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EQUILÍBRIO IÔNICO II
EFEITO DO ÍON COMUM, EFEITO 
DO ÍON NÃO COMUM E SOLUÇÃO 
TAMPÃO, HIDRÓLISE SALINA 
E EQUILÍBRIO EM SISTEMAS 
INSOLÚVEIS
EFEITO DO ÍON COMUM, EFEITO DO ÍON NÃO 
COMUM
São aplicações do Princípio de Le Chatelier onde se verifica a 
alteração da concentração molar de um ou mais componentes de um 
equilíbrio iônico provendo um deslocamento do mesmo.
EFEITO DO ÍON COMUM
O deslocamento ocorre quando se altera a concentração de um 
íon presente no equilíbrio iônico original.
EFEITO DO ÍON NÃO COMUM
O deslocamento ocorre quando se altera a concentração de um 
novo íon capaz de promover uma reação iônica paralela alterando a 
concentração molar de uma ou mais espécies presente no equilíbrio. 
Exemplo: 
Equilíbrio Iônico Cromato (CrO4
2–) – Dicromato(Cr2O7
2–):
H2O+ 2Cr2O7
2- CrO4
2- H++2
laranja amarelo
 
MEIO DESCRIÇÃO CLASSIFICAÇÃO COLORAÇÃO
Ácido
A adição de Ácido  
Aumenta a concentração 
de H+desloca o equilíbrio 
para a esquerda.
Comum Laranja
 Básico
A adição de Base  
Aumenta a concentração 
de OH
–
 (H
+
 + OH–H2O)  
consumo de H+desloca 
o equilíbrio para a esquerda.
Não comum Amarela
SOLUÇÃO TAMPÃO
São soluções que não sofrem alterações significativas do seu pH, 
mesmo quando se adiciona pequenas quantidades de um ácido forte 
ou de uma base forte.
ÁCIDO FRACO + SAL SOLÚVEL QUE 
POSSUI ÂNION COMUM AO ÁCIDO
HX H
+ X -+
NaX Na+ + X -
Na adição de um ácido forte:
Os ânions X, com elevada concentração, oriundos da total 
dissociação do sal, vão se ligar aos íons H+ excedentes, deslocando a 
reação reversível para a esquerda, formando o ácido fraco HX. 
Em alguns casos, como o tampão bicarbonato (HCO3
2–) - ácido 
carbônico (H2CO3), o ácido fraco é também instável se decompondo 
em dióxido de carbono (CO2) e água (H2O), intensificando esse 
deslocamento. 
Na adição de uma base forte:
Os ânions H+ começam a neutralizar os íons OH– excedentes, esse 
fenômeno força a ionização do ácido, deslocando do equilíbrio para a 
direita, para que se possa produzir mais H+. 
BASE FRACA + SAL SOLÚVEL QUE POSSUI 
CÁTION COMUM À BASE
BOH B
+ OH -+
BX B
+
+ X
-
Na adição de uma base forte:
Os cátions B+, com elevada concentração, oriundos da total 
dissociação do sal, vão se ligar aos íons OH– excedentes, deslocando a 
reação reversível para a esquerda, formando a base fraca BOH. 
Em alguns, casos como no tampão sal solúvel de amônio (NH4
+) 
- hidróxido de amônio (NH4OH), a base fraca é também instável se 
decompondo em amônia (NH3) e água (H2O), intensificando esse 
deslocamento. 
Na adição de um ácido forte:
Os ânions OH– começam a neutralizar os íons H+ excedentes, esse 
fenômeno força a ionização da base, deslocando o equilíbrio para a 
direita, para que se possa produzir mais OH–.
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EQUILÍBRIO IÔNICO II
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PH DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO 
(EQUAÇÃO DE HENDERSON –
HASSELBACH)
ÁCIDO FRACO + SAL SOLÚVEL QUE POSSUI 
ÂNION COMUM AO ÁCIDO
pH = pKa + log 
[sal]
[ácido]
onde: pKa = – logKa
BASE FRACA + SAL SOLÚVEL QUE POSSUI 
CÁTION COMUM À BASE
pH = 14 – pKb + log [sal]
[base]
onde: pKb = – logKb
Exemplos:
01. Uma solução tampão foi preparada misturando-se 2 mol 
de ácido etanoico (H3CCOOH) e 3 mol de etanoato de sódio 
(H3CCOONa) em água até se completar o volume de 100 mL.
a) Determine o pH desta solução.
b) Qual o percentual relativo de alteração percentual de pH 
quando comparamos com o pH de uma mistura de 99 mL 
da solução tampão do item a com 1 mL de uma solução 0,1 
mol.L–1 de HCl? Compare as variações de pH acima com a 
adição dessa quantidade de HCl no preparo de uma solução 
em água pura.
Dados: (Ka)(ácido etanoico) = 10
-5. ; log1,3 = 0,14 ; log2 = 0,3; log3 
= 0,5
Resolução:
a) pKa = – logKa pKa = –(log10–5) = 5
[ácido] = 2 mol/0,1 L = 20 mol.L–1.
[sal] = 3 mol/0,1L = 30 mol.L–1.
pH = 5 + log(30)/(20) = 5 + log(3)/(2) = 5 + log3 - log 2= 5 + 
0,5 – 0,3 = 5,2
b) n(ácido) = 2 + 0,1 = 2,1 mol 
n(sal) = 3-0,1 = 2,9
[ácido] = 2,1 mol /0,1L = 21 mol.L–1.
