal minério de ferro encontrado no Brasil é a hematita (Fe2O3), considerada de boa qualidade em razão dos 
baixos índices de fósforo e enxofre. A partir desse minério, é possível obter ferro em fornos siderúrgicos, conforme a 
equação:
 Fe2O3(s) + 3 CO(g) 2 Fe(s) + 3 CO2(g)
 Determine o sentido do deslocamento do equilíbrio quando:
a) for adicionado CO(g) ao sistema;
b) for retirado CO2(g) do sistema;
c) houver aumento na pressão sobre o sistema. Justifique sua resposta.
6. (UFES) Compostos nitrogenados são utilizados em diversos segmentos da sociedade. Na produção agrícola, por exem-
plo, NH3, NH4NO3, (NH4)2SO4 e H2NCONH2 são utilizados como adubos. Para suprir a demanda desses compostos, 
Fritz Haber e Carl Bosh desenvolveram um processo industrial que converte o nitrogênio atmosférico em amônia. Esse 
processo, conhecido como Haber-Bosh, pode ser representado através da equação química:
 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = –92,4 kJ/mol
 Dado: Kc = 1,5 10
–5 (500 °C)
 De acordo com os dados acima,
a) escreva a expressão da constante de equilíbrio (Kc) para essa reação e explique o efeito da temperatura sobre o 
equilíbrio;
b) explique por que o processo Haber-Bosh é mais vantajoso, industrialmente, quando são utilizadas pressões 
elevadas.
7. A flatulência é a saída de gases intestinais produzidos principalmente pela digestão dos alimentos. Entre os vários 
gases intestinais que podem ser produzidos durante a digestão encontram-se gases sem cheiro, como o dióxido de 
carbono (CO2), o oxigênio (O2), o nitrogênio (N2) e o metano (CH4). O odor desagradável da flatulência é decorrente 
das bactérias existentes no intestino, que liberam pequenas quantidades de compostos contendo enxofre, como o gás 
sulfídrico (H2S), o metanotiol (H3C–S–H), o dimetil sulfeto (H3C–S–CH3) e mercaptanas. 
 O sistema gasoso envolvendo alguns gases intestinais é dado pela seguinte expressão da constante de equilíbrio:
 Kc
CH H S
CS H
=
⎡⎣ ⎤⎦⋅⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦⋅⎡⎣ ⎤⎦
4 2
2
2 2
4
 De acordo com essa informação, responda às questões.
a) Qual é a equação química que representa o sistema em equilíbrio?
b) Qual é o efeito do aumento da pressão total sobre esse sistema?
8. (UEPA) O trióxido de enxofre constitui um dos poluentes atmosféricos proveniente da queima de derivados de petróleo, 
como a gasolina e o óleo diesel, que possuem enxofre como impureza. Sua formação se dá segundo as etapas: 
 Etapa 1: S(s) + O2(g) → SO2(g) H = –296,8 kJ
 Etapa 2: SO2(g) + 
1
2
 O2(g) SO3(g) H = –97,8 kJ
 Com base na análise das etapas 1 e 2, responda ao que se pede: 
a) Na etapa (1), que efeito provoca na energia de ativação a adição de um catalisador? 
b) Cite 3 fatores que na etapa (2), alterando o estado de equilíbrio, provocam aumento da concentração de SO3.
c) Em qual etapa a reação é mais exotérmica?
Sugestão de atividades: questões de 12 a 26 da seção Hora de estudo.
22 Volume 7
Química em foco
O período compreendido entre o final do século XIX e o início do século XX foi de intensas transformações na 
agricultura, principalmente na Europa e nos Estados Unidos. As diversas descobertas científicas, como o uso de fertili-
zantes químicos para aumentar a eficiência na produção de alimentos, aliadas ao grande desenvolvimento tecnológico 
impuseram um novo padrão de evolução nessa área. Com o conhecimento de que a amônia poderia ser utilizada 
como matéria-prima básica para a produção de fertilizantes nitrogenados, alguns cientistas começaram a desenvolver 
processos para a sua obtenção a partir dos gases nitrogênio e hidrogênio: 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH 3(g) H < 0
A equação anteriormente descrita parecia a maneira óbvia para se conseguir um suprimento estável de nitrogênio 
fixo – a amônia. Porém, o rendimento da produção do composto, em pressão e temperatura ambientes, era baixo, e a 
elevação da temperatura não contribuía de forma significativa para aumentar a síntese. Para resolver esse problema, o 
cientista alemão Fritz Haber utilizou-se de estratégias que envolviam a apreciação da natureza dinâmica do equilíbrio 
químico e de ideias sobre como perturbar essa condição de equilíbrio. Mais tarde, os problemas técnicos para a produ-
ção industrial foram resolvidos por Carl Bosch. 
Até hoje a indústria química sintetiza a amônia pelo processo conhecido como Haber-Bosch, para aprodução de 
fertilizantes nitrogenados.
NH3
+ HNH3
+ H2SO4
+ CO2
+ H3PO4
+ H2O
Nitrato de amônio – NH4NO3
Sulfato de amônio – (NH4)2SO4
Ureia – (NH2)2CO
Fosfatos de amônia – MAP, DAP
Hidróxido de amônio – NH4OH
 Produção de alguns fertilizantes nitrogenados comercializados no Brasil.
 Com base no conhecimento sobre o assunto, responda às questões:
a) Estudos da Cinética comprovam que o aumento na temperatura de um sistema aumenta a rapidez de uma reação, 
independentemente se é exotérmica ou endotérmica. No entanto, a elevação da temperatura para a síntese da 
amônia não contribuía de forma significativa para aumentar a sua produção. Por quê?
b) Embora a diminuição da temperatura favoreça o rendimento da produção da amônia, é necessário o aquecimento 
para que ocorra a síntese dessa substância, pois, a baixas temperaturas, a reação se processa lentamente, o que 
torna sua produção economicamente inviável. Consequentemente, para compensar o fato de o aquecimento di-
minuir o rendimento da produção de NH3(g), utiliza-se alta pressão. Explique o que ocorre com o equilíbrio químico 
quando há um aumento de pressão no sistema. 
c) Para favorecer o processo de produção da amônia, Haber utilizou estratégias para perturbar o equilíbrio químico. 
Uma dessas ideias estava relacionada com a própria substância de interesse. Que alteração na amônia foi vislum-
brada pelo cientista alemão e como essa mudança influencia, de acordo com o Princípio de Le Chatelier, o processo 
dinâmico proposto por ele?
d) Se a presença do catalisador não altera um sistema em equilíbrio nem o seu rendimento, qual a importância da sua 
utilização em reações reversíveis?
7 Gabaritos.
Química 23
Hora de estudo
1. (UFPE) Quando o equilíbrio químico é alcançado por um 
sistema:
 a) as concentrações de todas as espécies reagentes e 
produtos tornam-se iguais.
X b) os produtos reagem com a mesma velocidade na 
qual são formados.
X c) ambas, as reações direta e inversa, continuam após 
o equilíbrio ser atingido, com a mesma velocidade.
X d) as concentrações das espécies nos reagentes e pro-
dutos permanecem constantes.
 e) todas as espécies químicas param de reagir.
2. (UFRN) O equilíbrio químico se caracteriza por ser uma 
dinâmica em nível microscópico. Para se ter uma infor-
mação quantitativa da extensão do equilíbrio químico, 
usa-se a grandeza constante de equilíbrio.
 Considere a tirinha a seguir.
FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química, volume único. São 
Paulo: Moderna, 1996. p. 351. [Adaptado]
 Aplicada ao equilíbrio químico, a ideia que o persona-
gem tem sobre equilíbrio
 a) é correta, pois, no equilíbrio químico, metade das 
quantidades sempre é de produtos, e a outra meta-
de é de reagentes.
X b) não é correta, pois, no equilíbrio químico, as con-
centrações de produtos e as de reagentes podem 
ser diferentes, mas são constantes.
 c) é correta, pois, no equilíbrio químico, as concen-
trações de reagentes e as de produtos sempre são 
iguais, desde que o equilíbrio não seja perturbado 
por um efeito externo.
 d) não é correta, pois, no equilíbrio químico, as con-
centrações dos produtos sempre são maiores que 
as dos reagentes, desde que o equilíbrio não seja 
afetado por um fator externo.
8 Gabaritos.
3. (UFG – GO) Os seguintes gráficos representam variá-
veis de uma reação química.
Co
nc
en
tr
aç
ão
0 t1 t2 
1 
2
tempo
Ve
lo
ci
da
de
0 t1 t2 
3
4
tempo
 Os gráficos indicam que
 a) no instante t1, a velocidade da reação direta é igual 
a da inversa.
 b) após t2, não ocorre reação.
 c) no instante t1, a reação atingiu o equilíbrio.
X d) a curva 4 corresponde à velocidade da reação inversa.
 e) no ponto de intersecção das curvas 3 e 4, a concen-
tração de produtos é igual à de reagentes.
4. (UEPG – PR) Sobre as características de uma reação 
que atinge o estado de equilíbrio químico, a uma dada 
temperatura, assinale o que for correto.
(01) A temperatura do sistema em que ocorre a reação 
permanece igual à do ambiente.
X (02) As reações direta e inversa apresentam, no esta-
do de equilíbrio, a mesma velocidade.
(04) Os participantes da reação em equilíbrio encon-
tram-se todos na mesma fase: aquosa, gasosa ou 
sólida.
X (08) No estado de equilíbrio, as concentrações dos 
participantes da reação não se alteram.
X (16) Trata-se de uma reação reversível que ocorre si-
multaneamente nos dois sentidos.
A resolução das questões desta seção deve ser feita no caderno.
24 Volume 7
5. (UFS – SE) Para a reação química representada por:
 C6H5COOH 
1
2
 (C6H5COOH)2
 (monômero) (dímero)
 obteve-se, a dada temperatura, o seguinte diagrama 
que dá a variação das concentrações (em mol/L) do 
monômero e do dímero, em função do tempo de reação.
 
 Nesse diagrama:
( F ) C4 indica a concentração do dímero no tempo zero.
( V ) A curva Y dá a concentração do dímero em função 
do tempo.
( F ) Em cada tempo, o decréscimo na concentração do 
monômero é igual ao acréscimo na concentração 
do dímero.
( F ) No tempo t3 foi atingido o equilíbrio: monômero 
 
1
2
 dímero.
( V ) Em cada instante, até atingir o equilíbrio, a veloci-
dade de formação do dímero é a metade da velo-
cidade de desaparecimento do monômero.
6. (UEM – PR) Em um recipiente de 500 mL, encontram- 
-se, em condições de equilíbrio, 10 mol/L de H2(g) e 
0,01 mol/L de I2(g). Qual é a concentração do HI(g), sa-
bendo-se que, nas condições do experimento, a cons-
tante de equilíbrio (Kc) é 10
–3?
 H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
 a) 50 mol/L
 b) 100 mol/L
 c) 0,1 mol/L 
 d) 5 mol/L
X e) 0,01 mol/L
7. (UFPE) Quando glicose (açúcar do milho) e frutose 
(açúcar da fruta) são dissolvidos em água, se estabele-
ce o seguinte equilíbrio:
 frutose glicose 
 Um químico preparou uma solução de frutose 0,244 M 
a 25 °C. Ao atingir o equilíbrio, a concentração de fru-
tose diminuiu para 0,113 M. A constante de equilíbrio 
para a reação a 25 °C será:
 a) 2,16
 b) 0,113
 c) 0,46
 d) 46
X e) 1,16
8. (UFERSA – RN) Partindo de PCℓ5(g), com concentração 4,0 
mol/L, verifica-se que o processo PCℓ5(g) PCℓ3(g) + 
+ Cℓ2(g) é atingido com um grau de equilíbrio de 20%. 
Nessas condições, a constante de equilíbrio é igual a
X a) 0,2
 b) 0,8
 c) 1,6
 d) 3,2
9. (UESPI) Se 1 mol de H2 e 1 mol de I2 em recipiente 
de 1 L, atingirem a condição de equilíbrio a 500 °C, a 
concentração de HI no equilíbrio será:
 Dado: Kc = 64
 a) 1,60
 b) 1,80
 c) 3,60
 d) 2,54
X e) 0,80
10. (UFAC) Considere uma reação em equilíbrio como mos-
trada a seguir:
 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)
 Se 4 mols de moléculas de O2 são injetados em um 
equipamento com capacidade volumétrica de 4 litros 
contendo 5 mols de moléculas de hidrogênio em con-
dições experimentais que permitam que apenas 60% 
das moléculas de O2 reajam, pergunta-se: qual o valor 
aproximado da constante de equilíbrio (Kc) para a for-
mação de água?
 a) 700
 b) 4 000
 c) 660
 d) 2 000
X e) 1 440
11. (UFPA) A uma certa temperatura, a constante de equilí-
brio, Kc, para a reação representada abaixo, é igual a 9,0.
 NO2(g) + NO(g) N2O(g) + O2(g)
 Suponha que 0,06 moI de cada um dos reagentes es-
tão misturados com 0,10 moI de cada um dos pro-
dutos, em um recipiente de 1,0 litro de capacidade. 
Assim, quando a mistura alcançar o equilíbrio, na tem-
peratura do experimento, a massa de N2O, em gramas, 
obtida será igual a
 Dados: Massas molares (g/mol): N = 14; O = 16
X a) 5,28
 b) 32,4
 c) 88,0
 d) 126,5
 e) 200,8
25Química
12. (UFAC) Considere que a seguinte reação da fotossínte-
se esteja em equilíbrio em uma célula vegetal:
 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) C6H12O6(s) + 6 O2(g)
 A diminuição da concentração de oxigênio nas redon-
dezas da célula:
X a) desloca o equilíbrio da esquerda para a direita, favo-
recendo a ocorrência da fotossíntese.
 b) aumenta a concentração de gás carbônico nas re-
dondezas da célula.
 c) desloca o equilíbrio da esquerda para a direita,dimi-
nuindo a concentração de oxigênio.
 d) aumenta a concentração de água.
 e) não afetará o equilíbrio da reação.
13. (IFTO) De acordo com Princípio de Le Chatelier “Quando 
um sistema em equilíbrio sofre a ação de forças exter-
nas, o sistema tende a se deslocar no sentido de mini-
mizar a ação da força aplicada, procurando uma nova 
situação de equilíbrio.” Entre os equilíbrios abaixo, o que 
não sofre deslocamento por aumento de pressão é:
 a) SO2Cℓ2(g) SO2(g) + Cℓ2(g)
X b) FeO(s) + CO2(g) Fe(s) + CO2(g) 
 c) H2(g) + 
1
2
 O2(g) H2O(g)
 d) H2(g) + 3 N2(g) 2 NH3(g)
 e) 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
14. (UFV – MG) O metanol usado como combustível pode ser 
obtido industrialmente pela hidrogenação do monóxido de 
carbono, de acordo com a equação representada abaixo:
 CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g) H < 0
 Assinale a afirmativa incorreta:
 a) A diminuição da temperatura favorece a produção 
do metanol.
X b) O aumento da pressão total sobre o sistema favore-
ce a produção do monóxido de carbono.
 c) O aumento da concentração de H2 aumenta a con-
centração de metanol no equilíbrio.
 d) Trata-se de uma reação exotérmica.
15. (UNIMONTES – MG) Quatro substâncias gasosas − 
HCℓ, I2, HI, Cℓ2 − são misturadas em um balão fecha-
do, deixadas em repouso, resultando o equilíbrio da 
reação à temperatura constante.
 2 HCℓ(g) + I2(g) 2 HI(g) + Cℓ2(g)
 Alterações realizadas nessa mistura podem ter efeitos 
que resultam em mudanças nesse equilíbrio. Ação e 
efeito estão corretamente relacionados em:
 Ação Efeito
X a) Adição de HCℓ Aumento da quantidade de HI
 b) Adição de I2 Redução da quantidade de Cℓ2
 c) Remoção de Cℓ2 Não altera o equilíbrio
 d) Remoção de HI Aumenta o valor de Kc
16. (UFPR) Considere o equilíbrio abaixo, que representa a 
síntese industrial da amônia.
 N2(g) + 3 H2(g) 
catalisador� ⇀����↽ ������ 2 NH3(g) H < 0
 Para aumentar o rendimento da reação, basta deslocar 
o equilíbrio para a direita. Um aluno propôs os seguin-
tes procedimentos para que isso ocorra:
 I. Aumento da temperatura, sob pressão constante.
 II. Aumento da pressão, sob temperatura constante.
 III. Adição de mais catalisador ao sistema reacional.
 IV. Remoção da amônia, à medida que for sendo 
formada.
 O deslocamento do equilíbrio para a direita ocorre com 
os procedimentos descritos:
 a) somente em I e II;
 b) somente em I e III;
 c) somente em I e IV;
X d) somente em II e IV;
 e) somente em III e IV.
17. (UEMG) Halogênios reagem com hidrogênio formando 
hidretos, em reações reversíveis que atingem o equilí-
brio químico em sistema fechado. Abaixo, estão repre-
sentadas as equações termoquímicas da formação do 
hidreto de cloro e do hidreto de iodo.
 H2(g) + Cℓ2(g) 2 HCℓ(g) H = –185 kJ
 H2(g) + I2(g) 2 HI(g) H = +52 kJ
 Considerando essas equações, após atingirem o equi-
líbrio químico, é correto afirmar que:
 a) a variação da temperatura não desloca o equilíbrio 
químico;
X b) a variação da pressão não desloca o equilíbrio 
químico;
 c) a variação da concentração dos hidretos não deslo-
ca o equilíbrio químico;
 d) a variação da concentração dos halogênios não des-
loca o equilíbrio químico.
