Apostila - quimica03

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2020 - 2022
EQUILÍBRIOS QUÍMICOS
1. Equilíbrio Químico
2. Deslocamento de Equilíbrio
3. Produto Iônico da Água
4. Produto de Solubilidade e Hidrólise Salina
Tenha uma vida mais equilibrada com o estudo dos equilíbrios de solubilidade, ácido-
base, iônicos, com os fatores que interferem nesses fenômenos.
Esta subárea é composta pelos módulos:
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Até agora viemos estudando as reações químicas de forma simplificada. Estudamos 
as proporções dos reagentes e produtos (estequiometria), a energia envolvida nos 
processos (termoquímica), e a velocidade em que ocorrem (cinética química). No 
entanto, em todos esses estudos, tratamos as reações químicas como se elas fossem 
completas, passando por um início, meio e fim, onde os reagentes foram consumidos, e 
os produtos foram formados.
No entanto, na prática, a maioria das reações químicas nunca acaba. As reações em meio 
aquoso e gasoso não realmente terminam, e sim, entram em um estado de equilíbrio 
com reagentes e produtos. Mas como assim?
Do estudo da cinética, sabemos que as reações químicas acontecem com uma 
determinada velocidade. A teoria das colisões nos fala que as moléculas precisam 
colidir para que a reação aconteça. Primeiro, então, temos os reagentes colidindo entre 
si, dando origem aos produtos.
H2(g) + I2(g) → 2 HI(g)
No entanto, o que não estudamos ainda, é que os produtos também colidem entre si, 
voltando a originar os reagentes. Essa reação chamamos de reação inversa.
2 HI(g) → H2(g) + I2(g) 
Assim, no meio reacional, os reagentes estão formando os produtos, mas os produtos 
também estão formando os reagentes! Assim, dizemos que essa reação é reversível. 
As reações reversíveis são representadas com meias setas duplas, indicando que 
acontecem no sentido direto (reagente → produto) e inverso (produto → reagente).
H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g)
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o No início da reação, temos 100% de reagentes e nada de produtos. Com o passar do 
tempo, os reagentes são consumidos e os produtos são formados. Assim, os produtos 
podem colidir entre si e restituir os reagentes originais. 
Quando a velocidade de formação dos produtos é igual à velocidade de decomposição 
dos produtos, dizemos que a reação está em equilíbrio. Todos os sistemas e reações 
químicas sempre tendem ao equilíbrio; portanto, atingí-lo é um processo espontâneo e 
natural.
Situação de equilíbrio: acontece quando a velocidade da reação direta é igual à 
velocidade da reação inversa.
Vamos analisar graficamente o que acontece com as reações reversíveis. Abaixo, o 
gráfico nos traz a Concentração das espécies (eixo y) em função do tempo. Veja que 
iniciamos reação no instante t0, onde temos uma alta concentração de reagentes [R], e 
nada dos produtos [P].
Até o instante t2, a concentração dos produtos aumentou, e a concentração dos 
reagentes diminuiu (logicamente, pois a formação dos produtos vem justamente do 
consumo dos reagentes). Depois desse instante, a concentração dos produtos e dos 
reagentes não varia mais, e dizemos que a reação atingiu o estado de equilíbrio.
O equilíbrio químico é chamado de equilíbrio dinâmico, porque a reação “nunca para” de 
acontecer. Os produtos estão sempre formando os reagentes, e os reagentes sempre 
formam os produtos. Só percebemos o final da reação porque as velocidades desses 
processos se igualam, mantendo a concentração constante.
Algumas considerações sobre o estado de equilíbrio:
1. O equilíbrio químico só pode ser atingido para sistemas fechados (onde não se 
tenha a troca de matéria com o meio). 
2. Para sistemas fechados, toda reação química é reversível, seja em maior ou menor 
grau. 
3. As propriedades macroscópicas, como densidade, massa e cor, permanecem 
constantes. Agora, as propriedades microscópicas permanecem em constante 
evolução, já que a reação acontece nos dois sentidos. 
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o4. Sem influência de fatores externos (sistema fechado) o sistema permanece no 
estado de equilíbrio, pois ele não troca nem matéria e nem energia com o meio. 
5. A adição de um catalisador não alterara o equilíbrio químico, pois tanto a velocidade 
da reação direta e quanto da inversa são afetadas em igual proporção, sem favorecer 
nenhuma das reações químicas.
RENDIMENDO DAS REAÇÕES
O rendimento das reações está relacionado com as concentrações de reagentes e 
produtos no equilíbrio químico. Uma reação que tem alta concentração de produtos é 
uma reação com alto rendimento. Uma reação de baixo rendimento é aquela em que 
os reagentes quase não reagem entre si, permanecendo em altas concentrações no 
equilíbrio.
Lembre-se que o que dita uma situação de equilíbrio é que a velocidade da reação 
direta (reagente → produto) seja a mesma da reação inversa (produto → reagente). Ou 
seja, os produtos são formados à mesma medida que são consumidos para formar os 
reagentes. Por isso, a concentração no equilíbrio é constante.