[sal] = 2,9 mol/0,1L = 29 mol.L–1
pH = 5 + log(29)/(21) = 5 + log 1,3 = 5 + 0,14== 5,14
0,1 mol de HCl em água pura:
[H+] = [HCl] = 0,1 mol/0,1L = 1mol.L
–1.
pH = –log 1 = 0
Comparação:
mistura (HC+água pura)
mistura (HC+tampão)
pH
0 7 14
70
5,25,14
HIDRÓLISE SALINA
Sais que apresentam cátions formadores de base fraca podem 
reagir com a água formando a sua base de origem. Por outro lado, sais 
que apresentam ânions formadores de ácido fraco podem também 
reagir com a água formando o seu ácido de origem. Esse fenômeno é 
denominado de hidrólise salina. 
Exemplos:
• Hidrólise do cátion
+ +NH4
+
H2O NH4OH H
+
Kh =
[NH4OH][H
+]
[NH4
+]
Kw
Kb
=
constante de
hidrólise
• Hidrólise do Ânion
+ +CN- H2O HCN OH
-
Kh =
[HCN][OH-]
[CN-]
Kw
Ka
=
constante de
hidrólise
• Hidrólise Simultânea do Cátion e do Ânion
+ +NH4
+ H2O NH4OH HCNCN
-
+
Kh =
[NH4OH][HCN]
[NH4
+][CN-]
Kw
ka x Kb
=
constante de
hidrólise
SAL
ÁCIDO DE 
ORIGEM
BASE DE 
ORIGEM
PH HIDRÓLISE
1 Forte Forte 7 Não ocorre
2 Forte Fraca Ácido Do cátion
3 Fraco Forte Básico Do ânion
4 Fraco Fraco
Ka > Kb -> ácido
Do cátion e 
do ânion
Ka < Kb -> básico
Ka = Kb -> 7
Exemplo:
02. Calcule o pH de uma solução que foi preparada dissolvendo-
se 0,4 mol de etanoato de sódio (H3CCOONa) em água até se 
completar o volume de 100 mL.
Dados: (Ka)(ácido etanoico) = 10
–5 ; log2 = 0,3 
Resolução:
[H3CCOONa]inicial = 0,4 mol/0,1L = 4 mol.L
–1.
EQUAÇÃO 
QUÍMICA H3COO
- H2O H3CCOOH OH-+ +
ESTADO 
INICIAL
4 mol.L–1 0 0
REAÇÃO -x -x +x +x
EQUILÍBRIO (4-x) mol.L–1 x x
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EQUILÍBRIO IÔNICO II
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Kh =
[H3CCOOH][OH
-]
[H3CCOO
-]
=
(x).(x)
(4-x)
= (4-x)
x2
=
Kw
Ka
=
10-14 10-9=
10-5
Esse valor de Kh, nos mostra que x é muito menor do que 4 
mol.L–1, o que é razoável fazer 4 – x  4.
x2 =4.10-9=
(4)
x2 10-9 x =2.(10-9)1/2
[OH–] = x = 2.(10–9)1/2 mol.L–1.
pOH = –log[2.(10–9)1/2] = –[log2 + (1/2) (–9)log10] = – [0,3 –4,5] 
= 4,2
pH = 14 – 4,2 = 9,8
EQUILÍBRIO EM SISTEMAS 
INSOLÚVEIS
PRODUTO DE SOLUBILIDADE
solução saturada
precipitado
Solução Saturada  Sistema em Equilíbrio
+AxBy(s) (x)A
y+
(aq) (y)B
x-
(aq)
Constante do Produto de Solubilidade (Kps):
Kps = [Ay+]x. [Bx-]y
Quando misturamos duas soluções iônicas, a combinação entre o 
cátion de uma e o ânion da outra pode originar um produto insolúvel 
ou precipitado. Para que isso ocorra é necessário que as concentrações 
na solução estejam num valor capaz de deslocar o equilíbrio iônico no 
sentido da precipitação.
Considere [Ay+]’ e [Bx-]’, as concentração de Ay+ e Bx obtida após 
a mistura das soluções supondo a não ocorrência da precipitação.
Se [Ay+]’x. [Bx-]’y < Kps  Solução Insaturada  precipitação 
impossível
Se [Ay+]’x. [Bx-]’y = Kps  Solução Saturada  precipitação 
impossível
Se [Ay+]’x. [Bx-]’y > Kps  Solução Supersaturada  
precipitação provável
Relação entre o Kps e o Coeficiente de Solubilidade:
Kps = (x)x.(y)y.[S(mol.L–1)](x + y)
Exemplo:
02. O Kps do Fluoreto de Magnésio (MgF2) é igual a 8x10
–8.
a) Verifique a possibilidade de formação de precipitado após 
a mistura de 20 mL de solução 0,01 mol.L-1 de nitrato de 
magnésio, Mg(NO3)2, com 80 mL de solução 0,05 mol.L
-1 de 
fluoreto de sódio, NaF.
b) Qual o valor do coeficiente de solubilidade, em mol.L–1, do 
fluoreto de magnésio?
c) Qual concentração de nitrato de magnésio é necessária para 
tornar saturada a solução apresentada de fluoreto de sódio?