26 Volume 7
18. (UFES) A constante de equilíbrio Kc é igual a 10,50 para 
a seguinte reação, a 227 °C: 
 CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g)
 O valor de Kc para a reação abaixo, na mesma tempe-
ratura, é
 2 CO(g) + 4 H2(g) 2 CH3OH(g)
 a) 3,25
 b) 5,25
X c) 10,50
 d) 21,00
 e) 110,25
19. (UERN) O engenheiro metalúrgico e químico, Henry 
Louis Chatelier, 1850-1936, foi professor da Escola 
de Minas de Paris, em 1877. Ao estudar as reações 
químicas, percebeu que era possível prever a formação 
de um novo estado de equilíbrio químico a partir das 
alterações da velocidade da reação direta ou da reação 
inversa por meio de modificações nas concentrações 
de reagentes ou de produtos. O resultado desse estudo 
passou a ser conhecido como Princípio de Le Chatelier.
 Assim, a partir da análise do sistema em equilíbrio quí-
mico representado pela equação química, de acordo 
com esse Princípio, é correto afirmar:
 2 H2S(g) + 3 O2(g) 2 H2O(g) + 2 SO2(g)
 Hº = –1 037,0 kJ
(01) O aquecimento do sistema em equilíbrio químico 
provoca aumento da velocidade da reação direta.
(02) A diminuição da concentração de oxigênio, no 
sistema, acarreta diminuição da concentração de 
H2S(g) na reação química representada.
X (03) A remoção de H2S(g) do sistema implica diminui-
ção da concentração de H2O(g) e de SO2(g).
(04) O aumento da pressão total do sistema não causa 
alteração no estado de equilíbrio.
20. (UESPI) A chuva ácida pode destruir estátuas, prédios 
ou monumentos da cidade. O principal constituinte dos 
mármores, utilizados na construção de prédios e mo-
numentos, é o calcário (carbonato de cálcio – CaCO3) 
que reage com os ácidos presentes na chuva ácida.
 Considerando a reação CaCO3(s) + H2SO4(aq) 
CaSO4(aq) + H2CO3(aq) em um sistema fechado 
e o Princípio de Le Chatelier, se for adicionado 
mais carbonato de cálcio à reação, a constante de 
equilíbrio
X a) não será afetada.
 b) aumentará, e a reação deslocará para esquerda.
 c) aumentará, e a reação deslocará para direita.
 d) diminuirá, e a reação deslocará para esquerda.
 e) diminuirá, e a reação deslocará para direita.
21. (UFPE) Industrialmente, a síntese da amônia é realizada 
através da reação:
 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
 Assumindo que esta reação tenha atingido o equilíbrio, 
podemos dizer que:
X (0-0) a adição de mais nitrogênio provocará a formação 
de mais amônia.
X (1-1) a remoção de amônia provocará a formação de 
mais amônia.
(2-2) a adição de um catalisador irá provocar a forma-
ção de mais amônia.
(3-3) um aumento de temperatura irá favorecer a rea-
ção no sentido exotérmico.
X (4-4) uma diminuição do volume reacional irá provocar 
a formação de mais amônia.
22. (UFC – CE) A amônia (NH3), utilizada em refrigeração 
e em diferentes processos químicos industriais, atual-
mente se tornou uma das matérias-primas fundamen-
tais. O processo catalítico industrial Haber-Bosch para 
sua produção é conduzido a 550 ºC e 200 atm. De acor-
do com a reação química N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g), 
assinale a alternativa correta.
 a) A taxa de consumo de N2 é desfavorecida em altas 
pressões.
 b) A taxa de formação de NH3 é favorecida em baixas 
pressões.
 c) A taxa de consumo de H2 é igual à taxa de formação 
do NH3.
 d) A taxa de consumo de N2 é três vezes superior à 
taxa de consumo do H2.
X e) A taxa de formação de NH3 é duas vezes superior à 
taxa de consumo do N2.
27Química
23. (IFSul – RS) No antigo Egito, por aquecimento do es-
terco de camelo, era obtido um sal que ficou conhe-
cido como sal amoníaco (NH4Cℓ), em homenagem ao 
deus Amon. Na decomposição desse sal, forma-se 
a amônia (NH3), que é utilizada como matéria-prima 
para a fabricação de, entre outras coisas, produtos 
de limpeza, fertilizantes, explosivos, náilon e espumas 
para colchões. A síntese da amônia se dá pelo seguin-
te processo:
 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = –91,8 kJ
 Em relação ao equilíbrio acima, é correto afirmar que
 a) se aumentarmos a pressão sobre o sistema, dimi-
nuiremos o rendimento da reação.
 b) se adicionarmos catalisador, deslocaremos o equilí-
brio favorecendo a reação direta.
 c) ao reagirmos 6 mols de gás hidrogênio, produzire-
mos cerca de 34 g de amônia.
X d) a formação de NH3 é favorecida pela diminuição da 
temperatura do sistema.
24. (UFAL) O monóxido de dinitrogênio, ao ser inalado em 
pequenas doses, produz uma espécie de euforia e por 
isso é chamado de gás hilariante. Ele pode ser obtido 
por meio da decomposição do nitrato de amônio, de 
acordo com a equação química:
 NH4NO3(s) N2O(g) + 2 H2O(g) ΔH = –36,03 kJ/mol
 Com relação a essa reação em equilíbrio, para aumen-
tar a quantidade de:
a) monóxido de dinitrogênio deve-se adicionar água.
b) nitrato de amônio deve-se diminuira temperatura.
 c) água deve-se adicionar monóxido de dinitrogênio.
X d) monóxido de dinitrogênio deve-se diminuir a tempe-
ratura.
 e) monóxido de dinitrogênio deve-se adicionar um ca-
talisador.
25. (UNIFAL – MG) Assinale a alternativa correta.
a) A presença do catalisador aumenta a velocidade da 
reação, pois aumenta a sua entalpia.
b) Após atingir o equilíbrio, as velocidades das reações 
direta e inversa são iguais a zero.
c) Na reação 2 A(g) B(g) + C(g), um aumento na pres-
são desloca o equilíbrio para a esquerda.
d) Na decomposição do tetróxido de nitrogênio em dió-
xido de nitrogênio, há o consumo de 28,3 kJ mol–1. 
Nessas condições, pode-se afirmar que a reação é 
exotérmica.
X e) A reação C(s) + O2(g) CO2(g) é um exemplo de 
reação de formação.
26. (UDESC) O processo industrial de produção de amônia 
(NH3) envolve o seguinte equilíbrio químico: 
 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g). O gráfico abaixo mostra, 
aproximadamente, as porcentagens de amônia em 
equilíbrio com os gases nitrogênio e hidrogênio na mis-
tura da reação. 
Pe
rc
en
ta
ge
m
 d
e 
am
on
ía
co
 De acordo com o gráfico e as informações acima, ana-
lise as proposições:
 I. A formação da amônia é favorecida em condições 
de alta pressão e baixa temperatura.
 II. A reação de formação da amônia é um processo 
endotérmico.
 III. Em um recipiente fechado, à pressão constante, o 
aumento da temperatura favorece a decomposição 
da amônia.
 IV. Um aumento na concentração de gás nitrogênio 
causará um deslocamento do equilíbrio químico no 
sentido dos reagentes.
 Assinale a alternativa correta.
 a) Somente as afirmativas II e IV são verdadeiras.
 b) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.
 c) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras.
 d) Somente as afirmativas I e IV são verdadeiras.
X e) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras.
28 Volume 7
Equilíbrio iônico
Ponto de partida 
14
 Inúmeros processos químicos que ocorrem ao nosso redor dependem da análise do caráter ácido-base, como o 
preparo do solo para o plantio. A coloração das hortênsias, por exemplo, varia conforme a acidez do solo: a cor 
azul predomina em valores de pH menores que 5,5, e a cor rosa, em pH maior que 6,5. 
1. Qual é o caráter do solo (ácido, básico ou neutro) quando a cor azul predomina nas hortênsias?
2. Ao adquirir uma muda de hortênsia, após um tempo, há mudança na coloração de suas flores. Por que isso 
pode ocorrer? 
3. Além de influenciar na coloração das hortênsias, a acidez do solo também está relacionada com a sua 
produtivi dade. Para neutralizar o pH do solo, é costume dos agricultores queimar a terra após grande 
exploração. Por que esse procedimento pode corrigir o excesso de acidez?
1
©
Sh
u
tt
er
st
o
ck
/O
rh
an
 C
am
29
 determinar os valores de pH e pOH, com base nas concentrações dos íons correspondentes, clas-
sificando os sistemas em ácido, básico ou neutro;
 escrever as equações de ionização dos ácidos e de dissociação das bases e representar as ex-
pressões da constante de equilíbrio Ka e Kb, associando os valores à força dos ácidos e das bases, 
respectivamente;
 analisar os principais casos envolvendo hidrólise salina; 
 interpretar o Princípio de Le Chatelier para equilíbrios iônicos e heterogêneos; 
 compreender o conceito de produto de solubilidade.
e nas concentrações dos íons correspondentes, clas-
eutro;
Objetivos da unidade:
A acidez dos solos brasileiros é reconhecidamente um dos principais fatores para a sua baixa produtividade, sendo 
necessária a sua correção para aumentar o pH. A faixa ideal de pH nos solos brasileiros é de 5,8 a 6,2, ou seja, ligeira-
mente ácido.
Equilíbrio iônico e o caráter ácido-base
O potencial hidrogeniônico, representado pelo símbolo pH, é uma importante grandeza química que serve, por 
exemplo, para avaliar as condições de um solo – ácido, neutro ou alcalino. A disponibilidade de nutrientes essenciais 
para o desenvolvimento de uma plantação, inclusive, tem influência direta sobre esse potencial.
Em geral sob temperatura ambiente, a escala de pH varia de 0 (soluções muito ácidas) a 14 (soluções muito bási-
cas), sendo neutra a solução com pH igual a 7.
 1,0 2,0 2,4 2,5 2,9 3,5 4,5 5,0 5,5 < 5,6 6,5 7,0 6,5 – 7,47,3 – 7,5 8,0 9,0 – 10 11,5 12,5 13,5
Ác
id
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cl
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0
Ác
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de
 s
ód
io
Em Funções Inorgânicas, estudou-se que: 
Ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração 
de íons H+.
Bases são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração 
de íons OH–.
É possível dizer que o aumento na concentração de íons H+ identifica substâncias ou soluções ácidas, assim como 
o aumento na concentração de íons OH– indica substâncias ou soluções básicas. 
O “p” vem do alemão potenz, que significa poder de concentração, o “H” é a indicação para o íon hidrogênio (H+), assim como o “OH” se 
refere ao íon OH–.
Embora difíceis de serem medidas experimentalmente, há soluções com pH abaixo 
de 0 (ou seja, pH negativo) e, também, soluções com pH acima de 14.
 Alguns valores comuns de pH
30 Volume 7
Com o intuito de quantificar os valores das concentra-
ções dos íons H+ e OH– para soluções diluídas, em geral 
de 10–1 mol/L a 10–14 mol/L, o bioquímico dinamarquês 
Sören Peter Lauritz Sörensen (1868-1939), no ano de 1909, 
propôs o uso da função logarítmica para expressar a con-
centração e facilitar a indicação numérica da acidez e da 
alcalinidade das soluções.
Matematicamente, esses potenciais são definidos da seguinte forma:
Durante sua pesquisa, Sörensen visava me-
lhorar os métodos de controle de qualidade 
em indústrias de fermentação, uma vez que 
a concentração de íons hidrogênio tem papel 
fundamental nas reações enzimáticas.
La
tin
st
oc
k/
SP
L
 Sören Sörensen ficou 
famoso por suas 
pesquisas sobre as 
proteínas.
ConexõesConexões
Para relembrar, de forma geral, a função logarítmica, seguem algumas informações matemáticas.
O logaritmo x, de um número N, é o expoente a que se deve elevar um número a para que a igualdade ax = N seja 
verificada.
ax = N ⇔ loga N = x (com N > 0, a > 0 e a ≠ 1)
Em que: 
N = antilogaritmo ou logaritmando
a = base 
x = logaritmo
Dessa forma, para M > 0, N > 0, a > 0 e a ≠ 1, são válidas as propriedades:
 • Logaritmo do produto
loga (M ⋅ N) = loga M + loga N
 • Logaritmo do quociente
loga 
M
N
⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟ = loga M – loga N
 • Logaritmo da potência
loga M
n = n ⋅ loga M
No caso da Química, a base é decimal (a = 10).
Recordar que log 1 = 0.
Os valores das concentrações dos íons H+ e OH– e, consequentemente, o pH e o pOH da solução, podem ser uti-
lizados para classificar um meio em ácido, neutro ou básico. No entanto, para facilitar a classificação utiliza-se como 
referência a escala dos valores correspondentes ao pH.
Observe os exemplos a seguir: 
a) [H+] = 1 10–5 mol/L
 pH = –log [H+]
 pH = –log 10–5
pH = –(–5) log 10
1
 pH = 5
Quando [H+] = 1 10–x, em que x é um número inteiro de 0 a 14, o valor do pH é simplesmente x. 
A relação pH = x ∴ [H+] = 10–x mol/L também é válida. 
 Simplificadamente, 
 [H+] = 10–5 mol/L
 pH = 5 ∴ meio ácido
pH + pOH = 14
pOH = 14 – 5
pOH = 9
Os alunos já estudaram esse tema em Matemática. Porém, para os conceitos químicos, será utilizado somente o logaritmo decimal (base 10). 
pH = –log [H+]
pOH = –log [OH
–] 
Química 31
b) [OH–] = 1 10–13 mol/L 
 pOH = –log [OH–]
 pOH = –log 10–13
pOH = –(–13) log 10
1
 pOH = 13
Quando [OH–] = 1 10–y, em que y é um número inteiro de 0 a 14, o valor do pOH é simplesmente y.
A relação pOH = y ∴ [H+] = 10–y mol/L também é válida. 
c) [H+] = 5 10–4 mol/L;sendo log 5 = 0,7
 pH = –log [H+]
 pH = –(log 5 10–4) 
 pH = –(log 5 + log 10–4) 
 pH = –(0,7 – 4) 
 pH = 3,3 ∴ meio ácido
 pH + pOH = 14
 pOH = 14 – 3,3
 pOH = 10,7 
d) [OH–] = 0,00002 mol/L; sendo log 2 = 0,3
 [OH–] = 2 10–5 mol/L
 pOH = –log [OH–]
 pOH = –(log 2 10–5) 
 pOH = –(log 2 + log 10–5) 
 pOH = –(0,30 – 5)
 pOH = 4,7
 pH + pOH = 14
 pH = 14 – 4,7
 pH = 9,3 ∴ meio básico
e) [H3PO4] = 3 10
–3 mol/L; sendo log 3 = 0,47
 H3PO4 → 3 H
+ + PO4
3–
 3 10–3 mol/L 3 3 10–3 mol/L 3 10–3 mol/L
 [H+] = 9 10–3 = 32 10–3 mol/L
 pH = –log [H+]
 pH = –(log 32 10–3) 
 pH = –(2 log 3 + log 10–3) 
 pH = –(2 0,47 – 3) 
 pH = 2,06 ∴ meio ácido
 pH + pOH = 14
 pOH = 14 – 2,06
 pOH = 11,94
Nos laboratórios, a determinação do pH pode ser feita com o auxílio de substâncias conhecidas como indicadores 
ácido-base. Os indicadores mais comuns são os colorimétricos – substâncias que têm a capacidade de mudar de cor 
dependendo das propriedades do meio. 
 Simplificadamente, 
 [OH–] = 10–13 mol/L
 pOH = 13
 pH + pOH = 14
 pH = 14 – 13
 pH = 1 ∴ meio ácido
32 Volume 7
A tabela a seguir indica a tendência na variação da cor da solução, adquirida pela ação de alguns indicadores sin-
téticos utilizados comumente.
Indicador
Cor abaixo da faixa 
de viragem
Faixa de viragem 
(pH)
Cor acima da faixa 
de viragem
Azul de timol (1ª. transição) vermelho 1,2-2,8 amarelo
Vermelho do congo azul 3,0-5,2 vermelho
Alaranjado de metila vermelho 3,1-4,4 amarelo
Verde de bromocresol amarelo 3,8-5,4 azul
Vermelho de metila vermelho 4,4-6,2 amarelo
Tornassol vermelho 5,0-8,0 azul
Púrpura de bromocresol amarelo 5,2-6,8 vermelho
Azul de bromotimol amarelo 6,0-7,6 azul
Vermelho de fenol amarelo 6,4-8,2 vermelho
Vermelho de cresol amarelo 7,0-8,8 vermelho
Azul de timol (2ª. transição) amarelo 8,0-9,6 azul
Fenolftaleína incolor 8,2-9,8 vermelho-violáceo
Timolftaleína incolor 9,3-10,5 azul
Amarelo de alizarina amarelo-claro 10,0-12,1 pardo
Azul de épsilon alaranjado 11,6-13,0 violeta
*faixa de viragem: faixa de pH em que o indicador muda de cor.
Por meio do conhecimento da faixa de viragem do pH, é possível determinar se uma solução tem caráter ácido ou 
básico, isso porque, ao analisar o valor da solução, verifica-se se o pH é menor ou maior que o valor da faixa de viragem. 