1. Baixo Rendimento:
Nessa situação, perceba que a quantidade dos reagentes é muito alta no estado de 
equilíbrio. Ou seja, pouco foram consumidos, e pouco produto foi formado.
2. Médio Rendimento
Nas reações com rendimento médio, as concentrações dos reagentes e dos produtos 
são muito próximas entre si.
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o 3. Alto Rendimento
Uma reação com alto rendimento é aquela em que quase todos os reagentes foram 
consumidos para formação dos produtos desejados. Assim, no equilíbrio, as reações 
de alto rendimento têm uma alta concentração dos produtos em relação aos reagentes.
CONSTANTES DE EQUILÍBRIO
Como já vimos, o equilíbrio é atingido quando a velocidade de formação dos produtos é 
igual à velocidade de formação dos reagentes. Assim, podemos igualar as velocidades 
de formação/consumo de cada um deles, a partir das leis de velocidade.
Dada uma equação genérica, onde as letras minúsculas representam os coeficientes 
estequiométricos, podemos escrever as leis de velocidade de consumo dos produtos 
(produto formando reagente) e dos reagentes (reagente formando produto):
a A + b B ⇌ c C + d D
vdireta= k1 [A]a.[B]b vinversa = k2 [C]c.[D]d
Como, no equilíbrio, ambas as velocidades são iguais, podemos igualar as expressões:
vdireta= vinversa
k1 [A]a.[B]b = k2 [C]c.[D]d
Manipulando a equação anterior: 
k1 = [C]c.[D]d
k2 [A]a.[B]b
Como k1 e k2 são constantes, podemos simplesmente chamá-la de constante Kc, obtendo a 
expressão geral do equilíbrio de uma reação química.
 kc=
 [C]c.[D]d → kc= 
Expressão geral da constante de equilíbrio
[A]a.[B]b [reagentes]y 
[produtos]x
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oEssa constante Kc é a constante de equilíbrio de uma reação química. Ela é obtida 
quando jogamos na expressão de equilíbrio as concentrações dos reagentes e produtos 
na situação de equilíbrio químico.
Veja que ela é uma função da concentração molar dos reagentes e produtos, e não das 
quantidades absolutas em massa. Por exemplo, se tivermos 12g ou 24kg de reagentes 
a constante de equilíbrio será exatamente a mesma, porque a relação [concentração dos 
produtos]/[concentração dos reagentes] é uma constante específica para cada reação 
química; a quantidade formada dos produtos depende exatamente do quanto temos 
dos reagentes – e essa relação é SEMPRE constante!
[C]c.[D]d 
= constante
 [A]a.[B]b
Importante destacar
 f O solvente nunca entra na expressão de equilíbrio, pois tem concentração 
constante.
 f A água não entra na expressão de equilíbrio se ela for o solvente, mesmo 
que participe da reação química. A concentração de água é considerada constante, 
porque quando ela é o solvente ela tem concentração muito superior ao reagentes 
e produtos. Assim, a concentração dela praticamente não varia, e é considerada 
constante.f Sólidos também não entram na expressão de equilíbrio. Estudamos as 
constantes de solubilidade dos sólidos quando a solubilidade é muito baixa. Assim, a 
concentração do sólido na solução permanece constante, porque uma fração muito 
pequena dele é consumida. 
INTERPRETANDO A EXPRESSÃO DE EQUILÍBRIO
Entender as expressões de equilíbrio é fundamental. Precisamos correlacionar a teoria, 
a prática, e a expressão matemática do equilíbrio químico. As expressões matemáticas 
das ciências naturais visam descrever o comportamento dos sistemas, e elas são 
derivadas de observações experimentais. Portanto, entendê-las também é entender o 
comportamento real dos nossos objetos de estudo.
Assim, a constante de equilíbrio é uma consequência da ocorrência natural da reação, 
que relaciona a concentração dos produtos formados com a concentração dos reagentes 
presentes no equilíbrio. 
Por exemplo, a constante de equilíbrio da reação 
2NO2(g) ⇌ N2 O4(g) KC = 
[N2 O4 ]
tem o valor de 4,72 a 373 K. Esse valor é obtido sempre que a reação atinge o equilíbrio, 
independente das concentrações iniciais de reagentes e produtos. Veja uma tabela com 
uma série de experimentos, partindo de concentrações diferentes do reagente:
[NO2]2
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o 2NO2(g) ⇌ N2 O4(g) 
Experimento
[NO2] inicial
(mol/L)
[N2O4] inicial
(mol/L)
[NO2] no 
equilíbrio
(mol/L)
[N2O4] no 
equilíbrio
(mol/L)
KC
1 0,02 0,0 0,0172 0,0014 4,73
2 0,03 0,0 0,0243 0,0028 4,73
3 0,04 0,0 0,0310 0,0045 4,71
Jogando os valores das concentrações no equilíbrio na expressão de Kc, sempre 
obteremos um valor muito próximo de 4,72, que é a constante de equilíbrio para esta 
reação. Partimos de concentrações diferentes do reagente em cada experimento, 
e chegamos a concentrações diferentes. Porém, a relação [produto]/[reagente] se 
manteve constante.