Resolução:
MgF2  Mg
2+ + 2 F–
Kps = [Mg2+][F–]2
[Mg2+]’ = [Mg(NO3)](final) = (0,01)(20)/(20 + 80) = 2 10
–3 
mol.L–1.
[F–]’ = 2[NaF](final) = 2(0,05)(80)/(20 + 80) = 8 10
–2 mol.L–1.
a) [Mg2+]’{[F–]’}2 = (2 10–3).(8 10–2)2 = (2 10–3).(16 10–4) = 
3.2.10-5.> 8x10-8. Haverá precipitação.
b) 
EQUILÍBRIO MgF2  Mg
2+ + 2 F–
ESTADO INICIAL Mo 0 0
REAÇÃO -s +s +2s
EQUILÍBRIO Mo -s s 2s
s  solubilidade em mol.L–1.
Kps = [Mg2+][F-]2 = (s)(2s)2 = (s)(4s2) = 4s3 = 8x10–8s = 
(2.10–8)1/3 = 2,7. 10–3 mol.L–1.c) Kps = [Mg2+][F–]28x10–8 = [Mg2+]( 8 10–2)2 = 8x10–8 
= [Mg2+](64 10–4) [Mg2+] = 1,25. 10–5 mol.L–1.
03. O Kps do Hidróxido de Magnésio, Mg(OH)2, é igual 
a 3,2x10–11. Determine o pH de uma solução saturada de 
hidróxido de magnésio. Dado: log2 = 0,3
Resolução:
Mg(OH
–
)2  Mg
2++2 OH
–
Kps = [Mg2+][OH–]2
EQUILÍBRIO Mg(OH
–
)2  Mg
2++2 OH
–
ESTADO INICIAL M0 0 0
REAÇÃO -s +s +2s
EQUILÍBRIO M0 -s s 2s
Kps = [Mg2+][OH–]2 = (s)(2s)2 = (s)(4s2) = 4s3 =3,2x10–11  
s = 2.10–4 mol.L–1.
[OH–] = 2s = 2(2.10–4) = 4.10–4mol.L–1.
pOH = –log(4.10–4) = – [log4 + (–4)log10) = –[2log2 – 4] 
= [2(0,3) – 4] = 3,4
pH = 14 – 3,4 = 10,6.
EXERCÍCIOS DE
FIXAÇÃO
01. Uma solução aquosa, à temperatura de 25 °C, apresenta um 
potencial hidrogeniônico (pH) igual a 6 (seis). A concentração em 
mol·L-1 de íons OH1-, e seu potencial hidroxiliônico (pOH) nesta solução 
são, respectivamente:
Dados: Kw = 10-14 (mol·L-1)
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EQUILÍBRIO IÔNICO II
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a) 10-6, 8
b) 10-8, 8
c) 10-7, 7
d) 10-5, 9
e) 10-10, 4
02. Considere uma solução aquosa de HC de concentração 
0,1 mol·L-1 completamente dissociado (grau de dissociação: 
α = 100%). Tomando-se apenas 1,0 mL dessa solução e adicionando-
se 9,0 mL de água pura, produz-se uma nova solução. O valor do 
potencial hidrogeniônico (pH) dessa nova solução será de:
a) 1,0
b) 2,0
c) 3,0
d) 4,0
e) 5,0
03. Uma solução aquosa contendo hidróxido de potássio como soluto 
possui pH = 12. Sendo o produto iônico da água igual a 1,0 × 10-14, 
a 25 ºC, a concentração de OH- em quantidade de matéria (mol L-1) 
nessa solução é:
a) 10-1
b) 10-2
c) 10-6
d) 10-8
e) 10-12
04. O organismo humano produz, em média, 1,5 L de solução de ácido 
clorídrico (suco gástrico) 0,01 mol·L-1 por dia, no estômago. Admita o 
ácido totalmente ionizado, o valor do pH desse suco gástrico é:
a) 0,000015
b) 0,015
c) 0,035
d) 2
e) 1
05. (FATEC 2016) Leia o texto para responder à questão.
EXPERIÊNCIA – ESCREVER UMA MENSAGEM 
SECRETA NO LABORATÓRIO
Materiais e Reagentes Necessários
- Folha de papel
- Pincel fino
- Difusor
- Solução de fenolftaleína
- Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L ou solução saturada de 
hidróxido de cálcio
Procedimento Experimental
Utilizando uma solução incolor de fenolftaleína, escreva com um 
pincel fino uma mensagem numa folha de papel.
A mensagem permanecerá invisível.
Para revelar essa mensagem, borrife a folha de papel com uma solução 
de hidróxido de sódio ou de cálcio, com o auxílio de um difusor.
A mensagem aparecerá magicamente com a cor vermelha.
Explicação
A fenolftaleína é um indicador que fica vermelho na presença de 
soluções básicas, nesse caso, uma solução de hidróxido de sódio ou 
de cálcio.
<http://tinyurl.com/o2vav8v> Acesso em: 31.08.15. Adaptado. 
Para obtermos 100 mL de uma solução aquosa saturada de 
hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, para o experimento, devemos levar em 
consideração a solubilidade desse composto.