Porém, nem sempre a mudança na cor da faixa de viragem é exata, por exemplo, o tornassol muda de cor na vi-
zinhança do pH 7. Mas, em pH de aproximadamente 5 ou mais baixo, o tornassol adquire cor vermelha e, em pH de 
aproximadamente 8 ou maior, cor azul. 
De maneira geral, o comportamento de um indicador pode ser 
representado pelo seguinte equilíbrio iônico: 
HInd(aq) + H2O(ℓ) H3O
+
(aq) + Ind
–
(aq)
 cor 1 (ácida) cor 2 (básica)
Em meio ácido, em razão do aumento na concentração do íon H+ pelo chamado efeito do íon comum, o equilíbrio 
é deslocado no sentido da reação inversa (à esquerda), em que predomina a cor 1 do indicador. Ao contrário, em meio 
alcalino, com a diminuição na concentração do íon H+ em razão do efeito do íon não comum – o OH–, o equilíbrio é 
deslocado no sentido da reação direta (à direita), predominando a cor 2 do indicador.
O indicador de 
timol apresenta 
duas faixas de 
viragem. A tran-
sição de cor em 
solução ocorre 
de vermelho para 
amarelo em pH 
1,2-2,8 e de ama-
relo para azul em 
pH 8,0-9,6.
Em geral, os indicadores ácido-base são ácidos orgânicos. 
O equilíbrio iônico é um caso particular de 
equilíbrio no qual, além de moléculas, estão 
presentes íons. 
Química 33
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e 
Ka
p
p
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Em laboratórios, também é muito comum o uso do in-
dicador universal – uma mistura de indicadores, normal-
mente secos, em tiras de papel. 
Ao ser mergulhada na solução em análise, a tira adquire 
cor conforme uma escala-padrão que corresponde a deter-
minado valor de pH. 
Para determinar o pH de uma solução com mais rapidez e 
precisão, utiliza-se o peagâmetro digital – medidor que realiza 
a leitura do pH em função da condutividade elétrica da solução, 
no qual se tem um eletrodo, conectado a um aparelho chama-
do voltímetro, imerso em uma solução registrando o pH eletro-
nicamente.
Equilíbrio iônico da água
A água pura, que consiste basicamente em moléculas de H2O, apresenta condutividade elétrica, comprovando a 
presença de íons. Porém, sob temperatura ambiente (25 ºC), verifica-se que apenas duas moléculas de água por bilhão 
(109) estão ionizadas, conduzindo eletricidade em uma escala muito pequena. Medidas experimentais demonstram 
que a água pura ou mesmo em solução se ioniza fracamente segundo a equação:
H2O(ℓ) + H2O(ℓ) H3O
+
(aq) + OH
–
(aq)
ou, simplesmente,
H2O(ℓ) H
+
(aq) + OH
–
(aq)
Essas espécies – moléculas de H2O e 
íons H+ e OH– – coexistem em um estado 
de equilíbrio dinâmico conhecido como au-
toionização da água.
Considerando esse sistema reversível, é 
possível escrever a expressão da sua cons-
tante de equilíbrio. 
K
H OH
H O
c =
⋅+[ ] [ ]
[ ]
−
2
Como a água pura tem concentração 
constante, o denominador [H2O] na expres-
são da constante de equilíbrio deve ser in-
cluído no valor do próprio Kc.
K
H OH
H O
K H O H OH H OHc c
Kw
w=
⋅
∴ ⋅ = ⋅ = ⋅
+
+ +[ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ] [ ] K [ ] [ ]
−
− −
2
2��� 	�
eletrodo: condutor metálico imerso em uma solução que contém íons, por meio do qual há entrada e saída da corrente elétrica de um sistema.
Quando não há informação sobre a tem-
peratura, considera-se ambiente (25 ºC).
A partir desse momento, o íon H3O
+
(aq) será 
representado de forma simplificada, H+(aq).
Quando um líquido, como a água, atua como s
olvente, a concentração é sempre 
constante e independe do volume da amostra. Iss
o ocorre porque o estado líquido se 
caracteriza por apresentar volume próprio. Ou seja,
 independe do volume do recipiente 
que o contém. Dessa maneira, a relação entre o n
úmero de partículas e o volume no 
qual estão dispersas é constante. 
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p
h
ot
on
g
(aq)
O equilíbrio iônico da água foi demonstrado pelo 
físico alemão Friedrich Kohlrausch (1840-1910). 
Assim como Arrhenius, ele estudou a condutivi-
dade elétrica das soluções. Kohlrausch descobriu 
que, mesmo purificada, a água conduz eletricida-
de em uma escala muito pequena.
 Friedrich Kohlrausch i
nvestigou as 
propriedades condutiv
as de eletrólitos.
La
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A
kg
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ag
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34 Volume 7
A 25 ºC, o produto iônico da água – Kw (w de water) – é igual a 1 10
–14. 
Por ser uma constante de equilíbrio, o produto iônico da água 
(Kw) só é afetado pela variação da temperatura. Sendo a rea-
ção de autoionização endotérmica, pode-se afirmar que Kw 
aumenta com a elevação na temperatura. 
ºC Kw
10 0,29 10–14
15 0,45 10–14
20 0,68 10–14
25 1,01 10–14
30 1,47 10–14
50 5,48 10–14
Fonte: KOTZ, John C.; TREICHEL JR., Paul M. 
Química geral e reações químicas. 5. ed. São Paulo: 
Cengage Learning, 2009. p. 92. 
Kw = [H
+] [OH–] = 1 10–14 (a 25 ºC)
Ao aplicar o logaritmo em ambos os lados do produto iônico da água, tem-se que:
Kw = [H
+] [OH–]
log Kw = log [H
+] + log [OH–] 
–log Kw = (–log [H
+]) + (–log [OH–]) 
Como, a 25 ºC, Kw é igual a 1 10
–14, então: 
Kw = [H
+] ⋅ [OH–] = 1 ⋅ 10–14
pH + pOH = 14
–log 10–14 = –(log [H+] + log [OH–])
14 = –log [H+] + (–log [OH–])
14 = pH + pOH
Como a autoionização produz quantidades iguais de íons H+(aq) e OH
–
(aq), pode-se concluir que, na água pura, a 
concentração de íons H+(aq) é igual à concentração de íons OH
–
(aq), sendo considerada um meio neutro.
[H+] = [OH–]
[H+] = 1 10–7 mol/L ∴ pH = 7
[OH–] = 1 10–7 mol/L ∴ pOH = 7
O equilíbrio entre os íons H+(aq) e OH
–
(aq) pode ser perturbado pela presença de íons adicionais. Com isso, à medida 
que a concentração de um desses íons aumenta, a concentração do outro deve diminuir, de maneira que o produto 
das concentrações, a 25 ºC, se mantenha 1 10–14. 
A adiçãode um ácido, por exemplo, aumenta a concentração de íons H+ e, segundo o Princípio de Le Chatelier, para 
se opor a esse aumento, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação inversa. 
H2O(ℓ) 
Reação direta
Reação inversa
 H+(aq) + OH
–
(aq)
Em consequência, ocorre uma diminuição na concentração de íons OH– para que o produto iônico (Kw), a 25 ºC, 
seja igual a 1 10–14. Ao final, um novo estado de equilíbrio é atingido com quantidade de H+ maior que OH–. Assim, 
em meio ácido:
De acordo com a expressão matemática, co-
nhecendo-se o pH da solução, tem-se o pOH 
pela subtração desse valor de 14. 
Química 35
Observe os exemplos: 
[H+] = 1 10–6 mol/L ∴ [OH–] = 1 10–8 mol/L
[H+] = 1 10–3 mol/L ∴ [OH–] = 1 10–11 mol/L
De maneira semelhante, a adição de uma base aumenta a concentração de íons OH–. Pelo Princípio de Le Chatelier, 
o equilíbrio iônico é deslocado no sentido da reação inversa para se opor a esse aumento. 
H2O(ℓ) 
Reação direta
Reação inversa
 H+(aq) + OH
–
(aq)
O aumento da concentração de íons OH– acarreta uma diminuição na concentração de íons H+ até atingir um novo 
estado de equilíbrio. Portanto, em meio básico:
Veja os exemplos: 
[OH–] = 1 10–1 mol/L ∴ [H+] = 1 10–13 mol/L
[OH–] = 1 10–4 mol/L ∴ [H+] = 1 10–10 mol/L
Como o produto iônico [H+] [OH–] é sempre constante, conclui-se que, quanto maior a concentração de H+, me-
nor o pH da solução e, consequentemente, maior o pOH. O inverso também é válido: quanto menor a concentração 
de H+, maior o pH e menor o pOH.
[H+] > [OH–]
[H+] > 1 10–7 mol/L ∴ pH < 7
[OH–] < 1 10–7 mol/L ∴ pOH > 7
Se conhecida a concentração de íon H+, calcula-se a 
concentração de íon OH– e vice-versa. 
[H+] < [OH–]
[H+] < 1 10–7 mol/L ∴ pH > 7
[OH–] > 1 10–7 mol/L ∴ pOH < 7
Organize as ideias
Na maioria das soluções, as concentrações de H+ e OH– não são iguais. Dessa forma, a 25 ºC, além de um meio 
neutro, é possível ter um meio ácido ou básico. 
a) Complete o esquema a seguir indicando a classificação da solução para cada situação.
b) As concentrações de H+ e de OH–, nas soluções aquosas, variam normalmente em uma faixa extensa de nú-
meros com expoentes negativos. Por isso, é mais fácil indicar a acidez ou a alcalinidade de uma solução com 
números pequenos e positivos obtidos pela escala de pH. Complete o esquema a seguir, considerando a tempe-
ratura ambiente.
 
–141,0 ∙ 10
14,00 
–131,0 ∙ 10
12,00 
–111,0 ∙ 10
9,00 
–8 1,0 ∙ 10
0,00 1,00 4,00 5,00
01,0 ∙ 10 –21,0 ∙ 10 –61,0 ∙ 10
–9 1,0 ∙ 10+ [H ] 
pH 
–[OH ] 
–7 1,0 ∙ 10
7,00 
pOH 7,00
BÁSICONEUTRO 
–7 1,0 ∙ 10
–61,0 ∙ 10
6,00 
–51,0 ∙ 10 –31,0 ∙ 10 –21,0 ∙ 10 01,0 ∙ 10
0,00 
8,00 10,00 12,00 13,00 14,00 
–111,0 ∙ 10 –131,0 ∙ 10 –141,0 ∙ 10
MAIS ÁCIDO 
ÁCIDO 
MAIS BÁSICO 
5,00
1,0 ∙ 10–9
9,00
1,0 ∙ 10–8
1,0 ∙ 10–4
4,00
1,0 ∙ 10–10
3,00
11,00
2,00
1,0 ∙ 10–12
1,0 ∙ 10–1
1,00 13,00
1,0 ∙ 10–1
2,00
1,0 ∙ 10–12
11,00
3,00
10,00
1,0 ∙ 10–3
1,0 ∙ 10–10
1,0 ∙ 10–4 1,0 ∙ 10–5
8,00
6,00
36 Volume 7
O conceito da força de um eletrólito foi criado por Arrhenius.
As substâncias que conduzem corrente elé-
trica quando dissolvidas em água são cha-
madas de eletrólitos.
O grau de ionização ou dissociação indica 
o percentual de moléculas que, ao serem dis-
solvidas em água, se ionizam ou dissociam.
Equilíbrio iônico de ácidos e bases fracos
Por meio de numerosas experiências relacionadas à passagem de corrente elétrica em soluções, Arrhenius formu-
lou a hipótese de que ácidos e bases deveriam conter partículas com cargas positivas e negativas – íons. A existência 
de cargas elétricas livres seria responsável pela condução de corrente elétrica. 
Ao testar a condutividade elétrica de substâncias em solução, Arrhenius percebeu que soluções ácidas de mesma con-
centração apresentavam intensidade diferente no brilho de uma lâmpada. Isso ocorria em razão da força dos eletrólitos, 
medida pelo grau de ionização ou dissociação (α) da substância.
De acordo com o α, os eletrólitos podem ser: 
 • fortes – com grau de ionização/dissociação superior a 50% (α > 50%)
 • moderados – com grau de ionização/dissociação entre 5% e 50% (5% ≤ α ≤ 50%)
 • fracos – com grau de ionização/dissociação inferior a 5% (0 < α < 5%)
Quanto mais intenso é o brilho da lâmpada, maior é a quantidade de íons livres em solução, maior é o seu 
grau de ionização e mais forte é o eletrólito.
A ionização de ácidos fortes e a dissociação de bases fortes são processos irreversíveis e, como nesses casos a reação 
inversa não se processa, não há equilíbrio entre as moléculas e seus íons.
Para ácidos e bases fracos, há equilíbrio que envolve a participação de íons. Esse tipo de sistema dinâmico é deno-
minado equilíbrio iônico. Observe os seguintes equilíbrios entre moléculas e íons. 
H2O
H2S(aq) 2 H3O
+
(aq) + S
2–
(aq)
NH4OH(aq) NH4
+
(aq)
 + OH–(aq)
Constante de ionização ácida e constante de dissociação básica 
A maioria das substâncias ácidas é ácido fraco, isto é, nem todas se ionizam em água na mesma extensão. 
Para expressar a dimensão na qual um ácido fraco se ioniza, utiliza-se a constante de equilíbrio. Porém, como a 
concentração do solvente – [H2O] – é omitida da expressão da constante de equilíbrio, de acordo com a equação 
genérica, tem-se:
HxA(aq) + x H2O(ℓ) x H3O
+
(aq) + A
x–
(aq)
ou
HxA(aq) x H
+
(aq) + A
x–
(aq)
K
H O
H A
ou K
H
H A
c
x
x
c
x
=
⋅
=
⋅+ +[ ] [A ] [ ] [A ]x x x3
− −
A água, por ser um solvente puro, 
apresenta concentração constan-
te. Em razão disso, a [H2O] é in-
cluída no valor do próprio Kc. 
2 Resgatando informações so-
bre a constante de equilíbrio. 
Química 37
Para denominar o tipo de equação ao qual a constante de equilíbrio se refere, troca-se o índice inferior. Assim, Ka é 
chamado de constante de ionização ácida.
K
H O
H A
ou K
H
H A
a
x
x
a
x
=
⋅
=
⋅+ +[ ] [A ] [ ] [A ]x x x3
− −
Exemplos:
HCN(aq) H
+
(aq) + CN
–
(aq) K
H CN
HCN
a =
⋅+[ ] [ ]
[ ]
−
H2S(aq) 2 H
+
(aq) + S
2–
(aq) K
H S
H S
a =
⋅+[ ] [ ]
[ ]
2 2
2
−
Com os valores das constantes de ionização ácida, é possível avaliar a intensidade de ionização dos ácidos e, con-
sequentemente, a força desses eletrólitos.
Quanto maior a constante de ionização de um ácido (Ka), maior a força do eletrólito e maior a [H
+] na solução.
A
U
M
EN
TA
 A
 F
O
R
Ç
A
 D
O
 Á
C
ID
O
ALGUNS ÁCIDOS EM ÁGUA A 25 ºC
Ácido Equilíbrio Ka
Ácido sulfuroso (H2SO3) H2SO3(aq) 2 H
+
(aq) + SO3
2–
(aq) 1,5 10
–2
Ácido cloroso (HCℓO2) HCℓO2(aq) H
+
(aq) + CℓO2
–
(aq) 1,0 10
–2
Ácido fosfórico (H3PO4) H3PO4(aq) 3 H
+
(aq) + PO4
3–
(aq) 7,6 10
–3
Ácido nitroso (HNO2) HNO2(aq) H
+
(aq) + NO2
–
(aq) 4,3 10
–4
Ácido fluorídrico (HF) HF(aq) H
+
(aq) + F
–
(aq) 3,5 10
–4
Ácido carbônico (H2CO3) H2CO3(aq) 2 H
+
(aq) + CO3
2–
(aq) 4,3 10
–7
Ácido hipocloroso (HCℓO) HCℓO(aq) H
+
(aq) + CℓO
–
(aq) 3,0 10
–8
Ácido bórico (H3BO3) H3BO3(aq) 3 H
+
(aq) + BO3
3–
(aq) 7,2 10
–10
Ácido cianídrico (HCN) HCN(aq) H
+
(aq) + CN
–
(aq) 4,9 10
–10
Fonte: ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006. p. 523.
Muitos ácidos apresentam mais de um hidrogênio ionizável e, por isso, a ionização é representada em várias etapas. 
Conhecidos como ácidos polipróticos, cada uma das etapas desse eletrólito tem a respectiva constante de ionização. 
Observe, por exemplo, as etapas envolvidas em cada uma das ionizações do ácido sulfuroso (H2SO3): 
H2SO3(aq) H
+
(aq) + HSO3
–
(aq) Ka1 = 1,7 10
–2
HSO3
–
(aq) H
+
(aq) + SO3
2–
(aq) Ka2 = 6,4 10
–8
Em razão da atração eletrostática, o próton é mais facilmente perdido da molécula neutra de H2SO3 do que do íon 
HSO3
– carregado negativamente. Pode-se concluir que Ka2 é muito menor que Ka1. 