Assim, podemos prever a quantidade de produto formado, se tivermos a constante de 
equilíbrio para uma reação e a concentração dos reagentes que pretendemos utilizar.
CÁLCULOS DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
O cálculo da constante de equilíbrio, quando temos as concentrações no equilíbrio é 
bastante simples: basta usarmos a fórmula do Kc para calculá-la. 
(UEPG 2016) Amônia gasosa (NH3) foi obtida em um recipiente a 25 °C, onde se 
adicionou 1,0 mol de N2(g) e 3,0 mols de H2(g). Considerando a reação e a condição 
de equilíbrio do sistema, assinale o que for correto. 
01) A reação é representada pela equação N2(g)+3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g). 
02) A constante de equilíbrio pode ser expressa como KC=[NH3 ]3/[N2 ]2 [H2 ]. 
04) Se no equilíbrio [NH3 ]=[N2 ]=[H2 ]=2,0 mol/(L,) então KC=0,25. 
08) A formação de 0,1 mol de NH3 indica que em condições de estequiometria 
reagiu 0,3 mol de N2. 
Resposta:
01 + 04 = 05.
[01] Correta. A reação de formação da amônia é dada por: 
N2(g)+3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
[02] Incorreta. A constante de equilíbrio dessa reação é expressa por:
EXERCÍCIO RESOLVIDO
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[04] Correta. Utilizando as concentrações fornecidas pelo enunciado, o cálculo de 
Kc é simples:
[08] Incorreta. A proporção estequiométrica dada pela reação é:
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
1 mol 3 mols 2 mols
0,05mol 0,15mol 0,1 mol
Assim, na formação de 0,1 mol de amônia, foram gastos 0,05 mol de gás 
nitrogênio. 
Porém, nem sempre o vestibular dará de pronto as concentrações para calcularmos 
o Kc. Nesses casos, precisaremos descobrir a concentração de um dos reagentes ou 
produtos no equilíbrio para obtermos o valor da constante. E aí, precisamos entender 
bem o balanceamento da reação e o cálculo estequiométrico, entendendo as proporções 
entre produtos consumidos e reagentes formados.
(UFRGS 2019) Quando se monitoram as concentrações na reação de dimerização 
do NO2, 2NO2 ⇌ N2O4, obtém-se a seguinte tabela (concentrações em mol L-1)
NO2 N2O4
Inicial 2 0
Tempo muito longo x 0,8
Qual o valor de x em mol L-1 e qual o valor da constante de equilíbrio em termos 
das concentrações? 
Resposta:
Primeiro, vamos interpreter as informações trazidas na tabela. No instante inicial, 
havia 2 mols de NO2 e nada de produto (0 do gráfico abaixo). Decorrido um tempo 
muito longo, as concentrações estabilizaram-se, e foram formados 0,8 mol de 
produto (linha azul). 
[reagentes]y [H2]3⋅[N2]
[produtos]x [NH3]2 kc= → kc=
[2,0]3 ⋅[2,0]
[2,0]2
 kc= = 0,25
EXERCÍCIO RESOLVIDO
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Já os reagentes são consumidos. Decorrido um certo tempo, uma parte dos 2,0 
mols foi consumida. A quantidade de reagentes que sobrou (x) é a que usaremos 
para o cálculo da constante de equilíbrio.
Precisamos, então, determinar o valor de x para utilizá-lo na expressão de equilíbrio. 
A concentração dos produtos e reagentes segue o balanceamento da equação:
2 NO2 ⇌ N2 O4
Para cada 2 mols de NO2, 1 mol de N2O4 é produzido. Assim, para sabermos quando 
de NO2 restou, basta descobrirmos a quantidade de reagente que foi consumida, e 
subtraí-la da concentração inicial. 
 2 mol de NO2 --------1 mol de N2O4
n mols consumidos -------- 0,8 mol de N2O4
n = 1,6 mol de NO2 consumidos.
No entanto, havia inicialmente 2 mols de NO2, dos quais apenas 1,6 foram 
consumidos. 
x = N° de mol inicial – N° de mols consumido
x = 2,0 – 1,6
x = 0,4 mol
Agora que sabemos que a concentração final de NO2 é de 0,4 mol/L, Podemos 
finalmente calcular a constante de equilíbrio a partir dos dados fornecidos na tabela:
[NO2 ]2 (0,4)2
[N2O4]1 (0,8)1 kc= kc=
KC=5
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oCÁLCULOS DAS CONCENTRAÇÕES NO EQUILÍBRIO
Tendo as concentrações iniciais e a constante de equilíbrio, é possível descobrir a 
concentração final dos reagentes e produtos no estado de equilíbrio químico. É assim 
que a maioria dos vestibulares costuma cobrar este conteúdo: a partir da reação 
balanceada e dos reagentes de partida, determinar as concentrações finais do sistema.