Sabendo que o produto de solubilidade do hidróxido de cálcio é 
5,5 × 10-6 25 ºC, a solubilidade dessa base em mol/L é, 
aproximadamente,
Dados:
Ca(OH)2(s)  Ca
2+(aq) + 2OH−(aq)
Kps = [Ca2+]·[OH−]2
a) 1 × 10-2
b) 1 × 10-6
c) 2 × 10-6
d) 5 × 10-4
e) 5 × 10-6
06. (UEL 2016) O processo de despoluição de um rio, embora 
trabalhoso, é importante para restabelecer a ordem de pureza. A 
medida de pH da água de um rio é um parâmetro importante para 
avaliar a acidez ou a alcalinidade da água. Cita-se, por exemplo, que 
descartes aquosos de efluentes em corpos d’água devem apresentar 
pH entre 5 e 9, segundo o Conselho Nacional do Meio Ambiente.
Assinale a alternativa que apresenta, corretamente, procedimentos 
químicos capazes de corrigir o pH de um corpo d’água.
(Dados: Fe3+ sofre hidrólise em água; Ka do HNO2 = 5,1 × 10
-4; Kb da 
amônia (NH3) = 1,8 × 10
-5)
a) Se um corpo d’água possui pH 2, a elevação desse valor pode ser 
feita pela adição de NaC na água.
b) Se um corpo d’água possui pH 4, a elevação desse valor pode ser 
feita pela adição de KC na água.
c) Se um corpo d’água possui pH 6, a elevação desse valor pode ser 
feita pela adição de FeC3 na água.
d) Se um corpo d’água possui pH 7, a redução desse valor pode ser 
feita pela adição de NH4C na água.
e) Se um corpo d’água possui pH 8, a redução desse valor pode ser 
feita pela adição de NaNO2 na água.
07. (UDESC 2014) Com relação às funções inorgânicas, assinale a 
alternativa incorreta.
a) O acetato de sódio é um sal de características básicas, pois é 
resultante da reação entre um ácido fraco e uma base forte.
b) O sal NH4C é classificado como sal ácido, pois sua dissolução em 
água diminui a concentração do íon hidrogênio em solução.
c) O tetróxido de triferro é considerado um óxido misto, pois é 
resultante da união do monóxido de ferro com o trióxido de ferro.
d) A reação do óxido de zinco com ácido clorídrico ou hidróxido de 
sódio gera, respectivamente, um sal cujo cátion é o íon Zn2+ e 
um sal cujo ânion é o íon ZnO2
2-, caracterizando o óxido de zinco 
como óxido anfótero.
e) As substâncias So3, Na2O, A2O3, KBr, CH3COONa podem ser 
classificadas como óxido ácido, óxido básico, óxido anfótero, sal 
neutro e sal básico, respectivamente.
08. O ácido nítrico (HNO3) é um ácido forte em soluções aquosas, 
enquanto que o ácido acético (CH3COOH) dissocia–se apenas 
parcialmente:
+HNO3 H2O H3O+ NO3-+
CH3COOH CH3COO
-+ H2O H3O
+ + (Ka = 1,78 x 10
-5)
Assim, está inteiramente correto afirmar que:
a) O pH de uma solução 0,1 mol.L-1 de HNO3 é igual 1 e o íon H3O
+ 
é seu ácido conjugado.
b) O pH de uma solução 0,1 mol.L-1 de HNO3 é igual 1 e o íon NO3
- é 
sua base conjugada.
c) O pH de uma solução 0,1 mol.L-1 de CH3COOH é igual 1 e o íon 
H3O
+ é seu ácido conjugado.
d) O pH de uma solução 0,1 mol.L-1 de CH3COOH é igual 1 e o íon 
H3O
+ é sua base conjugada.
e) O pH de uma solução 0,1 mol.L-1 de ambos os ácidos é igual 1 
e os íons NO3
- e CH3COO
- são suas respectivas bases conjugadas.
09. (MACKENZIE 2017) Um aluno preparou três soluções aquosas, a 
25 ºC, de acordo com a figura abaixo.
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EQUILÍBRIO IÔNICO II
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Conhecedor dos conceitos de hidrólise salina, o aluno fez as seguintes 
afirmações:
I. a solução de nitrato de potássio apresenta caráter neutro.
II. o cianeto de sódio sofre ionização em água, produzindo uma 
solução básica.
III. ao verificar o pH da solução de brometo de amônio, a 25 ºC, 
conclui-se que Kb > Ka.
IV. NH4
+(aq) + H2O()  NH4OH(aq) + H
+(aq) representa a hidrólise do 
cátion amônio.
Estão corretas somente as afirmações.
a) I e II.
b) I, II e III.
c) I e IV.
d) II e III.
e) I, II e IV.
10. (UPE 2013) Um estudo interessante acerca do impacto da chuva 
ácida sobre lagos da região das Montanhas Adirondack, área de 
Nova Iorque, revelou que lagos sobre áreas ricas em calcário são 
menos suscetíveis à acidificação. O carbonato de cálcio presente no 
solo dessas regiões reage com os íons hidrônio presentes na água, 
provenientes em grande parte da chuva ácida, levando à formação de 
um sistema HCO3
1- / H2CO3 / CO2.
Disponível em: http://qnint.sbq.org.br/qni/visualizarConceito.php?idConceito=27 
(Adaptado)
Três afirmações são feitas a respeito do fenômeno citado no texto acima.