Em geral, é sempre mais fácil remover o primeiro próton de um ácido poliprótico do que o segundo, e assim 
sucessivamente. Em razão disso, os valoresde Ka tornam-se menores à medida que os prótons são removidos. A primeira 
ionização acontece de forma mais intensa que as subsequentes e isso ocorre porque, a partir da segunda etapa, a atração 
elétrica do íon que ainda pode ionizar é mais forte que a anterior, sendo mais difícil formar outro cátion hidrogênio.
A escala logarítmica também pode ser usada para comparar a força dos eletrólitos. Para ácidos, por exemplo, 
pKa = –log Ka. Dessa forma, 
Quanto maior o valor da constante de ionização ácida, menor o pKa e mais forte o eletrólito.
Como Ka1 é muito maior que as outras constantes de ionização para os 
ácidos polipróticos, quase todos os íons H+(aq) na solução vêm da primeira 
ionização.
3 Valor da constante de ionização total. 
38 Volume 7
Assim como os ácidos fracos, as bases fracas também apresentam equilíbrio entre moléculas e íons, e também é 
possível expressar a dimensão da dissociação deste eletrólito pela constante de equilíbrio. 
C(OH)x(s) + x H2O(ℓ) C
x+
(aq) + x OH
–
(aq)
ou
C(OH)x C
x+
(aq) + x OH
–
(aq)
K
C OH
H
c
x x
x
=
⋅+[ ] [ ]
[C(O ) ]
−
A base fraca mais comum é a amônia – única base que não tem íon OH– na sua fórmula. Pelo fato de não apresentar 
metal em sua composição, ao contrário das demais bases que se dissociam, a amônia se ioniza na água. A expressão 
da constante de equilíbrio para essa reação é representada da seguinte maneira:
NH 3(aq) + H2O(ℓ) NH4
+
(aq) + OH
–
(aq) K
NH OH
NH
b =
⋅+[ ] [ ]
[ ]
4
3
−
Em Kb, o índice inferior b indica que essa constante de equilíbrio se refere a um tipo particular de reação – a io-
nização ou dissociação de uma base fraca em água. Tem-se, então, que a constante Kb é chamada de constante de 
dissociação básica. 
Quanto maior a constante de dissociação de uma base (Kb), maior a força do eletrólito e maior a [OH
–] 
na solução.
As constantes de ionização ácida (Ka) e de dissociação básica (Kb) também podem ser generalizadas por Ki – 
constante de ionização ou constante de dissociação iônica.
Lei da Diluição de Ostwald
Assim como as constantes de ionização ou de dissocia-
ção iônica (Ka ou Kb), o grau de ionização ou de dissociação 
(α) também pode ser utilizado para comparar a força entre os 
eletrólitos. Porém, além da temperatura, seu valor depende da 
concentração da solução analisada. 
A expressão matemática que relaciona a constante de ioni-
zação (Ki) com a concentração em quantidade de matéria por 
volume ([ ]) e o grau de ionização (α) de um ácido ou uma 
base foi deduzida pela primeira vez no final do século XIX, pelo 
químico germânico Friedrich Wilhelm Ostwald (1853-1932).
O produto da ionização da amônia também 
pode ser representado pela fórmula NH4OH 
(hidróxido de amônio). 
W
ik
im
ed
ia
 C
om
m
on
s/
St
ef
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co
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m
on
sw
ik
i
 Friedrich Wilhelm Ostwald estudou as 
constantes de afinidade de ácidos e 
bases e as velocidades de reação.
No ano de 1909, Ostwald foi homenageado com o
 Prêmio Nobel de Química por suas pesquisas 
pioneiras sobre catálise, velocidades de reações e 
equilíbrios químicos. O cientista também foi 
responsável pelas primeiras definições para o mol,
 associando-o à massa molar dos elementos 
químicos.
Química 39
Ao estudar os equilíbrios iônicos de monoácidos e monobases fracos, Ostwald estabeleceu a Lei da Diluição. Para 
deduzir a expressão que traduz essa lei, considere o equilíbrio simplificado de um monoácido: 
HA(aq) H
+
(aq) + A
–
(aq)
HA(aq) H
+
(aq) A
–
(aq)
Quantidade de matéria 
inicial
n 0 0
Quantidade de matéria 
que se ioniza ou se 
dissocia/quantidade de 
matéria que se forma
n n n
Quantidade de matéria 
final
n – (n ) n n
Concentração em 
quantidade de matéria 
no equilíbrio
n n
V
−
−
( )
[ ] ( )
α
α
⋅
⋅ 1
��� 	�
( )
[ ]
α
α
⋅
⋅
n
V
( )
[ ]
α
α
⋅
⋅
n
V
+�
Assim, no equilíbrio há: 
[HA] = [ ] (1 – )
[H+] = [ ]
[A–] = [ ]
Portanto, 
K
H A
HA
K
i
i
=
⋅
=
⋅ ⋅ ⋅
⋅
+[ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ]
[ ] ( )
−
−
α α
α1 
Ki =
⋅α
α
2
1
[ ]
( )−
Para eletrólitos cujo grau de ionização é inferior a 5% (0 < α < 5%), considera-se que o valor de (1 – ) seja aproxi-
madamente igual a 1, simplificando a Equação de Ostwald.
Ki = 
2 ⋅ [ ]
Em qualquer constante de equilíbrio, o seu valor está diretamente relacionado à temperatura do sistema. Dessa 
maneira, pela expressão matemática da Lei de Diluição, verifica-se que, sob mesma temperatura, o produto 2 [ ] 
deve permanecer constante. Consequentemente, quando uma solução de um monoácido fraco ou de uma monobase 
fraca é diluída, a concentração em quantidade de matéria ([ ]) diminui, e o grau de ionização ou de dissociação ( ) 
aumenta. 
Quanto mais diluída a solução, ou seja, quanto menor a concentração de um monoácido fraco ou de uma 
monobase fraca, maior o seu grau de ionização ou de dissociação, a dada temperatura.
Independentemente do equilíbrio que representa 
um ácido ou uma base, a concentração dos íons 
é determinada por meio da multiplicação do grau 
de ionização pela concentração (em mol/L) inicial 
do eletrólito. Assim, [íons] = α ⋅ [ ]. 
A expressão matemática que traduz a Lei da 
Diluição de Ostwald é válida para monoáci-
dos e monobases fracos. Por meio dela, é 
possível prever o que ocorre quando se dilui 
uma solução de ácido fraco ou de base fraca. 
40 Volume 7
Atividades
1. Complete as frases com as informações adequadas:
a) A água pura é considerada um meio neutro, pois as concentrações de íons H+ e OH– são iguais .
b) Soluções em que [H+] > 10–7 mol/L são ácidas e apresentam pH < 7. Soluções em que [OH–] > 10–7mol/L são 
 básicas e apresentam pH > 7.
2. Complete o quadro com as concentrações dos íons presentes em solução, com o pH e o pOH de cada material e o 
seu caráter, considerando a temperatura a 25 °C.
Material [H+] [OH–] pH pOH Caráter
©
Sh
u
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st
oc
k/
C
ar
lo
s 
H
or
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Suco de laranja
1 10–3 mol/L 1 10–11 mol/L 3 11 Ácido
P.
 Im
ag
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s/
Vi
m
o 
M
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r F
ra
n
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sc
o
Leite de magnésia
1 10–10 mol/L 1 10–4 mol/L 10 4 Básico
©
Sh
u
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er
st
oc
k/
p
ix
fly
Água destilada
1 10–7 mol/L 1 10–7 mol/L 7 7 Neutro
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
SP
-P
h
ot
o
Café expresso
1 10–5 mol/L 1 10–9 mol/L 5 9 Ácido
©
Sh
u
tt
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st
oc
k/
ig
or
.s
te
va
n
ov
ic
Água sanitária
1 10–11 mol/L 1 10–3 mol/L 11 3 Básico
4 Gabaritos.
Química 41
3. Determine o pH e o pOH de um suco de tomate cuja con-
centração de íons hidrogênio é igual a 0,001 mol/L. Clas-
sifique essa solução em meio ácido, neutro ou básico.
[H+] = 0,001 = 10–3 mol/L
pH = –log [H+] 
pH = –(log 10–3) 
pH = 3 ∴ meio ácido
pH + pOH = 14
pOH = 14 – 3
pOH = 11 
4. Uma solução de vinagre apresenta pH = 3. Determine 
as concentrações dos íons hidrogênio e hidroxila pre-
sentes nessa solução. 
pH = –log [H+] 
3 = –log [H+] 
[H+] = 10–3 mol/L
Kw = [H
+] [OH–]
1 10–14 = 10–3 [OH–]
[OH–] = 1 10–11 mol/L
5. Uma alíquota de água do mar tem pH = 8. Calcule a 
concentração de íons hidroxila presente nessa amostra 
e indique se a solução é ácida, neutra ou básica.
pH = 8 ∴ solução básica
pH + pOH = 14
pOH = 14 – 8
pOH = 6
pOH = –log [OH–] 
6 = –log [OH–]
[OH–] = 10–6 mol/L
6. Calcule o pOH da solução cuja concentração hidroge-
niônica é igual a 8 10–6 mol/L. Classifique-a em meio 
ácido, neutro ou básico.
 (Dado: log 2 = 0,3)
[H+] = 8 10–6 mol/L 
pH = –log [H+] 
pH = –(log 8 10–6) 
pH = –(log 8 + log 10–6)
pH = –(log 23 + log 10–6)
pH = –(3 log 2 + log 10–6)
pH = –(3 0,3 – 6)
pH = 5,1 ∴ meio ácido
pH + pOH = 14
pOH = 14 – 5,1
pOH = 8,9 
Comente com os alunos que, 
mesmo sendo uma solução de 
ácido acético (ácida), há íons hi-
droxila provenientes da água. Se 
necessário, relembre-os de que 
toda solução aquosa é formada 
por soluto(s) e solvente (H2O).
7. Sabendo que o ácido nítrico se ioniza completamente, 
determine o pH e o pOH de uma solução de HNO3 comconcentração igual a 0,002 mol/L.
HNO3 → H
+ + NO3
–
0,002 mol/L 0,002 mol/L 0,002 mol/L
[H+] = 0,002 = 2 10–3 mol/L
pH = –log [H+] 
pH = –(log 2 10–3) 
pH = –(log 2 + log 10–3) 
pH = –(0,30 – 3)
pH = 2,7
pH + pOH = 14
pOH = 14 – 2,7
pOH = 11,3 
8. (UFRN) Um estudante determinou as concentrações hi-
drogeniônicas de soluções aquosas de dois produtos, 
conforme o quadro abaixo:
Produto [H3O
+] mol/L
Desinfetante com amônia 1 10–11
Vinagre 1 10–4
a) Se pH = –log [H3O
+], calcule o pH da solução aquo-
sa do desinfetante com amônia e explicite a infor-
mação que esse valor de pH fornece.
pH = –log [H3O
+] 
pH = –(log 1 10–11)
pH = –(log 1 + log 10–11)
pH = –(0 – 11)
pH = 11
Considerando-se 25 ºC, esse valor de pH indica que a 
solução tem caráter básico.
b) Considere o vinagre como uma solução que apre-
senta o equilíbrio representado por:
 CH3COOH(aq) + H2O(ℓ) CH3COO
–
(aq) + H3O
+
(aq)
 Explique como são afetados o equilíbrio e o pH da 
solução aquosa de vinagre quando adicionadas go-
tas de solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH).
Ao adicionar gotas de solução aquosa de hidróxido de sódio 
à solução aquosa de vinagre, há um consumo de íons H3O
+
 
em virtude da neutralização entre as soluções. A diminuição da 
concentração de íons H3O
+ e o consequente aumento do pH 
deslocam o equilíbrio para o sentido da reação direta.
42 Volume 7
9. Por meio das equações de ionização ou de dissociação 
iônica em solução aquosa para os eletrólitos represen-
tados a seguir, escreva as suas constantes de equilíbrio. 
a) H2S
H2S(aq) � 2 H+(aq) + S2–(aq) 
K
H S
H S
a =
⋅+[ ] [ ]
[ ]
2 2
2
−
b) H2CO3
H2CO3(aq) � 2 H+(aq) + CO32–(aq)
K
H CO
H CO
a =
⋅+[ ] [ ]
[ ]
2
3
2
2 3
−
c) H3BO3
H3BO3 � 3 H+ + BO33–
K
H BO
H BO
a =
⋅+[ ] [ ]
[ ]
3
3
3
3 3
−
10. (UFLA – MG) Em um frasco estão contidos 1 000 mL 
de uma solução de um ácido fraco hipotético HA.
a) Escreva a equação de ionização de HA em água e 
indique em que sentido o equilíbrio está deslocado.
b) Dê a expressão que define a constante de ionização 
desse ácido.
c) O que ocorre com o equilíbrio se um sal hipotético 
BA for adicionado à solução?
11. Com os valores das constantes de ionização (Ka) dos 
ácidos, organize-os em ordem decrescente de força. 
 Ácido hipobromoso (HBrO) Ka = 2,0 10
–9
 Ácido hipoiodoso (HIO) Ka = 2,3 10
–11
 Ácido carbônico (H2CO3) Ka = 4,3 10
–7
 Ácido sulfuroso (H2SO3) Ka = 1,5 10
–2
Quanto maior é o valor de Ka, mais forte é o ácido. Portanto, a ordem
decrescente quanto à força é: H2SO3 > H2CO3 > HBrO > HIO.
12. (UFPE) Analisando a tabela a seguir, com valores de 
constantes de basicidade, Kb, a 25 °C para diversas 
bases, podemos afirmar que:
Base Kb
Dimetilamina, (CH3)2NH 5,4 10
–4
Amônia, NH3 1,8 10
–5
Hidróxido de zinco, Zn(OH)2 1,2 10
–9
Piridina, C5H5N 1,8 10
–9
Anilina, C6H5NH2 4,3 10
–10
a) a amônia é uma base mais fraca que o hidróxido de 
zinco.
b) a anilina é a base mais forte.
c) a piridina e a amônia têm a mesma força básica.
X d) a dimetilamina é a base mais forte.
e) a anilina é mais básica que a piridina.
13. (UESPI) Os halogênios pertencem a uma classe de elemen-
tos com acentuada reatividade. Estão presentes na com-
posição química de muitos ácidos como o HF, HCℓ, HBr e 
HI. Considerando os dados mostrados na tabela a seguir:
Equilíbrio de transferência 
de prótons
Constante de 
acidez a 25 °C
HF(aq) + H2O(ℓ) H3O
+
(aq) + F
–
(aq) 3,5 10
–4
HCℓ(aq) + H2O(ℓ) H3O
+
(aq) + Cℓ
–
(aq) ≅ 1,0 10
7
HBr(aq) + H2O(ℓ) H3O
+
(aq) + Br
–
(aq) ≅ 1,0 10
9
HI(aq) + H2O(ℓ) H3O
+
(aq) + I
–
(aq) ≅ 3,0 10
9
 é correto afirmar que
a) o ácido com maior capacidade de liberar H3O
+ é o HBr.
b) o ácido clorídrico, ao sofrer ionização, apresenta 
mais espécies não ionizadas.
c) a ordem de acidez crescente é: HCℓ < HBr < HI < HF.
d) o ácido iodídrico é mais fraco que o ácido bromídrico.
X e) o ácido fluorídrico é o ácido mais fraco.
14. Determine a constante de ionização de um monoácido 
HA, de concentração 0,2 mol/L, sabendo que esse áci-
do apresenta grau de ionização 0,2%.
Ka = α
2 ⋅ [ ]
Ka = (2 ⋅ 10
–3)2 0,2
Ka = 8 ⋅ 10
–7
Sugestão de atividades: questões de 1 a 16 da seção Hora de 
estudo.
Química 43
Hidrólise salina
Em geral, quando os sais se dissolvem em água, dissociam-se completamente em íons. Muitos desses íons são 
capazes de reagir com o solvente e, como consequência, determinar o comportamento ácido ou alcalino da solução 
aquosa do sal. A interação entre os íons provenientes do sal com a água é denominada hidrólise salina. 
Como os sais, originalmente, são formados por reações ácido-base, considera-se que a hidrólise de um sal é um 
processo inverso ao da neutralização.
Sal + H2O 
Hidrólise
Neutralização
 Ácido + Base
A hidrólise é uma reação de equilíbrio que ocorre em pequena extensão entre a água e os cátions e/ou ânions 
provenientes da dissociação de um sal. Assim, para prever o comportamento de um sal hidrolisado, é imprescindível 
conhecer a força dos principais ácidos e bases. 
Em Funções Inorgânicas, estudou-se que:
De maneira simplificada, é possível verificar a força de um ácido inorgânico por meio de regras práticas. 
• Entre os hidrácidos, são considerados fortes os ácidos: clorídrico (HCℓ), bromídrico (HBr) e iodídrico (HI). O 
ácido fluorídrico (HF) é moderado, e os demais, fracos.
• Para os oxiácidos, a força pode ser prevista pela diferença entre o número de oxigênios presentes na 
fórmula (y) e o número de hidrogênios ionizáveis (x). Entretanto, é importante lembrar que nem sempre o 
número de hidrogênios indicados na fórmula do respectivo ácido corresponde ao número de hidrogênios 
ionizáveis. Em geral, considera-se que: 
HxEOy
y – x = 3 ou 2 ∴ forte 
Exemplos: HBrO4, H2SO4, HCℓO3 e HCℓO4
y – x = 1 ∴ moderado
Exemplos: H3PO4, H2SO3, HNO2 e HCℓO2
y – x = 0 ∴ fraco
Exemplos: H3BO3 e HCℓO
Essa regra é baseada em observações experimentais e funciona para a maioria dos casos, exceção ao ácido car-
bônico (H2CO3), que não é moderado. Por ser instável, esse ácido se decompõe em gás carbônico e água. Como a 
decomposição ocorre mais facilmente que a ionização, esse ácido é considerado fraco. 