Assim, precisamos construir as chamadas tabelas de reação. Nessas tabelas, tratamos 
a concentração dos produtos como uma incógnita, e fazemos a subtração dela da 
concentração inicial dos reagentes. É bom estar afiado na matemática básica!
(CESGRANRIO-RJ – adaptado) Três mols de etanol (C2H5OH) e 3 mols de ácido 
etanoico (CH3COOH) são colocados, em condições de reagir, em um recipiente com 
um solvente não aquoso. No equilíbrio, a constante Kc é igual a 4,0 na temperatura 
T. A equação que representa o equilíbrio é:
C2H5OH(g) + CH3COOH(g) ⇌ CH3COOC2H5(g) + H2O(l)
Qual a quantidade em mols do éster será obtida no equilíbrio, na temperatura T?
Resposta:
Precisamos, nesse caso, montar a tabela de reação. Nela, relacionamos as 
concentrações iniciais com a concentração final dos produtos. A concentração final 
dos reagentes depende de quanto formamos dos produtos; por isso, é possível 
trabalhar com as incógnitas para resolver esse tipo de questão.
Nesse tipo de tabela, partimos da concentração inicial que temos (linha 1); 
Ao decorrer da reação, formamos uma certa quantidade de produtos. Porém, 
não sabemos quais são essas quantidades: chamaremo-as de X (linha 2). As 
quantidades formadas e consumidas em mol são idênticas, pois toda a reação 
segue a ordem 1:1.
No final da reação, no equilíbrio, teremos consumido uma certa quantidade de 
reagentes. Subtraímos a quantidade de consumida da concentração inicial para 
obter a concentração final dos reagentes (linha 3)
C2H5OH(g) CH3COOH(g) ⇌ CH3COOC2H5(g) H2O(l)
Concentração 
inicial 3 mol/L 3 mol/L ⇌ 0 0
Reagiu - X - X ⇌ + X + X
Concentração 
no equilíbrio 3 - X 3 - X ⇌ X X
EXERCÍCIO RESOLVIDO
Obedece às proporções 
estequiométricas
Diferença da 
concentração inicial 
com o que foi 
consumido/produzido
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o Agora, finalmente temos as concentrações no equilíbrio para podermos calcular a 
constante:
Resolvendo:
2(3-X)=X → 6-2X=X
3X = 6 →X = 2
CONSTANTE EM TERMOS DE PRESSÃO
Além da constante Kc, é também possível expressar a constante de equilíbrio em termos 
das pressões parciais para as reações que acontecem em estado gasoso. Utilizando o 
exemplo anterior, poderíamos também expressar o Kp:
2NO2(g) ⇌ N2 O4(g) Kp=
 PN2O4
 (PNO2)
Kp=
 (PA)x
 (PB)Y
Expressão geral de Kp
Veja que a expressão do KC é idêntica à expressão do KP, com a diferença que usamos as 
pressões parciais de cada gás, e não mais sua concentração molar. Podemos calcular as 
pressões parciais de NO2 e N2O4 a partir de suas concentrações no equilíbrio utilizando 
a Equação de Clapeyron. A temperatura fornecida foi de 373 K.
[NO2] no 
equilíbrio
(mol/L)
[N2O4] no 
equilíbrio
(mol/L)
0,0172 0,0014
[C2H5 OH]×[CH3COOH]
[CH3COOC2H5 ]×[H2O] kc=
(3-X)⋅(3-X) (3-X)2
X⋅X X2 4,0= → 4,0=
(3-X)2 (3-X)
X2 X
 22= → 2=
pV = nRT ; [C] = n/v
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oCalculando a pressão parcial do N2O4:
PN2O4 = 0,00140 
mol . 0,082 atm.L . 373K
PN2O4 = 0,0428 atm
Agora, podemos calcular a constante de equilíbrio em termos das pressões parciais:
Podemos, porém, mais facilmente relacionar Kc e KP. Da relação anterior, vimos que 
p = [concentração]RT. Podemos então, substituir a expressão da pressão em função da 
concentração na expressão do KP:
Porém, [N2O4]/[NO2]2 é exatamente igual ao KC. Então, podemos substituir:
Reescrevendo:
KP = Kc.(RT)(1-2)
Assim, o cálculo do KP fica simplificado, e chegamos exatamente no mesmo valor:
Generalizando, a relação entre Kc e KP para uma equação genérica fica:
KP = KC (RT)Δn
Relação geral entre KC e KP
Onde 
 f Kc constante de equilíbrio em função da concentração
 f R: constante universal dos gases (0,082 atm.L.mol-1 K-1)
 f T: temperatura em Kelvin
 f Δn: variação do número de mols da reação (produtos gasosos – reagentes 
gasosos)
Δn=mols de produtos(g)-mols de reagentes(g)
PNO2 (0,526 atm)2
PN2O4 0,0428 atmKP= → KP=
(RT)2
KC.(RT)1 KP=
L mol.K
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DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO 
Já sabemos que quando uma reação química reversível ocorre em recipiente fechado, o 
sistema entra em equilíbrio químico quando as velocidades das reações direta e inversa 
são iguais, para uma dada temperatura. Mas quais são os outros fatores que deslocam 
o sistema em equilíbrio? Mais importante, o que é deslocar o equilíbrio?