I. O carbonato de cálcio diminui a acidez da chuva ácida por ser um 
sal insolúvel em água.
II. O solo também pode atuar como um tampão e resistir às 
mudanças em pH, mas essa capacidade tamponante depende dos 
seus constituintes.
III. Uma reação química existente nesse processo é representada por: 
CaCO3(s) + H3O
+(aq) → Ca2+(aq) + HCO3
1-(aq) + H2O()
Quanto ao referido impacto da chuva ácida, está CORRETO o que se 
afirma em:
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
e) II e III.
EXERCÍCIOS DE
TREINAMENTO
01. (UFTM 2012) Em soluções aquosas de acetato de sódio, o íon 
acetato sofre hidrólise:
CH3COO
−(aq) + H2O()  CH3COOH(aq) + OH
−(aq)
O hidróxido de magnésio é pouco solúvel em água:
Mg(OH)2 (s)  Mg
2+ (aq) + 2OH− (aq)
Considere as seguintes afirmações:I. Solução aquosa de acetato de sódio tem pH acima de 7,0.
II. Quando são adicionadas gotas de ácido clorídrico na solução de 
acetato de sódio, o equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado 
para o lado da formação dos íons acetato.
III. Quando se adiciona solução de nitrato de magnésio na solução de 
acetato de sódio, o equilíbrio da equação de hidrólise é deslocado 
para o lado da formação do ácido acético.
Está correto o que se afirma em:
a) I, II e III.
b) I e II, apenas.
c) I e III, apenas.
d) II e III, apenas.
e) III, apenas.
02. (UFTM 2013) Leia o texto e as informações adicionais que o 
seguem para responder à questão.
O incêndio na boate Kiss, em Santa Maria (RS), ocorrido no 
início deste ano [2013], trouxe à tona uma série de questões sobre 
a segurança dos estabelecimentos e também sobre o atendimento a 
vítimas de grandes incêndios. Uma delas é por que foi preciso trazer 
dos Estados Unidos uma substância tão simples – uma vitamina B 
injetável – para atender os pacientes que, segundo exames, foram 
intoxicados com cianeto?
O gás cianídrico liberado na queima da espuma, utilizada para 
melhorar a acústica da casa noturna, intoxicou a maior parte das 
vítimas, segundo perícia.
“É descaso e ignorância”, resume o toxicologista Anthony Wong, 
diretor do Ceatox (Centro de Assistência Toxicológica do Hospital das 
Clínicas da Faculdade de Medicina da Universidade de São Paulo). 
Segundo ele, é inadmissível que o país não tenha a substância e 
que seu uso não seja difundido entre médicos e socorristas, como 
acontece em outras partes do mundo.
A hidroxocobalamina, que faz parte do complexo B, é usada em 
altas concentrações como antídoto para o cianeto. O gás, o mesmo 
que já foi usado no extermínio de judeus nos campos de concentração 
nazistas, é subproduto da queima de diversos componentes usados 
na indústria, como o plástico, o acrílico e a espuma de poliuretano. 
Segundo os peritos que investigam o incêndio em Santa Maria, essa 
última foi usada no isolamento acústico da boate.
Capaz de matar em poucos minutos, o cianeto bloqueia a cadeia 
respiratória das células, impedindo que o oxigênio chegue aos órgãos 
e tecidos. Quando usada logo após a exposição, a hidroxocobalamina 
salva vidas. “O efeito é tão rápido que parece até milagroso”, conta 
Wong. Mas isso não é algo que os médicos aprendem na escola: “São 
poucas as faculdades que oferecem curso de toxicologia e, nas que 
tem, a matéria é opcional”.
(noticias.uol.com.br. Adaptado.)
Informações adicionais:
- O gás cianídrico é o cianeto de hidrogênio (HCN) no estado gasoso.
- A fórmula estrutural da hidroxocobalamina é:
24
EQUILÍBRIO IÔNICO II
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- A massa molar da hidroxocobalamina é aproximadamente igual a 
1,3 × 103 g/mol.
O cianeto de hidrogênio em solução aquosa é um ácido muito fraco. 
O hidróxido de potássio é uma base muito forte. O produto iônico da 
água, Kw, a 25 ºC, é igual a 1 × 10-14. Logo, as soluções aquosas de 
cianeto de potássio, nessa temperatura, apresentam
a) [H+] > 1 × 10-7 e, portanto, são básicas.
b) [H+] > 1 × 10-7 e, portanto, são ácidas.
c) [H+] < 1 × 10-7 e, portanto, são básicas.
d) [H+] < 1 × 10-7 e, portanto, são ácidas.
e) [H+] = 1 × 10-7 e, portanto, são neutras.
03. (PUCPR 2016) Os efeitos tóxicos do dióxido de carbono exigem a 
sua remoção contínua de espaços fechados. A reação entre hidróxido 
de lítio e de dióxido de carbono é usada para remover o gás de naves 
espaciais e submarinos. O filtro utilizado nestes equipamentos é 
basicamente composto de hidróxido lítio. O ar seria direcionado para 
o filtro através de ventiladores, ao entrar em contato com o hidróxido 
de lítio presente nos filtros ocorre a reação com o dióxido de carbono 
existente no ar. A reação global é exotérmica, formando carbonato de 
lítio sólido e água no estado gasoso.