A força de uma base está relacionada ao seu grau de dissociação. Simplificadamente: 
• Bases fortes – bases de metais alcalinos (grupo 1) e as de alguns metais alcalinoterrosos (grupo 2), como 
Ca(OH)2, Sr(OH)2 e Ba(OH)2. 
• Bases fracas – bases dos metais de transição (grupos 3 a 12), dos metais dos grupos 13, 14 e 15 e de 
alguns alcalinoterrosos (grupo 2), como o Mg(OH)2 e o hidróxido de amônio.
44 Volume 7
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G
em
en
ac
om
Empresas que comercializam água mineral precisam inserir no rótulo infor-
mações a respeito das propriedades físico-químicas do produto, destacando 
sua composição química predominante. Essa composição costuma ser bastan-
te variada, pois as águas são obtidas de diferentes fontes, filtradas por diversifi-
cados tipos de rochas e sujeitas a diferentes logísticas de envase, controles de 
qualidade e de distribuição. Esse somatório de fatores influencia diretamente 
no pH da água, que pode apresentar valores ácidos ou alcalinos. A presença 
de bicarbonatos e carbonatos na água, por exemplo, pode determinar sua al-
calinidade, enquanto o gás carbônico pode ser responsável por valores ácidos 
de pH. 
A interação entre um dos íons provenientes do sal e as moléculas de água faz com que as propriedades da solução 
salina sejam indicadas pelo comportamento do seu cátion e/ou ânion constituinte. Com isso, o pH de uma solução 
aquosa de um sal pode ser previsto qualitativamente considerando-se os íons dos quais o sal é composto. 
ConexõesConexões
De acordo com essa interação, os sais podem ser agrupados da seguinte maneira. 
 • Sal derivado de ácido forte e base fraca
Ao se dissolver o brometo de amônio na água, por exemplo, seus íons se dissociam do retículo cristalino, conformea equação: 
NH4Br(s) H2O(ℓ) NH4
+
(aq) + Br
–
(aq)
Porém, deve-se considerar a presença de íons H+ e OH– provenientes da autoionização da água. 
H2O(ℓ) H
+
(aq) + OH
–
(aq)
A água, ao interagir com os íons liberados na dissociação do sal, forma um ácido e uma base, conforme a seguinte 
hidrólise: 
NH4Br(aq) + H2O(ℓ) NH4OH(aq) + H
+
(aq) + Br
–
(aq)
O ácido bromídrico, por ser forte, se mantém ionizado. E o hidróxido de amônio, base fraca, prevalece na forma 
associada. Com isso, a solução formada apresenta maior concentração de íons H+ do que íons OH–, ou seja, seu caráter 
é ácido (pH < 7). Esses fatos comprovam que ocorre a hidrólise do cátion derivado da base fraca. A equação iônica do 
processo representa melhor a reação com a água, justificando a acidez da solução. 
NH4
+
(aq) + Br
–
(aq) + H2O(ℓ) NH4OH(aq) + H
+
(aq) + Br
–
(aq)
NH4
+
(aq) + H2O(ℓ) H
+
(aq) + NH4OH(aq)
5 Considerações para a representação dos compostos na equação iônica da hidrólise. 
Química 45
 • Sal derivado de ácido fraco e base forte
Para esse caso, considere a dissolução do cianeto de sódio na água, conforme a equação: 
NaCN(s) H2O(ℓ) Na
+
(aq) + CN
–
(aq)
A presença de íons H+ e OH–, provenientes da autoionização da água, produz, com os íons liberados do retículo 
cristalino, um ácido e uma base. 
H2O(ℓ) H
+
(aq) + OH
–
(aq)
NaCN(aq) + H2O(ℓ) Na
+
(aq) + OH
–
(aq) + HCN(aq)
Nessa hidrólise, o ácido cianídrico, fraco, se mantém na forma molecular. E o hidróxido de sódio, base forte, se disso-
cia. Por apresentar concentração de íons OH– maior que a concentração de íons H+, a solução tem caráter básico (pH > 7). 
Para melhor representar a hidrólise do ânion derivado do ácido fraco, tem-se a seguinte equação iônica, que jus-
tifica a alcalinidade da solução. 
Na+(aq) + CN
–
(aq) + H2O(ℓ) Na
+
(aq) + OH
–
(aq) + HCN(aq)
CN–(aq) + H2O(ℓ) OH
–
(aq) + HCN(aq)
 • Sal derivado de ácido fraco e base fraca
A dissolução do cianeto de amônio na água exemplifica essa situação. 
NH4CN(s) H2O(ℓ) NH4
+
(aq) + CN
–
(aq)
H2O(ℓ) H
+
(aq) + OH
–
(aq)
A análise da solução aquosa de cianeto de amônio indica a presença de um ânion e de um cátion, ambos capazes 
de reagir com a água. 
NH4CN(aq) + H2O(ℓ) NH4OH(aq) + HCN(aq)
Dessa maneira, pode-se dizer que a interação entre os íons existentes na solução e nas moléculas da água ocorre 
pela hidrólise do cátion e do ânion, derivados do ácido e da base, ambos fracos. 
NH4
+
(aq) + CN(aq) + H2O(ℓ) NH4OH(aq) + HCN(aq)
Kb = 1,8 10
–5 Ka = 4,9 10
–10
Para definir, nesse tipo de hidrólise, o caráter da solução, é necessário comparar as constantes de ionização do ácido 
(Ka) e da base (Kb). No exemplo, como a constante da base é maior que a constante do ácido, a solução é básica.
 • Sal derivado de ácido forte e base forte
Para sais de ácido e base, ambos fortes, os íons se encontram cercados pelas moléculas de água em um processo 
chamado de solvatação. 
Dissociação do sal: NaBr(s) H2O(ℓ) Na
+
(aq) + Br
–
(aq) Autoionização da água: H2O(ℓ) H
+
(aq) + OH
–
(aq)
Os íons Na+(aq) e OH
–
(aq)
 praticamente não se associam, pois o hidróxido de sódio é uma base forte. Da mesma 
forma, os íons H+(aq) e Br
–
(aq) não se agregam, pois o ácido bromídrico é forte. 
Em razão disso, não ocorre hidrólise significativa nem do cátion nem do ânion, e o meio permanece neutro (pH = 7).
NaBr(aq) + H2O(ℓ) Na
+
(aq) + OH
–
(aq) + H
+
(aq) + Br
–
(aq)
Na+(aq) + Br
–
(aq) + H2O(ℓ) Na
+
(aq) + OH
–
(aq) + H
+
(aq) + Br
–
(aq)
H2O(ℓ) H
+
(aq) + OH
–
(aq)
Como as concentrações de H+ e de OH– são iguais entre si, confirma-se que a solução é neutra.
46 Volume 7
Organize as ideias
A reação dos íons de um sal com a água resulta em uma variação de pH que caracteriza a solução. Com base nos 
diferentes tipos de interação que podem ou não resultar em uma hidrólise salina, complete o esquema a seguir: 
Sal derivado de Equação iônica genérica simplificada
Classificação da solução e 
seu pH
ânion de ácido forte
+
cátion de base fraca 
C+(aq) + H2O(ℓ) � C(OH)(aq) + H+(aq)
solução ácida 
pH < 7
ânion de ácido fraco 
+
cátion de base forte
A–(aq) + H2O(ℓ) � HA(aq) + OH–(aq)
solução básica 
pH > 7
ânion de ácido fraco
+
cátion de base fraca
C+(aq) + A
–
(aq) + H2O(ℓ) HA(aq) + C(OH)(aq)
depende: 
solução básica (pH > 7) 
se Kb > Ka
solução ácida (pH < 7) 
se Ka > Kb
ânion de ácido forte 
+
cátion de base forte 
não ocorre hidrólise
solução neutra 
pH = 7
Sistema-tampão
Em quase todos os processos biológicos, em medicamentos e em muitos processos químicos, é importante que o 
pH não desvie muito de determinado valor, mantendo-se praticamente constante. 
Um sistema (em geral, solução) com a propriedade de manter o pH prati-
camente constante mesmo quando é adicionado a ele um ácido ou uma 
base forte é chamado de tampão.
Muitas das reações que ocorrem nos seres vivos são extremamente sensíveis ao pH. Por essa razão, o corpo humano 
mantém um considerável e complexo sistema de tampões. 
Química 47
ConexõesConexões
O plasma sanguíneo, parte aquosa do sangue, é considerado um dos exemplos mais notáveis da importância 
dos tampões nos seres vivos. Ligeiramente básico, apresenta um pH normal entre 7,35 a 7,45. Assim, qualquer alte-
ração nessa faixa pode ocasionar efeitos que rompem significativamente a estabilidade das membranas das células, 
estruturas das proteínas e das atividades enzimáticas. Uma diminuição do pH, chamada de acidose, ou um aumento, 
denominado alcalose, pode causar sérios problemas. Se o pH cair abaixo de 6,8 ou subir acima de 7,8 pode ser fatal. 
©
Sh
u
tt
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st
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k/
Fo
to
sr
52
 O sangue é um sistema-tampão cujo 
pH é mantido entre 7,35 e 7,45. 
Para que não ocorram variações bruscas de pH no sistema sanguíneo, há tampões que permitem o controle do pH 
do sangue quando são adicionadas a ele pequenas quantidades de ácido ou base fortes. A resistência às variações no 
pH acontecem porque o sangue contém tanto espécies ácidas que são capazes de neutralizar os íons OH–, quando 
adicionados, quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+. 
Os tampões são geralmente formados por um ácido ou uma base fraca e o sal correspondente. 
 • Tampão ácido – ácido fraco e o sal do ácido
Exemplo: ácido carbônico (H2CO3)/hidrogenocarbonato (HCO3
–)
 • Tampão básico – base fraca e o sal da base 
Exemplo: hidróxido de amônio (NH4OH)/íon amônio (NH4
+)
Para compreender o funcionamento de um sistema-tampão, considere as equações genéricas que representam 
uma solução formada por um ácido fraco (HA) e o sal desse ácido (CA). 
HA(aq) H
+
(aq) + A
–
(aq)
CA(aq) → C
+
(aq) + A
–
(aq)
Ao adicionar a esse tampão uma base forte, o íon OH–, proveniente dessa base, consome o íon H+ do equilíbrio. Isso 
faz com que o ácido não ionizado se ionize para repor o H+ consumido e evitar grandes variações de pH. 
Ao contrário, ao adicionar um ácido forte, a concentração de íon H+ aumenta. Dessa maneira, o H+, proveniente do 
ácido que foi acrescentado, consome o íon A– do sal, originando o ácido não ionizado para evitar grandes variações 
de pH. 
Esse exemplo corresponde a um dos tampões do siste-
ma sanguíneo.
48 Volume 7
Experimento
Demonstração do efeito tampão de comprimidos efervescentes com extrato de repolho roxo 
 Soluções 
contendo 
extrato de 
repolho roxo 
funcionando 
como 
indicadores 
de pH.
D
iv
o.
 2
01
1.
 D
ig
ita
l.
[...] O pH do suco gástrico situa-se normalmente na faixa de 1,0 a 3,0. É comum, entretanto, esse suco tornar-
-se mais ácido que o normal, causando a chamada azia e prejudicando a digestão. Quando isso acontece, faz-se 
uso de comprimidos antiácidos, que têm como função elevar o pH até a faixa da normalidade. Por que não se 
pode usar bases como a soda cáustica (NaOH) para elevar o pH do estômago? Que diferençahá entre as proprie-
dades de um comprimido efervescente e as propriedades da soda cáustica? Estas questões serão investigadas 
neste experimento.
Materiais 
2 béqueres de 50 mL
3 tubos de ensaio
estante para tubos de ensaio
2 conta-gotas
Reagentes
1 comprimido antiácido efervescente
água destilada
10 mL de extrato de repolho roxo
100 mL de solução de ácido clorídrico, 0,1 mol/L
100 mL de solução de hidróxido de sódio, 0,1 mol/L
Procedimentos
 • Coloque, até 3 cm de altura em um dos tubos de ensaio, ácido clorídrico; em outro, água destilada e, no 
último, solução de hidróxido de sódio.
 • Adicione a cada um 5 gotas do extrato de repolho roxo. Registre a coloração adquirida pela solução de cada tubo.
 • Coloque, em um tubo de ensaio, ácido clorídrico, algumas gotas de extrato de repolho e vá adicionando 
solução de hidróxido de sódio.
 • Coloque nos béqueres 50 mL de água. Em um deles, acrescente o comprimido efervescente. Coloque 20 
gotas de extrato de repolho em cada béquer.
 • Adicione às duas soluções 10 gotas de solução de hidróxido de sódio. Agite e registre suas observações.
 • Acrescente à solução que contém o comprimido efervescente mais gotas de solução de hidróxido de sódio. 
Vá agitando e contando o número de gotas até observar mudança.
Questões propostas
a) A variação de pH da solução inicial de ácido clorídrico é mais brusca quando se acrescenta solução de NaOH 
ou de comprimido efervescente?
b) Por que a ingestão de excesso de antiácidos também pode trazer consequências altamente indesejáveis para 
o organismo?
Gabaritos.6
LIMA, Viviani Alves de et al. Demonstração do efeito tampão de comprimidos efervescentes com extrato de repolho roxo. Química Nova na 
Escola, São Paulo, SBQ, n. 1, maio 1995.
Química 49
Atividades
1. Para os sais indicados a seguir, escreva, se houver, as 
equações de hidrólise e indique o caráter da solução.
a) NH4Cℓ
NH4Cℓ(aq) + H2O(ℓ) � NH4OH(aq) + H+(aq) + Cℓ–(aq)
NH4
+
(aq) + Cℓ
–
(aq) + H2O(ℓ) � NH4OH(aq) + H+(aq) + Cℓ–(aq)
NH4
+
(aq)
 + H2O(ℓ) � NH4OH(aq) + H+(aq) ∴ caráter ácido
b) NaHCO3
NaHCO3(aq) + H2O(ℓ) � NaOH(aq) + H2CO3(aq)
Na+(aq) + HCO3
–
(aq) + H2O(ℓ) � Na+(aq) + OH–(aq) + H2CO3(aq)
HCO3
–
(aq) + H2O(ℓ) � OH–(aq) + H2CO3(aq) ∴ caráter básico
c) K2SO4
Não ocorre hidrólise.
2. Com base na força do ácido e da base que deriva o sal 
correspondente, indique o seu caráter. 
a) NaCℓ
NaOH (base forte) + HCℓ (ácido forte) ∴ caráter neutro
b) Aℓ2(SO4)3
Aℓ(OH)3 (base fraca) + H2SO4 (ácido forte) ∴ caráter ácido
c) FeBr2
Fe(OH)2 (base fraca) + HBr (ácido forte) ∴ caráter ácido
d) KNO3
KOH (base forte) + HNO3 (ácido forte) ∴ caráter neutro
e) NaCℓO
NaOH (base forte) + HCℓO (ácido fraco) ∴ caráter básico
3. Na ausência de gás carbônico (CO2) dissolvido, a basi-
cidade de algumas águas minerais pode ser atribuída a 
sais como o carbonato de sódio (Na2CO3) e o carbonato 
de bário (BaCO3), presentes em sua composição. Jus-
tifique essa característica escrevendo as equações de 
hidrólise desses sais.
Na2CO3 + 2 H2O 
� 2 NaOH + H2CO3
2 Na+ + CO3
2– + 2 H2O 
� 2 Na+ + 2 OH– + H2CO3
CO3
2– + 2 H2O 
� H2CO3 + 2 OH– ∴ caráter básico
BaCO3 + 2 H2O 
� Ba(OH)2 + H2CO3
Ba2+ + CO3
2– + 2 H2O 
� Ba2+ + 2 OH– + H2CO3
CO3
2– + 2 H2O 
� H2CO3 + 2 OH– ∴ caráter básico 
4. (UFRN) Antônio presta serviços de manutenção em pis-
cinas, aproveitando os conhecimentos adquiridos no En-
sino Médio. No processo de cloração da água, ele utiliza 
hipoclorito de sódio (NaCℓO), um sal originário de base 
forte e ácido fraco. Ao dissolver certa quantidade dessa 
substância na água de uma piscina, o valor do pH:
a) diminui, pela acidificação da solução;
b) aumenta, pela ionização do sal;
X c) aumenta, pela hidrólise do sal;
d) diminui, pela neutralização da solução.
5. (UEMA) Os sais têm sido de grande utilidade na corre-
ção do pH de solos. Culturas como arroz e milho neces-
sitam de solos básicos, o que não é comum no Brasil. 
Sais como o bicarbonato de sódio (NaHCO3), cloreto 
férrico (FeCℓ3) e nitrato de potássio (KNO3), apesar de 
pertencerem à mesma função química, apresentam 
reações de hidrólise diferentes, o que os classifica, 
respectivamente, em sais de reações:
X a) básica; ácida; neutra.
b) ácida; básica; neutra.
c) neutra; ácida; básica.
d) básica; neutra; ácida.
e) ácida; neutra; básica.