Primeiro, vamos relembrar o que significa estar em equilíbrio:
 f A velocidade das reações direta e inversa é igual;
 f A concentração dos reagentes e produtos é constante.
Mas o que acontece quando a velocidade da reação direta é diferente da reação inversa?
Nesse caso, vamos estar formando os produtos mais rápido do que eles se 
decompõem de volta nos reagentes. Assim, aumentamos a concentração dos 
produtos, e a concentração dos reagentes, diminui.
Deslocar o equilíbrio significa favorecer a formação de um dos componentes: ou seja, 
aumentar a velocidade de formação de determinada espécie, reagente ou produto.
Quando aumentamos a velocidade de formação dos produtos (velocidade da reação 
direta) com a perturbação, evidentemente, aumentamos a concentração dos produtos.
Quando a perturbação aumenta a velocidade da reação inversa, os reagentes são 
formados mais rapidamente. Aumentamos a velocidade de formação dos reagentes; 
consequentemente, a concentração dos reagentes aumenta.
Aumentar a velocidade de formação dos produtos:
Deslocar a reação no sentido direto
Aumentar a concentração dos produtos
Diminuir a concentração dos reagentes
Aumentar a velocidade de formação dos reagentes:
Deslocar a reação no sentido inverso
Aumentar a concentração de reagentes
Diminuir a concentração dos produtos
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rio É importante salientar que essas perturbações são passageiras. Como a constante 
de equilíbrio é uma constante (a relação entre [produtos]/[reagentes] é sempre 
numericamente igual para uma dada temperatura), qualquer alteração na concentração 
de uma das espécies vai exigir que todo o sistema se rearranje para que o valor da 
constante de equilíbrio permaneça o mesmo e desfaça a pertubação. Esse “rearranjo” 
é sempre aumentar a velocidade de formação de uma das espécies, aumentando 
então, sua concentração. Esse é o deslocamento de equilíbrio.
O cientista e engenheiro químico francês Le Châtelier, estudando o comportamento 
dos sistemas em equilíbrio químico, chegou à seguinte conclusão experimental:
Princípio de Le Châtelier: Quando um sistema em equilíbrio 
sofre uma perturbação, este se desloca para minimizar e anular 
essa perturbação para criar um novo estado de equilíbrio, em 
que as concentrações das espécies são diferentes das iniciais.
Note que, mesmo que as concentrações sejam diferentes das iniciais, a relação [produto]/
[reagente] será sempre a mesma!
Basta analisarmos os fatores que conseguem alterar a velocidade de uma reação 
química que conseguiremos entender se há ou não o favorecimento de algum sentido 
da reação. Vejamos:
1. Alteração da concentração dos reagentes e dos produtos;
2. Variação da pressão, para reações gasosas;
3. Temperatura.
4. Catalisadores.
Vamos analisar cada um dos fatores individualmente.
ALTERAÇÕES NA CONCENTRAÇÃO
O estado de equilíbrio é definido pelas velocidades das reações direta e inversa. Quando 
as velocidades se igualam, não percebemos mais alterações nas concentrações dos 
produtos e dos reagentes, porque os produtos são consumidos na mesma medida em 
que são formados.
Porém, quando adicionamos mais reagentes, por exemplo, a velocidade da formação 
direta aumenta, porque a velocidade de formação dos produtos depende da 
concentração dos reagentes:
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rioAssim, com a adição de reagentes aumentamos momentaneamente a velocidade de 
formação de produtos. A concentração dos reagentes diminui gradualmente a partir do 
momento da adição, e a dos reagentes aumenta, até que o equilíbrio seja novamente 
atingido.
Ao adicionarmos produtos a um sistema em equilíbrio, o mesmo acontece. A velocidade 
da reação inversa depende da concentração dos produtos. Então, aumentando a 
concentração dos produtos, aumentamos a velocidade de consumo desses produtos. 
Como eles são consumidos mais rapidamente, os reagentes são formados mais 
rapidamente.
Nesse caso, os produtos adicionados vão ser gradualmente consumidos, formando 
gradualmente os reagentes, até que um estado de equilíbrio com novas concentrações 
seja atingido.