Disponível em: <http://www.abq.org.br/cbq/2014/trabalhos/14/4463-18723.html>.
Analisando o texto e a reação não balanceada, assinale a alternativa 
CORRETA.
CO2(g) + LiOH(s) → Li2CO3(s) + H2O(v)
a) A reação entre o gás carbônico e hidróxido de lítio forma um sal 
com pOH < 7.
b) A constante de hidrólise deste sal é dada pela seguinte relação: 
Kh = [OH−] · [H2CO3
-2] / [CO3
-2] · [H2O].
c) É impossível a reação de hidrólise entre o hidróxido de lítio e 
o ácido carbônico, reagentes responsáveis pela produção de 
carbonato de lítio.
d) A constante de hidrólise para o referido sal pode ser dada por: 
Kh = Kw.
e) A reação acima é exotérmica, ou seja, torna o ambiente muito frio.
04. Na indústria de alimentos, para se evitar que a massa de pães e 
biscoitos fique com aspecto amarelado, utiliza-se como aditivo, um 
ácido orgânico fraco monoprótico, o propanóico. Considerando a 
constante de ionização do ácido propanóico igual a 1,0·10-5 e as 
condições de temperatura e pressão de 25 ºC e 1 atm, o pH aproximado 
de uma solução de concentração 0,001 mol·L-1 desse ácido é:
a) 2
b) 4
c) 6
d) 7
e) 8
05. Uma substância química é considerada ácida devido a sua 
tendência em doar íons H+ em solução aquosa. A constante de 
ionização Ka é a grandeza utilizada para avaliar essa tendência. 
Assim, são fornecidas as fórmulas estruturais de algumas substâncias 
químicas, com os seus respectivos valores de Ka, a 25 °C.
P
O
O
H
O H
O
H
Ka = 7,6 .10-3
OH
Ka = 1,0 .10-10
H C
H
H
C
O
O H
Ka = 1,8 .10-5
C
O
O
H
O
H
Ka = 4,3 .10-7
P
O
O
H
O H
O
H
Ka = 7,6 .10-3
OH
Ka = 1,0 .10-10
H C
H
H
C
O
O H
Ka = 1,8 .10-5
C
O
O
H
O
H
Ka = 4,3 .10-7
A ordem crescente de acidez das substâncias químicas citadas é:
a) Ácido fosfórico < ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fênico. 
b) Ácido fênico < ácido carbônico < ácido etanoico < ácido fosfórico. 
c) Ácido fosfórico < ácido carbônico < ácido etanoico < ácido fênico. 
d) Ácido fênico < ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fosfórico. 
e) Ácido etanoico < ácido carbônico < ácido fênico < ácido fosfórico 
06. (UNICAMP 2018) Leia o texto a seguir para responder à 
questão a seguir.
A calda bordalesa é uma das formulações mais antigas e mais 
eficazes que se conhece. Ela foi descoberta na França no final do século 
XIX, quase por acaso, por um agricultor que aplicava água de cal nos 
cachos de uva para evitar que fossem roubados; a cal promovia uma 
mudança na aparência e no sabor das uvas. O agricultor logo percebeu 
que as plantas assim tratadas estavam livres de antracnose. Estudando-
se o caso, descobriu-se que o efeito estava associado ao fato de a 
água de cal ter sido preparada em tachos de cobre. Atualmente, para 
preparar a calda bordalesa, coloca-se o sulfato de cobre em um pano 
de algodão que é mergulhado em um vasilhame plástico com água 
morna. Paralelamente, coloca-se cal em um balde e adiciona-se água 
aos poucos. Após quatro horas, adiciona-se aos poucos, e mexendo 
sempre, a solução de sulfato de cobre à água de cal.
(Adaptado de Gervásio Paulus, André Muller e Luiz Barcellos, Agroecologia aplicada: 
práticas e métodos para uma agricultura de base ecológica. 
Porto Alegre: EMATER-RS, 2000, p. 86.) 
Na formulação da calda bordalesa fornecida pela EMATER, recomenda-
se um teste para verificar se a calda ficou ácida: coloca-se uma faca de 
aço carbono na solução por três minutos. Se a lâmina da faca adquirir 
uma coloração marrom ao ser retirada da calda, deve-se adicionar mais 
cal à mistura. Se não ficar marrom, a calda está pronta para o uso.
De acordo com esse teste, conclui-se que a cal deve promover:
a) uma diminuição do pH, e o sulfato de cobre(II), por 
sua vez, um aumento do pH da água devido à reação 
2
4 2 4SO H O HSO OH .
− − −+ → +
b) um aumento do pH, e o sulfato de cobre(II), por sua 
vez, uma diminuição do pH da água devido à reação 
Cu2+ + H2O → Cu(OH)
+ + H+.
c) uma diminuição do pH, e o sulfato de cobre(II), por 
sua vez, um aumento do pH da água devido à reação 
Cu2+ + H2O → Cu(OH)
+ + H+.
d) um aumento do pH, e o sulfato de cobre(II), por sua 
vez, uma diminuição do pH da água devidoà reação 
2
4 2 4SO H O HSO OH .
− − −+ → +
07. (UFRGS 2016) O equilíbrio de solubilidade do cloreto de prata é 
expresso pela reação
AgC(s)  Ag
+
(aq) + C
−
(aq), cuja constante de equilíbrio tem o valor 
1,7 × 10-10.