7 Gabaritos. 
50 Volume 7
6. (UFMG) A cor das hortênsias depende da acidez do 
solo. A cor azul predomina em pH menor que 5,5 e a 
cor rosa, em pH maior que 6,5. Três vasos, contendo o 
mesmo tipo de solo com pH igual a 7,5, foram tratados 
para o cultivo de hortênsias, da seguinte forma:
 Vaso I – adição de CaCO3 (sal de comportamento bási-
co em meio aquoso)
 Vaso II – adição de Aℓ2(SO4)3 (sal de comportamento 
ácido em meio aquoso)
 Vaso III – adição de KNO3 (sal de comportamento neu-
tro em meio aquoso)
 Assim sendo, é correto afirmar que a predominância da 
cor azul pode ocorrer:
a) apenas nos vasos I e III;
b) apenas nos vasos II e III;
X c) apenas no vaso II;
d) apenas no vaso I.
7. (UFSCAR – SP) Em um laboratório químico, um aluno 
identificou três recipientes com as letras A, B e C. 
Utilizando água destilada (pH = 7), o aluno dissolveu 
quantidades suficientes para obtenção de soluções 
aquosas 0,1 mol/L de cloreto de sódio, NaCℓ, acetato 
de sódio, CH3COONa, e cloreto de amônio, NH4Cℓ, 
nos recipientes A, B e C, respectivamente. Após a 
dissolução, o aluno mediu o pH das soluções dos re-
cipientes A, B, C. Os valores corretos obtidos foram, 
respectivamente,
X a) = 7, > 7 e < 7
b) = 7, < 7 e > 7
c) > 7, > 7 e > 7
d) < 7, < 7 e < 7
e) = 7, = 7 e < 7
8. (UFSCAR – SP) Em um experimento de laboratório, um alu-
no adicionou algumas gotas do indicador azul de bromoti-
mol em três soluções aquosas incolores: A, B e C. A faixa de 
pH de viragem desse indicador é de 6,0 a 7,6, sendo que 
o mesmo apresenta cor amarela em meio ácido e cor azul 
em meio básico. As soluções A e C ficaram com coloração 
azul e a solução B ficou com coloração amarela. As solu-
ções A, B e C foram preparadas, respectivamente, com:
X a) NaHCO3, NH4Cℓ e NaCℓO;
b) NH4Cℓ, HCℓ e NaOH;
c) NaHCO3, HCℓ e NH4Cℓ;
d) NaOH, NaHCO3 e NH4Cℓ;
e) NaCℓO, NaHCO3 e NaOH.
9. (UNIFESP) O metabolismo humano utiliza diversos 
tampões. No plasma sanguíneo, o principal deles é o 
equilíbrio entre ácido carbônico e íon bicarbonato, re-
presentado na equação:
 CO2(g) + H2O(ℓ) H2CO3(aq) H
+
(aq) + HCO3
–
(aq)
 A razão 
[ ]
[ ]
HCO
H CO
3
2 3
−
 é 
20
1
.
 Considere duas situações:
 I. No indivíduo que se excede na prática de exercí-
cios físicos, ocorre o acúmulo de ácido lático, que 
se difunde rapidamente para o sangue, produzindo 
cansaço e cãibras.
 II. O aumento da quantidade de ar que ventila os pul-
mões é conhecido por hiperventilação, que tem como 
consequência metabólica a hipocapnia, diminuição 
da concentração de gás carbônico no sangue.
a) O que ocorre com a razão 
[ ]
[ ]
HCO
H CO
3
2 3
−
 no plasma 
sanguíneo do indivíduo que se excedeu na prática 
de exercícios físicos? Justifique.
De acordo com a situação I, quando um indivíduo se exce-
de na prática de exercícios físicos, ocorre um acúmulo de 
ácido lático, que se difunde para o sangue, aumentando a 
concentração de íons H+(aq). Esse aumento faz com que o 
equilíbrio seja deslocado no sentido da reação inversa, pro-
duzindo H2CO3(aq) e consumindo HCO3
–
(aq). Com isso, a razão
[ ]
[ ]
HCO
H CO
3
2 3
 no plasma diminui.
b) O que ocorre com o pH do sangue do indivíduo que 
apresenta hipocapnia? Justifique.
Hipocapnia é a diminuição da concentração de gás carbônico
no sangue. Portanto, um indivíduo submetido a essa altera-
ção apresenta uma perturbação no sistema-tampão do plasma
sanguíneo. Como a concentração de gás carbônico diminui,
o equilíbrio é deslocado no sentido da reação inversa, con-
sumindo o íon H+(aq). Dessa forma, o meio se torna menos 
ácido, ou seja, o pHaumenta.
Sugestão de atividades: questões de 17 a 21 da seção Hora 
de estudo.
Química 51
Produto de solubilidade
ConexõesConexões
Justiça condena 2 por mortes por Celobar
O chefe da divisão química do laboratório Enila, [...], foi 
condenado pela Justiça do Rio a 22 anos de prisão pela con-
taminação do medicamento Celobar, que causou a morte de 
pelo menos nove pessoas em 2003 – uma no Rio de Janeiro e 
oito em Goiás.
O diretor-presidente do laboratório Enila, [...], também foi 
condenado – a 20 anos de prisão. Eles podem recorrer da 
sentença em liberdade.
A decisão é do juiz [...] da 38ª Vara Criminal do Rio, em 
ação movida pelo Ministério Público.
Substâncias nocivas
O Celobar era usado para permitir o contraste durante 
exames de raio-X. Para baratear a produção do medicamento, 
o laboratório usou substâncias nocivas à saúde humana.
No lugar de adicionar sulfato de bário, o princípio ativo 
correto do medicamento, o laboratório usou carbonato de bá-
rio, usado em veneno para ratos.
Laudo da Fundação Oswaldo Cruz detectou a presença de 14% de carbonato de bário em 100 g, sendo 
que o limite máximo permitido é de 0,001%.
Em 16 de abril de 2003, o laboratório iniciou a venda de um lote contaminado [...], que foi distribuído 
em nove Estados e no Distrito Federal. Após as primeiras mortes, o Enila foi interditado pela Anvisa (Agên-
cia Nacional de Vigilância Sanitária) e faliu.
A maior quantidade de frascos foi para Goiás, onde ocorreu a maioria das mortes. [...] 
Além das ações criminais, também tramitam na Justiça processos em que as famílias das vítimas pedem 
indenizações ao laboratório. [...].
JUSTIÇA condena 2 por mortes por Celobar. Folha de S. Paulo. Cotidiano. Disponível em: <http://www1.folha.uol.com.br/folha/cotidiano/
ult95u496291.shtml>. Acesso em: 25 maio 2015. 
La
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A
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oc
ia
te
s
A suspensão é um tipo de disper-
são em que há uma heterogenei-
dade de aglomerados de átomos, 
íons ou moléculas que podem ser 
visivelmente observados a olho nu 
ou com o auxílio de instrumentos 
ópticos simples. 
De acordo com o texto, um erro em uma indústria farmacêutica pode provo-
car a intoxicação em dezenas de pessoas e até ser fatal. O laboratório em ques-
tão, ao contrário do que vinha fazendo rotineiramente, no lugar de comprar 
sulfato de bário para preparar a suspensão, decidiu por sintetizá-lo a partir de 
carbonato de bário e ácido sulfúrico. Pela análise feita no produto final, a rea-
ção do ácido com o carbonato não foi completa e, no lote do medicamento 
Celobar®, havia carbonato de bário (BaCO3). Apesar de pouco solúvel em água, esse 
sal reage com o ácido clorídrico presente no estômago (o que não acontece com 
o BaSO4), formando um sal solúvel, o cloreto de bário (BaCℓ2). Ao se dissolver, o sal 
solúvel se dissocia e libera íons bário para o organismo, provocando a intoxicação.
8 Refletindo sobre o caso Celobar®. 
52 Volume 7
9 Produção da suspensão de sulfato de bário para que não ocorra a absorção de íons bário pelo organismo.
O sulfato de bário (BaSO4), normalmente administrado via oral em suspensão aquosa, é bastante utilizado como 
agente de contraste para imagens clínicas por ser opaco aos raios X e, também, para outros procedimentos de diag-
nósticos, como tomografia e ressonância magnética.
Apesar de ser constituído por um metal de íon tóxico (Ba2+), sua ingestão é inofensiva, pois a baixa solubilidade do 
sal, apenas 1 10–5 mol/L, faz com que não seja absorvido pelo organismo. Sem dissolução, praticamente não há dis-
sociação do sal e, como os íons bário não são liberados para serem absorvidos, o paciente é protegido de seus efeitos 
nocivos.
Processos envolvendo a dissolução e a precipitação de sais ou bases pouco solúveis correspondem a equilíbrios 
heterogêneos em que as espécies estão em fases diferentes. 
Corpo de fundo(s) 
dissolução do corpo de fundo
precipitação do corpo de fundo
 y Cátionx+(aq) + x Ânion
y–
(aq)
Para uma abordagem quantitativa sobre quanto do sal ou da base tende a se dissolver, utiliza-se a constante do 
produto de solubilidade (Kps). 
Matematicamente, o Kps é o produto das concentrações, em mol/L, dos 
íons existentes em uma solução saturada, cada um elevado à potência que 
corresponde ao respectivo coeficiente estequiométrico obtido pela equação 
química balanceada. 
Kps = [Cátion
x+]y [Âniony–]x
Entretanto, quando se tem uma solução saturada com corpo de 
fundo, existe um equilíbrio dinâmico entre os íons positivo (cátion) 
e negativo (ânion) presentes na solução e o sólido depositado no 
fundo do recipiente. 
O equilíbrio heterogêneo da solução aquosa saturada de sulfato 
de bário (BaSO4) com o soluto não dissolvido é representado da se-
guinte maneira: 
BaSO4(s) Ba
2+
(aq) + SO4
2–
(aq)
soluto iônico solução saturada
Assim, a constante do produto de solubilidade é:
Kps = [Ba
2+] [SO4
2–]
Solubilidade e Kps
Em princípio, é possível utilizar o valor de Kps para calcular a solubilidade sob uma variedade de condições e vice-
-versa. Porém, para determinar esses cálculos, é importante distinguir, cuidadosamente, a solubilidade do produto de 
solubilidade. 
A solubilidade é a propriedade que as substâncias têm de se dissolverem espontaneamente em outra substân-
cia, o solvente. É definida como a máxima quantidade de soluto que pode ser dissolvida em certa quantidade de 
solvente e em determinadas condições de temperatura e pressão. 
10 Regras para a expressão da constan-
te do produto de solubilidade (Kps).
A solução saturada é obtida quando o so-
luto atinge, a determinada pressão e tempe-
ratura, a solubilidade. 
 Solução 
saturada em 
equilíbrio 
com o corpo 
de fundo
Química 53
O produto de solubilidade corresponde à constante de equilíbrio relacionada entre um sólido iônico e sua 
solução saturada. 
A tabela contém os valores de Kps para alguns compostos iônicos, determinados experimentalmente a 25 ºC. 
Composto iônico Kps
Hidróxido de alumínio – Aℓ(OH)3 1,0 ⋅ 10
–33
Carbonato de bário – BaCO3 8,1 ⋅ 10
–9
Sulfato de bário – BaSO4 1,1 ⋅ 10
–10
Sulfeto de bismuto – Bi2S3 1,0 ⋅ 10
–97
Carbonato de cálcio – CaCO3 8,7 ⋅ 10
–9
Fluoreto de cálcio – CaF2 4,0 ⋅ 10
–11
Sulfato de cálcio – CaSO4 2,4 ⋅ 10
–5
Cloreto de chumbo II – PbCℓ2 1,6 ⋅ 10
–5
Hidróxido de ferro III – Fe(OH)3 2,0 ⋅ 10
–39
Sulfeto de ferro II – FeS 6,3 ⋅ 10–18
Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2 1,1 ⋅ 10
–11
Cloreto de prata – AgCℓ 1,6 ⋅ 10–10
Hidróxido de prata – AgOH 1,5 ⋅ 10–8
Sulfeto de prata – Ag2S 6,3 ⋅ 10
–51
Sulfeto de zinco – ZnS 1,6 ⋅ 10–24
Fonte: ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2006. p. 584.
A solubilidade é geralmente expressa em gramas de soluto por litro de solução (g/L), mas também pode ser repre-
sentada em função da quantidade de matéria por volume (mol/L). Com o valor do Kps, pode-se calcular a solubilidade 
molar de determinado composto pela expressão matemática dessa constante. Veja alguns exemplos:
A causa principal dos buracos de escoamento de água é a dissolução do calcário (carbonato de cálcio) 
pela água do subsolo. Apesar de CaCO3 ter uma constante de produto de solubilidade relativamente 
baixa, ele é bastante solúvel na presença de ácido.
CaCO3(s) Ca
2+
(aq) + CO3
2–
(aq) Kps = 8,7 10
–9
A água da chuva é naturalmente ácida, com um pH na faixa de 5 a 6, podendo tornar-se ainda mais áci-
da quando em contato com matéria orgânica em decomposição. Uma vez que o íon carbonato é a base con-
jugada do ácido fraco, o íon hidrogenocarbonato (HCO3
–) combina-se rapidamente com o íon hidrogênio. 
CO3
2–
(aq) + H
+
(aq) → HCO3
–
(aq)
O consumo de íon carbonato desloca o equilíbrio de dissolução para a direita, aumentando assim a 
solubilidade de CaCO3. Isso pode ter consequências profundas nas áreas onde o terreno consiste em leitos 
rochosos de carbonato de cálcio porosocoberto por uma camada relativamente fina de argila e/ou solo ará-
vel. À proporção que a água ácida infiltra-se e gradualmente dissolve o calcário, ela cria lacunas no subsolo.
BROWN, Theodore et al. Química: a ciência central. Tradução de Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. p. 633. 
Quanto menor o va- 
lor de Kps, conside-
rando que os íons 
presentes nas solu-
ções estão na mes-
ma proporção e na 
mesma temperatura, 
menos solúvel será o 
composto iônico.
54 Volume 7
Com base nas informações, determine a solubilidade (mol/L) do carbonato de cálcio na temperatura de 25 ºC.
Resolução: 
CaCO3(s) Ca
2+
(aq) + CO3
2–
(aq)
Kps = [Ca
2+] [CO3
2–] 
8,7 10–9 = [Ca2+] [CO3
2–] 
8,7 10–9 = x x 
x2 = 87 10–10
x ≅ 9,3 10–5 mol/L = [CaCO3]
O cálculo renal, conhecido popularmente como “pedra nos rins”, é um problema que atinge em média 5% da 
população mundial, sendo a maior incidência em homens. É formado quando o excesso de algum componente da urina 
é agregado na forma de cristais. O fosfato de cálcio, um dos principais componentes da urina, quando excretado, apre-
senta concentração média de íons Ca2+(aq) igual a 2 10
–3 mol L–1. Determine a concentração de íons PO4
3–
(aq) que 
inicia a precipitação de (Ca3(PO4)2(s)).
Dados: Kps= 1 10
–25 e 0 125, = 0,354
Resolução:
Ca3(PO4)2(s) 3 Ca
2+
(aq) + 2 PO4
3–
(aq)
Kps = [Ca
2+]3 [PO4
3–]2
1 10–25 = (2 10–3)3 [PO4
3–]2
[ ]
[ ] ,
[ ] ,
PO
PO
PO
4
3 2
25
9
4
3 2 16
4
3
1 10
8 10
0 125 10
0 125 10
−
−
−
− −
−
=
⋅
⋅
= ⋅
= ⋅ −−
− −
162
4
3 80 354 10[ ] , /PO mol L= ⋅
Com a solubilidade molar de um sal ou de uma base pouco solúvel, é possível determinar o Kps. Observe os exemplos: 
O brometo de prata (AgBr) é um sal amplamente utilizado no campo da fotografia, em razão da sua sensibilidade à 
luz e da baixa solubilidade em água. Sabendo que a solubilidade desse sal em água, a 25 ºC, é 8,8 10–7 mol/L, deter-
mine o valor do seu produto de solubilidade (Kps). 
Resolução:
AgBr(s) Ag
+
(aq) + Br
–
(aq)
8,8 10–7 mol/L 8,8 10–7 mol/L 8,8 10–7 mol/L
Kps = [H
+] [Br–]
Kps = (8,8 10
–7) (8,8 10–7)
Kps = 7,7 10
–13
O hidróxido de magnésio – Mg(OH)2 – é o principal componente do leite de
 magnésia, utilizado como antiácido 
estomacal e laxante. No rótulo desse medicamento, encontra-se a indicação “agite antes de usar”, pois se trata de uma 
base pouco solúvel, formando assim uma suspensão. Determine o valor da constante de solubilidade para essa base, 
considerando que sua solubilidade em água, a 25 ºC, é igual a 10–4 mol/L. 