No gráfico abaixo, está representada a reação N2O4 ⇌ 2 NO2. Veja que, inicialmente o 
equilíbrio é atingido no instante t1 com as concentrações [N2O4] = 1,6 mol/L e [NO2] = 
0,8 mol/L. No instante t2, mais N2O4 é adicionado ao sistema, e imediamente começa 
a ser consumido; mais NO2 é formado, e o equilíbrio é atingido no instante t3 com as 
concentrações [NO2] = 0,9 mo/L e [N2O4]= 2,0 mol/L.
N2O4
NO2
Concentração
Estado de 
equilíbrio inicial
Adição de 
reagente Novo estado 
de equilíbrio
2,0 mol
1,6 mol
0,9 mol
0,8 mol
0 t1 t2 t3 Tempo
Calculando as consntantes de equilíbrio Kc para os momentos t1 e t3, note que ela não 
sofre alteração:
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Por isso, dizemos que um novo estado de equilíbrio foi atingido, onde as velocidades 
das reações são iguais, mas as concentrações são diferentes do estado de equilíbrio 
inicial.
Assim, concluímos que:
A adição de reagentes favorece a formação dos produtos.
Desloca o equilíbrio no sentido da reação direta.
Desloca o equilíbrio para a direita.
A adição de produtos favorece a formação dos reagentes.
Desloca o equilíbrio no sentido da reação inversa.
Desloca oequilíbrio para a esquerda.
O oposto é verdadeiro quando retiramos um dos componentes do sistema. O sistema 
se rearranja de modo a repor o componente que foi retirado:
A remoção de reagentes favorece a formação dos reagentes.
Desloca o equilíbrio no sentido da reação inversa.
Desloca o equilíbrio para a esquerda.
A remoção de produtos favorece a formação dos produtos.
Desloca o equilíbrio no sentido da reação direta.
Desloca o equilíbrio para a direta.
VARIAÇÃO DE PRESSÃO
A variação de pressão só altera a velocidade das reações gasosas! Portanto, só esse 
tipo de equilíbrio será afetado pelas variações de pressão.
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rioPela teoria das colisões e a cinética dos gases, sabemos que a pressão é inversamente 
proporcional ao volume. Assim, o aumento de pressão (à temperatura constante) requer 
a diminuição do volume do sistema.
Diminuindo o volume, aumentamos a concentração das espécies gasosas (mol/L). Não 
porque a quantidade de matéria aumentou, mas porque o volume diminuiu. Assim, as 
moléculas se chocam mais, e a velocidade da reação aumenta.
Nesse caso, a reação mais favorecida vai ser a que tiver maior quantidade de matéria 
em mol.
Na reação anterior,
N2O4 ⇌ 2 NO2
Perceba que do lado dos reagentes só há 1 mol, e no lado dos produtos, há 2 mol. 
Assim, com a diminuição de pressão, a concentração dos produtos aumenta mais do 
que a concentração dos reagentes.
Vamos supor que inicialmente, temos o volume de 1 L no estado de equilíbrio: 1 mol/L 
de N2O4, e 2 mol/L de NO2. O que acontece se aumentarmos a pressão, diminuindo o 
volume para meio litro?
Para o N2O4:
(aumentou em 1 mol)
Para o NO2:
(aumentou em 2 mol)
Veja que a concentração dos produtos aumentou mais do que a concentração dos 
reagentes. Consequentemente, a reação de decomposição dos produtos é bem mais 
favorecida, devido ao seu coeficiente estequiométrico:
1 mol
L
22 mol
L
2 mol
L
4 mol
L
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Quando aumentamos a velocidade de decomposição dos produtos, a concentração dos 
reagentes aumenta. Assim, dizemos que o aumento de pressão desloca o equilíbrio 
no sentido de menor volume.
Alternativamente, podemos ver o que acontece com a diminuição da pressão (aumento 
de volume). Obviamente, a diminuição do volume afeta as concentrações de reagentes 
e produtos.
Mas em termos de velocidade, aquele lado que tiver maior volume molar (maior 
coeficiente estequiométrico), terá seu consumo favorecido: a diminuição de pressão 
desloca o equilíbrio no sentido de maior volume.
Podemos pensar em termos de Kp, chegando em uma expressão que nos permite 
observar diretamente a constante de equilíbrio em função das frações molares e da 
pressão total do sistema.
Lembre que a pressão parcial de n é a sua fração molar multiplicada pela pressão total: 
Pn = xn.PT.
Podemos substituir as pressões parciais na expressão do KP:
Cortando os termos da pressão total, obtemos a expressão final para o Kp desta reação:
Como a pressão total PT está no numerador, seu aumento obrigatoriamente exige que 
a fração molar de NO2 (xNO2) diminua e a fração molar de N2O4 (xN2O4) aumente, para que 
o valor de KP se mantenha constante. Assim, a fração molar do lado de menor volume 
aumenta.
Se a pressão total estivesse no denominador, seria porque o lado dos reagentes tem 
maior número de mols. O aumento da pressão total, aí, exigiria que o lado de menor 
volume (produtos) tivesse sua fração molar aumentada para que o valor de KP se 
mantivesse, como é o caso da reação de formação da amônia:
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Nesse caso, o aumento de pressão exige uma diminuição nos valores do denominador 
(quantidades de H2 e N2), e aumento da quantidade dos produtos, que têm menor 
volume.