Sobre esse equilíbrio, é correto afirmar que:
a) uma solução em que [Ag+] = [C−] = 1,0 × 10-5 mol·L-1 será uma 
solução supersaturada.
b) a adição de cloreto de prata sólido a uma solução saturada de 
AgC irá aumentar a concentração de cátions prata.
25
EQUILÍBRIO IÔNICO II
PROMILITARES.COM.BR
c) a adição de cloreto de sódio a uma solução saturada de AgC irá 
diminuir a concentração de cátions prata.
d) a adição de nitrato de prata a uma solução supersaturada de 
AgC irá diminuir a quantidade de AgC precipitado.
e) a mistura de um dado volume de uma solução em que [Ag+] = 1,0 
× 10-6 mol·L-1, com um volume igual de uma solução em que [C−] 
= 1,0 × 10-6 mol·L-1, irá produzir precipitação de AgC.
08. (ACAFE 2016) Baseado nos conceitos sobre solubilidade, analise 
as afirmações a seguir.
I. Nitrato de prata e cromato de potássio podem ser considerados 
sais solúveis em água.
II. Não haverá precipitação de sulfato de bário em uma mistura de 
250 mL de solução 4·10-4 mol/L de sulfato de sódio com 250 mL 
de solução 4·10-5 mol/L de cloreto de bário.
III. Cloreto de sódio, cloreto de cálcio e cloreto de pra ta são sais 
solúveis em água.
IV. Uma solução saturada de hidróxido de alumínio possui maior pH 
que uma solução saturada de hidróxido de ferro III.
Dados: Para resolução dessa questão considere temperatura de 25 ºC. 
Constante do produto de solubilidade (Ks) do hidróxido de alumínio, 
hidróxido de ferro III e sulfato de bário respectivamente: 1,3·10-33, 
4 ·10-38 e 1·10-10.
Todas as afirmações corretas estão em:
a) II, III e IV.
b) I, II e IV.
c) I e IV.
d) I e III.
09. (UNICAMP 2015) O hidrogeno carbonato de sódio apresenta 
muitas aplicações no dia a dia. Todas as aplicações indicadas nas 
alternativas abaixo são possíveis e as equações químicas apresentadas 
estão corretamente balanceadas, porém somente em uma alternativa 
a equação química é coerente com a aplicação. A alternativa correta 
indica que o hidrogeno carbonato de sódio é utilizado
a) como higienizador bucal, elevando o pH da saliva: 
2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2.
b) em extintores de incêndio, funcionando como propelente: 
NaHCO3 + OH
− → Na+ + CO3
2- + H2O.
c) como fermento em massas alimentícias, promovendo a expansão 
da massa: NaHCO3 → HCO3
− + Na+.
d) como antiácido estomacal, elevando o pH do estômago: 
NaHCO3 + H
+ → CO2 + H2O + Na
+.
10. (UERN 2013) A solução-tampão é geralmente uma mistura de 
um ácido fraco com o sal desse ácido, ou uma base fraca com o 
sal dessa base. Essa solução tem por finalidade evitar que ocorram 
variações muito grandes no pH ou no pOH de uma solução. A eficácia 
da solução-tampão pode ser vista no sangue, em que, mesmo com 
a adição de ácido ou base em pequenas quantidades ao plasma 
sanguíneo, praticamente não há alteração no pH.
Um litro de solução contém 1,24 g de ácido carbônico e 16,8 g de 
bicarbonato de sódio. Sabendo-se que Ka = 2·10-7, determine o pOH 
dessa solução-tampão.
(Considere: Log2 = 0,3)
a) 7,7
b) 7,4
c) 6,6
d) 6,3
EXERCÍCIOS DE
COMBATE
01. Assinale a substância que, em solução aquosa e a 25 ºC , 
apresenta o menor pH.
a) Cloreto de sódio.
b) Óxido de potássio.
c) Amônia (amoníaco).
d) Óxido de sódio.
e) Hidróxido de sódio.
02. O valor de pH de soluções saturadas de carbonato de amônio, 
cloreto de cálcio e carbonato de cálcio é, respectivamente,
a) menor que 7, igual a 7 e em torno de 7.
b) igual a 7, maior que 7, menor que 7.
c) maior que 7, em torno de 7, menor que 7.
d) em torno de 7, igual a 7, maior que 7.
e) em torno de 7, igual a 7, menor que 7.
03. Considere uma solução de um ácido HA de constante de ionização 
Ka a uma dada temperatura. Relativamente a adição de um sal solúvel 
que possui o íon A (íon comum), assinale a alternativa correta:
a) o íon comum não desloca o equilíbrio.
b) a concentração de íons H+ aumenta.
c) o grau de ionização do ácido não se altera.
d) a constante de ionização Ka do ácido não se altera pois ela 
depende apenas da temperatura.
e) o pH da solução não se altera.
04.