Resolução:
Mg(OH)2(s) Mg
2+
(aq) + 2 OH
–
(aq)
10–4 mol/L 10–4 mol/L 2 10–4 mol/L
Kps = [Mg
2+] [OH–]2
Kps = 10
–4 (2 10–4)2
Kps = 4 10
–12
Química 55
Atividades
1. Por meio das equações corretamente balanceadas dos 
compostos iônicos apresentados, escreva a expressão 
da constante do produto de solubilidade. 
a) Ag2S
 
Ag2S(s) � 2 Ag+(aq) + S2–(aq)
Kps = [Ag
+]2 [S2–]
b) Aℓ(OH)3 
 
Aℓ(OH)3(s) � Aℓ3+(aq) + 3 OH–(aq)
Kps = [Aℓ
3+] [OH–]3
c) CaSO4 
 
CaSO4(s) � Ca2+(aq) + SO42–(aq)
Kps = [Ca
2+] [SO4
2–] 
d) Zn(OH)2 
 
Zn(OH)2(s) � Zn2+(aq) + 2 OH–(aq)
Kps = [Zn
2+] [OH–]2 
e) Pb3(PO4)2 
 
Pb3(PO4)2(s) � 3 Pb2+(aq) + 2 PO43–(aq)
Kps = [Pb
2+]3 [PO4
3–]2
11 Gabaritos.
2. O produto de solubilidade do hidróxido de ferro III 
(Fe(OH)3), a 25 °C, é igual a 2,0 10
–39. Nessa tempe-
ratura, determine a solubilidade dessa base.
 
Fe(OH)3(s) � Fe3+(aq) + 3 OH–(aq)
x x 3 x
Kps = [Fe
3+] [OH–]3
Kps = x (3 x)
3
Kps = 27 x
4
2,0 10–39 = 27 x4
x
x
x
4
39
4 41
11
2 0 10
27
7 4 10
9 27 10
=
⋅
= ⋅
≅ ⋅
,
,
,
−
−
−
3. (UFRGS – RS) Se o produto de solubilidade do cloreto 
de césio é Ks, a solubilidade desse sal será igual a:
a) 
K s
2
X b) K s
c) Ks
2
d) 2 Ks
e) Ks
4. A solubilidade do fluoreto de magnésio MgF2, em de-
terminada temperatura, corresponde a 1,2 10–3 mol/L. 
Determine o produto de solubilidade desse sal nas mes-
mas condições.  
 
MgF2(s) � Mg2+(aq) + 2 F–(aq)
1,2 10–3 mol/L 1,2 10
–3
 mol/L 2 1,2 10
–3 mol/L
Kps = [Mg
2+] [F–]2
Kps = 1,2 10
–3 2,4 10–3 2
Kps = 1,2 10
–3 5,76 10–6
Kps ≅ 6,9 10
–9
56 Volume 7
5. (UEG – GO) 
O diretor-presidente do laboratório Enila 
responsabilizou o químico da empresa [...] e 
confirmou que fez experiências para transfor-
mar o carbonato de bário em sulfato de bário 
– princípio ativo do Celobar. O carbonato é 
usado como veneno de rato e somente quatro 
laboratórios do mundo têm capacidade para 
sintetizá-lo. “A mesma bomba e o mesmo en-
canamento móvel que eram usados para trans-
portar o Celobar do tanque de produção ao en-
vasamento podem ter servido para dispensar o 
sulfato de bário que ele (o químico) obteve do 
carbonato de bário”, explicou o delegado Rena-
to Nunes, titular da Delegacia de Repressão a 
Crimes contra a Saúde Pública (DRCCSP), que 
investiga o caso.
Disponível em: http://www.na.com.br. Acesso em: 10 jun. 2003.
 Sobre o carbonato de bário, contaminante do Celobar, 
faça o que se pede:
a) Escreva a equação balanceada da reação do carbo-
nato de bário, ingerido por alguns pacientes com o 
ácido clorídrico, existente no estômago.
BaCO3(s) + 2 HCℓ(aq) → BaCℓ2(aq) + H2O(ℓ) + CO2(g)
b) Determine a solubilidade molar do carbonato de bá-
rio. A constante do produto de solubilidade, a 25 °C, 
é Kps = 1,6 10
−9.
 
p
BaCO3(s) 
� Ba2+(aq) + CO32–(aq)
x x x
[Ba2+] = [CO3
2–] = x
Kps = [Ba
2+] [CO3
2–]
1,6 10–9 = x x
x2 = 16 10–10
x = 4 10–5 mol/L
6. (UEG – GO) Considere uma solução contendo 1,0 mol L–1, 
dos íons Cℓ– e Br– e não contendo íons Ag+. Nessa solução 
dissolveram-se cristais de AgNO3. Considere que o volume 
da solução permaneceu constante durante a adição do sal 
de prata e, nesse caso, de posse dos valores dos produtos 
de solubilidade dos sais de prata que se formam nesse 
processo, responda:
Sal de prata Kps
AgCℓ 1,6 10–10
AgBr 7,7 10–13
a) Qual sal se precipitará primeiro? Explique.
Precipitará primeiro o sal que tiver o menor valor de solubili-
dade molar. Como os dois sais apresentam a mesma relação 
de cátions e ânions, a solubilidade não precisa ser calculada. 
De acordo com o Kps, o AgBr precipitará antes.
b) Qual a concentração mínima de Ag+ necessária 
para iniciar a precipitação do sal do composto iden-
tificado no item a.
 
Kps = [Ag
+] [Br–]
7,7 10–13 = [Ag+] 1
[Ag+] = 7,7 10–13 mol/L
7. (UFES) A presença de alguns íons metálicos em águas 
de rios, de lagos e de oceanos é bastante prejudicial 
aos seres vivos. Uma das formas de diminuir a con-
centração desses íons no corpo de água é provocar 
a sua reação com sulfeto, formando compostos muito 
pouco solúveis. Adicionando-se uma solução de sulfeto 
de sódio a uma água contendo Hg2+, Ni2+, Zn2+, Cu2+ 
e Pb2+ em concentrações iguais, haverá precipitação, 
em primeiro lugar, de
 Dados: as constantes do produto de solubilidade (Kps)
Composto Kps a 25 ºC
HgS 1,6 10–54
ZnS 1,2 10–23
CuS 9,0 10–37
NiS 7,0 10–16
PbS 2,0 10–29
X a) HgS
b) NiS
c) ZnS
d) CuS
e) PbS
Sugestão de atividades: questões de 22 a 29 da seção Hora de 
estudo.
Química 57
Química em foco
Alcalose e acidose
O sangue humano é uma solução tamponada, ou seja, possui mecanismos que evitam que o seu pH se 
altere muito. Um desses mecanismos ocorre quando o CO2, um produto terminal de nosso metabolismo, 
dissolve-se no sangue e forma o seguinte equilíbrio químico:
CO2 + H2O H2CO3 H
+ + HCO3
–
Desse modo, o pH do sangue arterial é mantido em cerca de 7,4. O pH do sangue venoso é de 7,35, porque 
possui maior concentração de CO2.
Algumas situações podem fazer com que essa concentração se altere, principalmente questões respirató-
rias. Por exemplo, quando uma pessoa tem enfisema pulmonar, pneumonia, bronquite ou asma, ela pode 
passar por momentos em que a respiração é deficiente. Em virtude, então, dessa hipoventilação, a transferên-
cia de CO2 para o exterioré reduzida e a sua concentração aumenta no sangue, diminuindo o pH sanguíneo.
Se o pH do sangue arterial atingir valores menores que 7,4, temos uma situação que se configura como um 
quadro de acidose e alguns sintomas são falta de ar, diminuição ou supressão da respiração e desorientação, 
podendo levar a pessoa ao coma. Se o pH ficar abaixo de 6,8, há risco de morte.
Outras situações que levam à acidose estão ligadas ao uso de drogas, alterações no sistema nervoso central 
e lesões no sistema respiratório.
No entanto, se ocorrer o contrário e a pessoa respirar muito rapidamente, como em casos de histeria, de 
ansiedade, em virtude do uso de drogas, de exercícios físicos excessivos, overdose em razão do uso de aspirina 
e em casos de doenças pulmonares, a concentração de CO2 diminuirá e o pH do sangue aumentará. Nesses 
casos, em que o pH do sangue arterial fica acima de 7,4, temos um caso de alcalose. O risco de morte ocorre 
se o pH atingir valores acima de 7,8.
A alcalose pode acontecer também no caso de alpinistas que atingem altitudes muito elevadas. Nesses 
lugares, a pressão atmosférica é menor e a baixa pressão parcial do oxigênio aumenta a ventilação pulmonar, 
levando à perda excessiva de CO2.
Os principais sintomas da alcalose são respiração ofegante, entorpecimento, rigidez muscular e convulsões.
A alcalose e a acidose não são desencadeadas somente por problemas de natureza respiratória, mas também 
podem surgir em face de anormalidades metabólicas, como aumento da formação de ácidos metabólicos, per-
da excessiva de álcalis, como em diarreias e vômitos intensos, doenças renais e diabetes.
FOGAÇA, Jennifer. Alcalose e acidose. Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/alcalose-acidose.htm>. Acesso em: 25 maio 2015.
 Com o conhecimento sobre o tampão sanguíneo, responda às questões: 
a) A concentração de íons hidrogênio no sangue é regulada por meio do sistema-tampão, conforme representado no 
texto. Explique como ocorre o deslocamento de equilíbrio quando um indivíduo apresenta perda excessiva de CO2. 
b) A situação exposta acima corresponde a uma acidose ou alcalose? Justifique sua resposta pela alteração que 
ocorre com o pH sanguíneo. 
12 Gabaritos.
58 Volume 7
Hora de estudo
1. (UFAL) Um exemplo do impacto humano sobre o meio 
ambiente é o efeito da chuva ácida sobre a biodiversi-
dade. A água da chuva em uma região poluída tem pH 
igual a 3,0. Considere a tabela a seguir: 
Mistura pH
Suco de limão 2,2
Suco de tomate 4,3
Leite 6,8
Leite de magnésia 11
 Com base nessas informações, é correto afirmar que:
a) a chuva é menos ácida que o suco de tomate.
b) a chuva é mais ácida que o suco de limão.
X c) a [H3O
+] na chuva é igual a 0,001 mol/L.
d) a [H3O
+] no suco de limão é menor do que no suco 
de tomate.
e) são considerados misturas básicas o leite e o leite 
de magnésia.
2. (UDESC) O ácido sulfúrico, um componente muito uti-
lizado na indústria química, é fabricado em grandes 
quantidades. Ele é empregado na produção de fertili-
zantes, explosivos, corantes dentre outros materiais. É 
comum avaliar o desenvolvimento industrial de um país 
pelo consumo desse ácido.
 Assinale a alternativa que contém o pH de uma solução 
de ácido sulfúrico 0,005 mol L–1.
a) pH = 1,5
X b) pH = 2,0
c) pH = 3,0
d) pH = 2,3
e) pH = 4,0
3. (UFES) Uma solução de hidróxido de sódio com um pH 
aproximadamente igual a 12 tem concentração em 
mol/L igual a:
X a) 0,01
b) 0,10
c) 0,20
d) 1,00
e) 2,00
4. (FMN – PE) Qual o pH de uma solução de NaOH (hidró-
xido de sódio) 5,0 10–4 M?
 Dados: log 2 = 0,30 e log 5 = 0,70
a) 9,0 b) 11,4 c) 12,3 X d) 10,7 e) 13,8
5. (EMESCAM – ES) A concentração hidrogeniônica em um 
suco de limão é 1,0 10–3 mol/L. Utilizando-se de 100 mL 
desse suco para fazer uma limonada e diluindo-se para 
1,0 L com água, o pH aproximado do refresco será:
a) 1,0 b) 2,0 X c) 4,0 d) 6,0 e) 7,0
6. (UEPG – PR) A determinação qualitativa do pH pode 
ser feita por meio de substâncias denominadas indi-
cadores, que têm a propriedade de indicar a coloração 
de acordo com o meio: ácido ou básico. Com base na 
tabela abaixo, que apresenta alguns indicadores comu-
mente utilizados em laboratório, com suas respectivas 
colorações, assinale o que for correto. 
Indicador
Coloração
Meio ácido Meio básico
Fenolftaleína Incolor Vermelha
Vermelho de metila Vermelha Amarela
Vermelho congo Violeta Vermelho
Verde de bromocresol Amarelo Azul
Alaranjado de metila Vermelho Amarelo
(01) Uma amostra de um efluente aquoso de uma in-
dústria, com [OH–] = 10–10 mol/L, apresenta colo-
ração vermelha em presença de fenolftaleína.
X (02) Uma amostra de clara de ovo cujo pOH é igual a 6 
apresenta coloração azul em presença de verde de 
bromocresol.
X (04) Um sabonete líquido com alto teor alcalino apre-
senta coloração amarela em presença do alaran-
jado de metila.
X (08) Uma amostra de um determinado refrigerante 
incolor cuja concentração de íons [H+] é igual a 
10–4 mol/L apresenta coloração violeta quando em 
presença de vermelho congo.
(16) Uma amostra de água do mar com pH igual a 8 
apresenta coloração vermelha em presença de 
vermelho de metila.
7. (ENEM) A chuva em locais não poluídos é levemente 
ácida. Em locais onde os níveis de poluição são altos, 
os valores do pH da chuva podem ficar abaixo de 5,5, 
recebendo, então, a denominação de “chuva ácida”. 
Este tipo de chuva causa prejuízos nas mais diversas 
áreas: construção civil, agricultura, monumentos histó-
ricos, entre outras. A acidez da chuva está relacionada 
ao pH da seguinte forma: concentração de íons hidro-
13 Gabaritos.
A resolução das questões desta seção deve ser feita no caderno.
Química 59
gênio = 10–pH, sendo que o pH pode assumir valores 
entre 0 e 14.
 Ao realizar o monitoramento do pH da chuva em Cam-
pinas (SP) nos meses de março, abril e maio de 1998, 
um centro de pesquisa coletou 21 amostras, das quais 
quatro têm seus valores mostrados na tabela:
Mês Amostra pH
Março 6a 4
Abril 8a 5
Abril 14a 6
Maio 18a 7
 A análise da fórmula e da tabela permite afirmar que:
 I. da 6.ª para a 14.ª amostra ocorreu um aumento de 
50% na acidez;
 II. a 18.ª amostra é a menos ácida dentre as expostas;
 III. a 8.ª amostra é dez vezes mais ácida que a 14.ª;
 IV. as únicas amostras de chuvas denominadas ácidas 
são a 6.ª e a 8.ª.
 São corretas apenas as afirmativas:
a) I e II;
b) II e IV;
c) I, II e IV;
d) I, III e IV;
X e) II, III e IV.
8. (FUVEST – SP) As figuras a seguir representam, de ma-
neira simplificada, as soluções aquosas de três ácidos, 
HA, HB e HC, de mesmas concentrações. As moléculas 
de água não estão representadas. 
 Considerando essas representações, foram feitas as 
seguintes afirmações sobre os ácidos:
 I. HB é um ácido mais forte do que HA e HC.
 II. Uma solução aquosa de HA deve apresentar maior 
condutibilidade elétrica do que uma solução aquosa 
de mesma concentração de HC.
 III. Uma solução aquosa de HC deve apresentar pH 
maior do que uma solução aquosa de mesma con-
centração de HB.
 Está correto o que se afirma em
a) I, apenas.
b) I e II, apenas.
c) II e III, apenas.
d) I e III, apenas.
X e) I, II e III.
9. (ENEM) O botulismo, intoxicação alimentar que pode 
levar à morte, é causado por toxinas produzidas por 
certas bactérias, cuja reprodução ocorre nas seguintes 
condições: é inibida por pH inferior a 4,5 (meio ácido), 
temperaturas próximas a 100 °C, concentrações de 
sal superiores a 10% e presença de nitritos e nitratos 
como aditivos.
 Levando-se em conta os fatores que favorecem a repro-
dução das bactérias responsáveis pelo botulismo, men-
cionadas no item anterior, conclui-se que as toxinas que 
o causam têm maior chance de ser encontradas:
X a) em conservas com concentração de 2 g de sal em 
100 g de água;
b) nas linguiças fabricadas com nitrito e nitrato de 
sódio;
c) nos alimentos logo após terem sido fervidos;
d) no suco de limão, cujopH varia de 2,5 a 3,6;
e) no charque (carne salgada e seca ao sol).
10. (ACAFE – SC) O Princípio de Le Chatelier estabelece que 
a posição do equilíbrio sempre mudará na direção que 
contrabalance ou minimize a ação de uma força externa 
aplicada ao sistema. Um exemplo típico é o equilíbrio 
entre as formas cor-de-rosa e azul dos íons cobalto.
 [Co(H2O)6]
2+
(aq) + 4 Cℓ
–
(aq) [CoCℓ4]
2+
(aq) + 6 H2O(ℓ)
 Rosa Incolor Azul
 Dado: H = +120 cal mol–1 (reação direta)
 Assinale a alternativa correta que apresenta uma ação 
sobre o sistema que favorece a formação da solução 
de cor rosa. 
a) Adição de cloreto de sódio aquoso. 
b) Aumento da temperatura. 
c) Diminuição da concentração de água.
X d) Diminuição da concentração de íons Cℓ–.
11. (CEFET – PI) Galinhas não transpiram e, no verão, a 
frequência de sua respiração aumenta para resfriar seu 
corpo. A maior eliminação de gás carbônico, através 
da respiração, faz com que as cascas de seus ovos, 
constituídas principalmente de carbonato de cálcio, se 
tornem mais finas. Para entender tal fenômeno, consi-
dere os seguintes equilíbrios químicos:
60 Volume 7
1. Ca+(aq) + CO3
2–
(aq) CaCO3(s)
2. CO3
2–
(aq) + H2O(ℓ) HCO3
–
(aq) + OH
–
(aq) 
3. HCO3
–
(aq) + H2O(ℓ) H2CO3(aq) + OH
–
(aq)
4. H2CO3(aq) CO2(g) + H2O(ℓ)
 para que as cascas dos ovos das galinhas não dimi-
nuam de espessura no verão, as galinhas devem ser 
alimentadas:
a) em atmosfera que contenha apenas gás carbônico.
b) com água que contenha vinagre.
c) com ração com baixo teor de cálcio.
d) com água que contenha sal de cozinha.