O aumento de pressão desloca o equilíbrio no sentido de menor número de mols.
A diminuição de pressão desloca o equilíbrio no sentido de maior número de mols.
(UERJ 2020) Considere as quatro reações químicas em equilíbrio apresentadas 
abaixo.
I. H2(g) + I2(g) ⇌ 2 HI(g)
II. 2 SO2(g) + O2(g) ⇌ 2 SO3(g)
III. CO(g) + NO2(g) ⇌ CO2(g) + NO(g)
IV. 2 H2O(g) ⇌ 2 H2(g) + O2(g)
Após submetê-las a um aumento de pressão, o deslocamento do equilíbrio gerou 
aumento também na concentração dos produtos na seguinte reação:
a) I
b) II
c) III
d) IV
Gabarito:
[B]
𝑃 ↑× 𝑉 ↓= 𝑘
Aumento de pressão implica em diminuição de volume.
EXERCÍCIO RESOLVIDO
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VARIAÇÃO NA TEMPERATURA
Até agora trabalhamos com a variação de concentração e pressão com a temperatura 
constante.
Nesses casos, a constante de equilíbrio também se mantinha constante. Com a variação 
de temperatura, porém, teremos uma nova constante de equilíbrio: a relação [produtos]/
[reagentes] não é mais a mesma.
O valor de K é alterado pela temperatura.
O aumento da temperatura aumenta as velocidades tanto da reação direta quanto da 
inversa.
Mas a reação mais favorecida será aquela que necessita de energia para acontecer: ou 
seja, a endotérmica.
O aumento da temperatura favorece a reação endotérmica.
A diminuição da temperatura favorece a reação exotérmica.
(UFRGS 2018) Considere os dados termodinâmicos da reação abaixo, na tabela a 
seguir.
CO(g) + NO2(g) ⇌ CO2(g) + NO(g)
Substância 𝐂𝐎 𝐍𝐎𝟐 𝐂𝐎𝟐 𝐍𝐎
𝚫𝐇𝐟 (𝐤𝐉 𝐦𝐨𝐥−𝟏) −𝟏𝟏𝟎, 𝟓 𝟑𝟑, 𝟐 −𝟑𝟗𝟑, 𝟓 𝟗𝟎, 𝟑
Com base nesses dados, considere as seguintes afirmações sobre o deslocamento 
do equilíbrio químico dessa reação.
EXERCÍCIO RESOLVIDO
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rioI. O aumento da temperatura desloca no sentido dos produtos.
II. O aumento da pressão desloca no sentido dos produtos.
III. A adição de CO2 desloca no sentido dos reagentes.
Quais estão corretas?
a) Apenas I.
b) Apenas II.
c) Apenas III.
d) Apenas I e II.
e) I, II e III. 
Resolução:
[C]
[I] Incorreta. O aumento da temperatura desloca no sentido dos reagentes (reação 
endotérmica).
[II] Incorreta. A variação de pressão não desloca o equilíbrio.
[III] Correta. A adição de CO2 desloca no sentido dos reagentes.
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rio CATALISADOR
Os catalisadores atuam diminuindo a energia necessária para que uma reação ocorra. 
Eles diminuem essa energia tanto no sentido direto quanto no sentido inverso, então 
ambas as reações têm um incremento de velocidade! Nesse caso, o incremento de 
velocidade é proporcional, e elas continuam constantes.
Por isso, apesar de aumentar as velocidades das reações, o catalisador não desloca 
o equilíbrio químico!
RESUMO
Fatores que deslocam o equilíbrio de um sistema
Fator Sentido do deslocamento
Aumento na 
concentração 
de reagentes 
O aumento da concentração em mol/L de reagentes desloca o equilíbrio 
no sentido de formação dos produtos.
A adição de PCl3(g) ou Cl2(g) desloca o equilíbrio no sentido de formação 
de PCl(g)
1PCl3(g) + 1Cl2(g) ⇌ 1PCl5(g)
Diminuição 
na 
concentração 
de reagentes
A diminuição da concentração em mol/L de reagentes desloca o 
equilíbrio no sentido de formação dos reagentes. 
A retirada de PCl3(g) ou Cl2(g) desloca o equilíbrio no sentido de 
formação de PCl3(g) e Cl2(g). 
1PCl3 + 1Cl2(g) ⇌ 1PCl5(g)
Aumento na 
concentração 
de produtos
A diminuição da concentração em mol/L de produtos desloca o 
equilíbrio no sentido de formação dos reagentes. 
A adição de PCl3(g) + 1 Cl2(g). 
1 PCl3(g) + 1 Cl2(g) ⇌ 1 PCl5(g)
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ANOTAÇÕES
Diminuição 
na 
concentração 
de produtos
A diminuição da concentração em mol/L de produção desloca o 
equilíbrio no sentido de formação dos produtos. 