A formação da casca do ovo das galinhas (CaCO3) segue, 
esquematicamente, a seguinte sequência de reações, iniciada com o 
CO2(g) provavelmente da respiração das aves:
+CO2(g) CO2(aq) H2CO3(aq) H+ CO3
2-(aq) CaCO3(s)
Ca2+
26
EQUILÍBRIO IÔNICO II
PROMILITARES.COM.BR
Sabendo-se que, quanto maior a quantidade de CaCO3(s) formado, 
mais grossa a casca e, portanto, ovos mais resistentes, assinale a 
opção que indica, entre as várias condições abaixo, somente aquelas 
que favorecem a formação de maior quantidade de CaCO3(s).
I. Menor concentração de CO2(g) provavelmente da respiração 
das galinhas.
II. Maior concentração de CO2(g) proveniente da respiração das galinhas.
III. Adição de CO2(g) à água utilizada na bebida das galinhas.
IV. pH ácido da água utilizada para a bebida das galinhas.
V. pH básico da água utilizada para a bebida das galinhas.
a) I e III.
b) II e IV.
c) I, II e IV.
d) I, III e V.
e) II, III e V.
05. Cloreto de potássio, ácido acético e bicarbonato de sódio 
foram, separadamente, dissolvidos em água. Cada uma das soluções 
resultantes foi colocada em um tubo de ensaio, e o pH de cada uma 
delas foi medido, encontrando-se os seguintes valores:
TUBO PH
A 3,0
B 8,0
C 7,0
Baseados nos valores de pH encontrados, pode-se afirmar que os tubos 
A, B e C contêm, respectivamente, cloreto de potássio, bicarbonato de 
sódio e ácido acético.
a) bicarbonato de sódio, cloreto de potássio e ácido acético.
b) ácido acético, bicarbonato de sódio e cloreto de potássio.
c) bicarbonato de sódio, ácido acético e cloreto de potássio.
d) ácido acético, cloreto de potássio e bicarbonato de sódio.
06. Uma solução de um monoácido fraco, cuja constante de ionização 
Ka = 2 × 10–5, deve ser misturada a uma outra solução de um sal deste 
monoácido para preparar uma solução tampão de pH = 6. A razão 
entre as concentrações do ácido e do sal é:
a) 1/3
b) 1/5
c) 1/6
d) 1/10
e) 1/20
07. Nas estações de tratamento da água, comumente provoca-se a 
formação de flocos de hidróxido de alumínio para arrastar partículas 
em suspensão. Suponha que o hidróxido de alumínio seja substituído 
pelo hidróxido férrico. Qual a menor concentração de íons Fe3+, em 
mol/L, necessária para provocar a precipitação da base, numa solução 
que contém 1,0·10–3 mol/L íons OH–?
Dado: Produto de solubilidade do Fe(OH)3 = 6,0·10
-38
a) 2,0 × 10–41
b) 2,0 × 10–38
c) 2,0 × 10–35
d) 6,0 × 10–35
e) 6,0 × 10–29
08. O íon Hg2+, lançado no meio ambiente por alguns processos 
industriais, é muito tóxico. Porém, em ambientes naturais, como 
lagos, pode formar-se o H2S, muito pouco solúvel, diminuindo a 
concentração de Hg2+ nas água.
+HgS(s) Hg2+(aq) S2-(aq) Kps = 1,0 x 10-50
Se em um dado sistema, a [S2–] = 1,0 × 10–5 mol·L–1, a [Hg2+] será:
a) 1,0 × 10–10 mol·L–1
b) 1,0 × 10–25 mol·L–1
c) 1,0 × 10–40 mol·L–1
d) 1,0 × 10–45 mol·L–1
e) 1,0 × 10–56 mol·L–1
09. A 50,0 mL de solução aquosa, contendo 2,66 g de cloreto de cálcio, 
adicionamos 50,0 mL de solução aquosa contendo 4,08 g de nitrato 
de prata. Considerando a reação que ocorre e a baixa solubilidade 
do cloreto de prata [Kps = 10–10 M2], está correto afirmar que há, no 
máximo, formação da seguinte massa, em gramas, de AgC:
a) 1,72
b) 2,96
c) 3,44
d) 5,68
e) 6,74
10. Preparam-se duas soluções saturadas, uma de oxalato de prata 
(Ag2C2O4) e outra de tiocianato de prata (AgSCN). Esses dois sais têm, 
aproximadamente, o mesmo produto de solubilidade (da ordem de 10–12).
Na primeira, a concentração de íons prata é [Ag+]1 e, na segunda, 
[Ag+]2; as concentrações de oxalato e tiocianato são, respectivamente, 
[C2O4
2–] e [SCN–].
Nesse caso, é correto afirmar que:
a) [Ag+]1 = [Ag
+]2 e [C2O4
2–] < [SCN−]
b) [Ag+]1 > [Ag
+]2 e [C2O4
2−]> [SCN−]
c) [Ag+]1 > [Ag
+]2 e [C2O4
2−] = [SCN−]
d) [Ag+]1 < [Ag
+]2 e [C2O4
2−] < [SCN−]
e) [Ag+]1 = [Ag
+]2 e [C2O4
2−] > [SCN−]
 
GABARITO
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
01. A
02. B
03. B
04. D
05. A
06. D
07. B
08. A
09. C
10. E
EXERCÍCIOS DE TREINAMENTO
01. C
02. C
03. A
04. B
05. B
06. B
07. C
08. C
09. D
10. D
EXERCÍCIOS DE COMBATE
01. A
02. D
03. D
04. E
05. C
06. E
07. E
08. D
09. C
10. B