X e) com água enriquecida de gás carbônico.
12. (UFRN) Nutricionistas têm afirmado que alimentos ricos 
em ácido oxálico (H2C2O4), como acelga, soja e cacau, 
dificultam a absorção dos íons Ca2+ pelo intestino.
 Considere a informação acima e o equilíbrio a seguir:
 Ca2+(aq) + C2O
2–
4 (aq) CaC2O4(s)
 forma forma
 assimilável não assimilável
 Esse equilíbrio está relacionado com as formas do cál-
cio assimilável pelo intestino humano e com as do não 
assimilável.
 Uma quantidade elevada de alimentos ricos em oxalato 
dificulta a absorção de Ca2+ porque
a) o ácido oxálico reage com os íons C2O4
2–
(aq), deslo-
cando o equilíbrio para os produtos.
b) o ácido oxálico dissolve o CaC2O4(s), deslocando o 
equilíbrio para os reagentes.
X c) o aumento da concentração dos íons oxalato (C2O4
2–
(aq)) 
desloca o equilíbrio, aumentando a quantidade de 
CaC2O4(s).
d) o aumento da concentração de íons (C2O4
2–
(aq)) des-
loca o equilíbrio no sentido de aumentar a quantidade 
de Ca2+(aq).
13. (ENEM) Sabões são sais de ácidos carboxílicos de ca-
deia longa utilizados com a finalidade de facilitar, du-
rante processos de lavagem, a remoção de substâncias 
de baixa solubilidade em água, por exemplo, óleos e 
gorduras. A figura a seguir representa a estrutura de 
uma molécula de sabão. 
 Em solução, os cátions do sabão podem hidrolisar a 
água e, desse modo, formar o ácido carboxílico cor-
respondente. Por exemplo, para o estearato de sódio, é 
estabelecido o seguinte equilíbrio:
 CH3(CH2)16COO
– + H2O CH3(CH2)16COOH + OH
–
 Uma vez que o ácido carboxílico formado é pouco solú-
vel em água e menos eficiente na remoção de gorduras, 
o pH do meio deve ser controlado de maneira a evitar 
que o equilíbrio acima seja deslocado para a direita.
 Com base nas informações do texto, é correto concluir 
que os sabões atuam de maneira
X a) mais eficiente em pH básico.
b) mais eficiente em pH ácido.
c) mais eficiente em pH neutro.
d) eficiente em qualquer faixa de pH.
e) mais eficiente em pH ácido ou neutro.
14. (UDESC) Na água líquida ocorre o processo conhecido 
como autoionização da água (H2O H
+
(aq) + OH
–
(aq)). 
A ionização da água permitiu o cálculo do produto iôni-
co da água (Kw = [H+] [OH–]) e, por consequência, a 
definição de meio neutro, ácido e básico.
 Assinale a alternativa correta, considerando a capaci-
dade de ionização da água.
a) [H+] [OH–] = 1,0 10–7 e pH + pOH = 14
X b) À temperatura de 25 ºC, o valor da constante de 
equilíbrio Kw é de 1,0 10–14
c) Em meio ácido a [H+] < 1,0 10–7 e pH < 7,0
d) Em meio básico a [H+] > 1,0 10–7 e pH > 7,0
e) Em meio neutro [H+] > 1,0 10–7 e pH = 7,0
15. (UESPI) A força de ácidos e bases pode ser estimada pela 
análise das constantes de ionização Ka e Kb, respectiva-
mente. Observando a tabela a seguir (primeira constante 
de ionização a 25 ºC), podemos afirmar que o ácido mais 
fraco e a base mais forte, são respectivamente:
Composto Constante de ionização
HCN Ka = 4,9 10
–10
H2CO3 Ka = 4,6 10
–7
H3CNH2 Kb = 3,9 10
–4
CH3COOH Ka = 1,8 10
–5
H3PO4 Ka = 7,5 10
–3
NH4OH Kb = 2,0 10
–5
61Química
X a) HCN e H3CNH2 
b) H2CO3 e NH4OH 
c) H2CO3 e H3CNH2 
d) CH3COOH e NH4OH 
e) H3PO4 e NH4OH
16. (UEL – PR) Os conservantes químicos de alimentos que 
controlam o crescimento de micro-organismos estão 
relacionados com o pH do meio e a forma não disso-
ciada da molécula do ácido. “Quanto maior a concen-
tração da forma não dissociada, maior a eficiência de 
um conservante.”
 O quadro a seguir mostra três ácidos utilizados como 
conservantes na indústria de alimentos, com suas res-
pectivas constantes de dissociação e as porcentagens 
de ácido não dissociado em diferentes pH.
Ácido
Ka 
(constante de 
dissociação)
% ácido não 
dissociado
pH 7 pH 5 pH 3
propiônico 1,3 10–5 0,70 42,0 99,0
sórbico 1,6 10–5 0,50 30,0 98,0
benzoico 6,3 10–5 0,15 13,0 94,0
 Dados: suco de laranja: pH = 3; suco de tomate: pH 
entre 4 e 5.
 Com base no enunciado e no quadro, considere as 
afirmativas.
 I. A eficiência de um conservante é favorecida quanto 
menores forem o valor de Ka e o pH do meio.
 II. O ácido propiônico é o mais indicado como conser-
vante para o suco de laranja.
 III. O ácido sórbico é o mais indicado como conservante 
para o suco de tomate.
 IV. Os ácidos com 50% das moléculas na forma não 
dissociada encontram-se na faixa de pH neutro.
 Assinale a alternativa correta.
X a) Somente as afirmativas I e II estão corretas.
b) Somente as afirmativas II e III estão corretas.
c) Somente as afirmativas I e IV estão corretas.
d) Somente as afirmativas I, III e IV estão corretas.
e) Somente as afirmativas II, III e IV estão corretas.
17. (CEFET – RJ) A tabela abaixo apresenta compostos, como 
são conhecidos no cotidiano, nomes comuns e valores de 
pH que podem ou não estar corretamente associados. 
Composto Nome comum pH
I Ca(OH)2 soda cáustica > 7
II CaSO4 gesso = 7
III CH3COOH vinagre = 7
IV NH4Cℓ sal amoníaco < 7
V HCℓ ácido muriático < 7
 A alternativa que contém as associações corretas é
a) I – II – III
b) II – III – IV
c) II – III – V
X d) II – IV – V
18. (UNESP – SP) Em uma bancada de laboratório en-
contram-se três tubos de ensaios numerados de I a 
III, contendo volumes iguais de água. Alguns cristais 
de acetato de sódio (A), cloreto de sódio (B) e cloreto 
de amônio (C) são adicionados nos tubos I, II e III, 
respectivamente.
 Ao medir o pH das soluções aquosas resultantes nos 
tubos de ensaio I, II e III, deve-se verificar que:
a) I < 7; II = 7; III > 7. 
b) I < 7; II < 7; III = 7.
X c) I > 7; II = 7; III < 7.
d) I = 7; II = 7; III > 7.
e) I > 7; II < 7; III = 7.
19. (FUVEST – SP) Um botânico observou que uma mesma 
espécie de planta podia gerar flores azuis ou rosadas. 
Decidiu então estudar se a natureza do solo poderia 
influenciar a cor das flores. Para isso, fez alguns expe-
rimentos e anotou as seguintes observações:
 I. Transplantada para um solo cujo pH era 5,6, uma 
planta com flores rosadas passou a gerar flores azuis.
 II. Ao adicionar um pouco de nitrato de sódio ao solo, 
em que estava a planta com flores azuis, a cor das 
flores permaneceu a mesma.
 III. Ao adicionar calcário moído (CaCO3) ao solo, em que 
estava a planta com flores azuis, ela passou a gerar 
flores rosadas.
 Considerando essasobservações, o botânico pôde 
concluir que
X a) em um solo mais ácido do que aquele de pH 5,6, as 
flores da planta seriam azuis.
62 Volume 7
b) a adição de solução diluída de NaCℓ ao solo, de pH 
5,6, faria a planta gerar flores rosadas.
c) a adição de solução diluída de NaHCO3 ao solo, em 
que está a planta com flores rosadas, faria com que 
ela gerasse flores azuis.
d) em um solo de pH 5,0, a planta com flores azuis 
geraria flores rosadas.
e) a adição de solução diluída de Aℓ(NO3)3 ao solo, em 
que está uma planta com flores azuis, faria com que 
ela gerasse flores rosadas.
20. (IFSP) Em estudos ligados à medicina e à biologia é 
muito importante o conceito de solução-tampão, pois 
os fluidos biológicos (animais ou vegetais) são, em ge-
ral, meios aquosos tamponados. Marque quais dentre 
os seguintes pares de substâncias, quando em solução 
aquosa, produzem uma solução-tampão.
a) HCℓ + NaOH
b) NaOH + NaCℓ
c) NaCN + HCℓO
X d) NH4Cℓ + NH4OH
e) CH3COOH + NaCℓ
21. (EMESCAM – ES) Profissionais de saúde como enfer-
meiros, médicos, farmacêuticos, cada um no desem-
penho de suas funções, usam ou preparam soluções 
que têm a propriedade de impedir variações súbitas 
do pH. Quais das soluções aquosas [...], desde que 
em concentração adequada, constituem sistemas-
-tampões?
 I. NaCℓ / HCℓ
 II. H2CO3 / HCO3
–
 III. NH4Cℓ / NH4OH
 IV. H2CO3 / NaCℓ / H2SO4
 V. CH3COOH / H2CO3
 VI. acetato de sódio / ácido acético
 A resposta correta é:
a) II, IV, V, VI
b) I, III, V
c) III, IV, VI
X d) II, III, VI
e) III, IV, V
22. (UEA – AM) Uma das grandes preocupações dos go-
vernantes do mundo inteiro é a preservação do meio 
ambiente. Atualmente, existem várias substâncias po-
luidoras; como exemplo, não devem ser lançadas em 
cursos de água naturais, soluções aquosas com alto 
teor de íons Hg2+. Uma recomendação para remover 
esses íons altamente tóxicos é precipitá-los sob a for-
ma de sulfeto de mercúrio II, HgS. Qual dos resultados 
refere-se à solubilidade do sal, em mol/L?
 Dado: Kps (HgS em água) = 10
–54
a) 1,8 10–10
b) 5,2 10–13
c) 1,3 10–8
X d) 1,0 10–27
e) 8,1 10–17
23. (UPE) A concentração de cátions alumínio em águas 
naturais é muito pequena. A baixa solubilidade do alu-
mínio ocorre pelo fato de que, na faixa de pH entre 6 
e 9, usual em águas naturais, a solubilidade do alumí-
nio presente em rochas e solos, aos quais a água en-
contra-se em contato, é muito baixa. A solubilidade do 
alumínio é controlada pela insolubilidade do hidróxido 
de alumínio. A solubilidade do Aℓ3+, em mol/L, numa 
amostra de água natural de pH = 4, é igual a:
 Dado: Kps = 10
–33 (Hidróxido de alumínio)
a) 10–8 X b) 10–3 c) 10–23 d) 103 e) 108
24. (UFPR) A dureza da água é um problema que afeta resi-
dências e indústrias por gerar acúmulo mineral nas tu-
bulações e dificultar a formação de espumas de sabão 
e detergentes. Relacione os elementos da coluna [...] 
que apresenta as constantes de produto de solubilida-
de de carbonatos com as afirmativas [...]. 
 Kps
1. CaCO3 10
–9
2. MgCO3 10
–5
3. FeCO3 10
–11
4. SrCO3 10
–10
( 3 ) É o carbonato menos solúvel dos listados.
( 4 ) Uma solução saturada possui concentração de 
10–5 mol L–1 do cátion e 10–5 mol L–1 do ânion.
( 1 ) Se a concentração do cátion é da ordem de 
4,0 10–3 mol L–1, para ocorrer precipitação a 
concentração do carbonato deve ser de pelo me-
nos 2,5 10–7 mol L–1.
( 2 ) Se a concentração do cátion é da ordem de 
3,0 10–3 mol L–1, para ocorrer precipitação a 
concentração do carbonato deve ser de pelo me-
nos 3,4 10–3 mol L–1.
 Assinale a alternativa que apresenta a numeração cor-
reta, de cima para baixo. 
X a) 3 – 4 – 1 – 2. 
b) 3 – 2 – 1 – 4. 
c) 4 – 2 – 3 – 1.
d) 3 – 1 – 4 – 2.
63Química
25. (UNICAMP – SP) Para fazer exames de estômago usan-
do a técnica de raios-X, os pacientes devem ingerir, 
em jejum, uma suspensão aquosa de sulfato de bário, 
BaSO4, que é pouco solúvel em água. Essa suspensão 
é preparada em uma solução de sulfato de potássio, 
K2SO4, que está totalmente dissolvido e dissociado na 
água. Os íons bário, Ba2+, são prejudiciais à saúde hu-
mana. A constante do produto de solubilidade do sulfa-
to de bário em água a 25 ºC é igual a 1,6 10–9. 
a) Calcule a concentração de íons bário dissolvidos 
numa suspensão de BaSO4 em água. 
b) Por que, para a saúde humana, é melhor fazer a 
suspensão de sulfato de bário em uma solução de 
sulfato de potássio, do que em água apenas? Consi-
dere que o K2SO4 não é prejudicial à saúde.
26. (UNESP – SP) A cada um de quatro frascos foi adi-
cionado um mol de hidróxido de metal alcalinoterroso, 
conforme a tabela seguinte. A cada um deles foi adi-
cionada água até que os volumes finais em todos os 
frascos fossem de 1 litro. A tabela também apresenta 
os valores para a solubilidade de cada um dos hidróxi-
dos à mesma temperatura. 
Frasco Hidróxido Solubilidade (mol/L)
1 Mg(OH)2 0,00015
2 Ca(OH)2 0,023
3 Sr(OH)2 0,063
4 Ba(OH)2 0,216
a) Escreva a equação para a reação de dissociação e 
calcule a concentração dos íons hidroxila, em mol/L, 
para a solução resultante no frasco 2.
b) Em qual dos frascos a solução terá valor de pH mais 
elevado? Justifique.
27. (UFPR) Uma solução saturada de Ag3PO4, a 25 °C, con-
tém 1,2 miligrama desse sal por litro de solução. Assinale 
a alternativa que apresenta, respectivamente, as concen-
trações, em mol L–1, dos íons Ag+ e PO4
3– e o valor da 
constante produto de solubilidade (Kps) do Ag3PO4.
 Massas molares: Ag = 107,9 g mol–1; P = 31,0 g mol–1; 
O = 16,0 g mol–1.
a) 8,7 10–6, 2,9 10–6 e 7,6 10–11.
b) 2,9 10–6, 2,9 10–6 e 8,4 10–12.
c) 2,9 10–6, 2,9 10–6 e 7,1 10–23.
d) 2,9 10–6, 8,7 10–6 e 8,4 10–12.
X e) 8,7 10–6, 2,9 10–6 e 2,0 10–21.
28. (UFMS) Em quatro frascos contendo, cada um deles, 
500 mL de água destilada, à temperatura de 25 ºC, 
foram adicionadas as seguintes porções de CdC2O4: 
Frasco A B C D
Massa (g) 3,0 10–2 5,0 10–2 7,0 10–3 9,0 10–3
 Sabendo-se que a constante do produto de solubilida-
de (Kps) do CdC2O4, a 25 ºC, é 9,0 10
–8, assinale a 
alternativa que contém o(s) sistema(s) onde se observa 
um equilíbrio entre uma solução saturada e o precipita-
do correspondente.
 Dado: massa molar CdC2O4 (g/mol) = 200.
a) Somente em A
X b) Somente em B
c) Somente em C
d) Somente em D
e) Somente em C e D
29. (UEPB) Cândido Portinari é considerado um dos maio-
res pintores brasileiros, sendo o de maior projeção 
internacional. No ano de 1954 começou a sentir o 
efeito do contato diuturno com as tintas, apresen-
tando doses anormais de chumbo no organismo. En-
tretanto, mesmo contra as recomendações médicas, 
voltou a usar tinta a óleo para pintar quadros, quando 
seu estado de saúde se agravava, vindo a falecer em 
1962. O chumbo pode ser encontrado em uma gran-
de quantidade de tintas em forma de sais e óxidos, 
dentre os quais o cromato de chumbo (amarelo) e o 
tetróxido de trichumbo (vermelho). Uma reação de 
identificação do íon Pb (II) é sua precipitação em meio 
aquoso, que consiste na conversão de um composto 
de chumbo relativamente solúvel em um composto 
praticamente insolúvel. 
TABELA 1
Composto Fórmula Kps
Cloreto de chumbo PbCℓ2 1,7 10
–5
Cromato de chumbo PbCrO4 3,0 10
–13
Fluoreto de chumbo PbF2 3,7 10
–8
Sulfato de chumbo PbSO4 1,6 10
–8
 Com base nas informações acima escolha a alternativa 
que contém a substância mais indicada para a identifi-
cação do chumbo II por precipitação em meio aquoso. 
Considere que todos os sais de metais alcalinos são 
muito solúveis em água.
a) PbCrO4 
b) LiCℓ
c) Na2SO4 
X d) K2CrO4 
e) RbF
64 Volume 7