A retirada de PCl5(g) desloca o equilíbrio no sentido de formação de 
PCl5(g). 
1PCl(g) + 1Cl2(g) ⇌ 1PCl5(g)
Aumento da 
pressão 
O aumento da pressão em um sistema em equilíbrio-evolvendo sub-
stâncias no estado gasoso-desloca o equilíbrio no sentidode con-
tração de volume. 
O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido de formação de 
PCl5(g). 
1 PCl3(g) + 1Cl2(g) ⇌ 1 PCl5(g)
 2 volumes 1 volume
Diminuição 
da pressão
A diminuição da pressão em um sistema em equilíbrio-envolvendo sub-
stâncias no estado gasoso-desloca o equilíbrio no sentido de expansão 
de volume. 
A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido de formação de 
PCl3(g) e Cl2(g). 
1 PCl3(g) + 1Cl2(g) ⇌ 1 PCl5(g)
 2 volumes 1 volume
Aumento da 
temperatura
O aumento da temperatura em um sistema em equilíbrio desloca o 
equilíbrio no sentido da reação endotérmica. 
O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido de for-
mação de PCl3(g) e Cl2(g). 
1 PCl3(g) + 1 Cl2(g) ⇌ 1 PCl5(g) + calor
Diminuição 
da 
temperatura
A diminuição da temperatura em um sistema em equilíbrio desloca o 
equilíbrio no sentido da reação exotérmica. 
A diminuição da temperatura em sistema em equilíbrio desloca o 
equilíbrio no sentido de formação de PCl5(g). 
1 PCl3(g) + 1Cl2(g) ⇌ 1PCl5(g) + calor
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EQUILÍBRIO IÔNICO
Os equilíbrios químicos podem ser analisados conforme a presença apenas de moléculas 
ou de íons. Anteriormente, toda a discussão inicial para o conceito de equilíbrio químico 
foi pautado em reações químicas que envolvem moléculas, agora iremos centrar a 
discussão para os equilíbrios que descrevem a participação de partículas carregadas 
positivamente (cátion) e carregadas negativamente (ânion) para reações reversíveis. Por 
esse motivo recebe o nome de equilíbrio iônico, o principal exemplo é a autoionização 
da água:
Quando um composto covalente se ioniza em água, caracterizando um ácido ou uma 
base quando se dissocia, temos a formação de íons em solução aquosa. Temos os 
seguintes equilíbrios iônicos:
Ionização
HA + H2O(ℓ) H3O1+(aq) + A1-(aq)
Dependendo da natureza do ácido, o equilíbrio iônico pode estar deslocado para 
produtos caso o ácido seja classificado como forte ou deslocado para reagentes quando 
o grau de acidez é baixo.
Dissociação
 COH C1+(aq) + OH1-(aq)
Para bases que são consideradas fortes, o equilíbrio químico é deslocado para direita e 
quando seu grau de dissociação é baixo está deslocado para reagentes.
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO
Como anteriormente, expressamos constantes de equilíbrio para as reações químicas 
moleculares, podemos adotar as mesmas definições para descrever a constante de 
Ionização e dissociação para reações químicas que envolvem a presença de íons:
HA + H2O(ℓ) H3O1+(aq) + A1-(aq)
reação direta
reação inversa
reação direta
reação inversa
reação direta
reação inversa
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a A expressão de KC para essa reação é:
Kc= 
[H3O1+] . [A1-]
[HA] . [H2O]
Aqui temos que lembrar que como as soluções são consideradas diluídas, a concentração 
de água é considerada como uma constante, por esse motivo podemos reescrever o 
equilíbrio como sendo:
Ki = 
[H3O1+] . [A1-]
[HA] 
Lembrando que Ki é a representação para constante de ionização. E para a constante de 
dissociação temos que:
COH C1+(aq) + OH1-(aq) 
Ki = 
[C1+] . [OH1-]
[COH] 
Vale destacar alguns pontos importantes
� Quanto maior a constante de equilíbrio para o ácido, Ka, o equilíbrio da reação 
química está deslocada para produtos e sua força também será maior, ou seja, 
maior presença de íons.
� Quanto maior a constante de equilíbrio para a base, Kb, o equilíbrio da reação 
química reação química está deslocada para produtos e sua força também será 
maior, ou seja, maior presença de íons.
� Cabe ressaltar que tanto Ka e Kb, variam conforme a temperatura.
Quanto maior o valor da constante de ionização Ki ou Ka ou Kb, maior a força ácida 
ou básica da subtância.
POLIÁCIDOS E POLIBASES
Como vimos nas funções inorgânicas, ácido e base, podem ser classificados conforme a 
quantidade de íons H+(aq) ou OH-(aq) em solução. Um poliácido ou polibase, são espécies 
químicas que em solução aquosa liberam 2 ou mais mol de íons hidrônio ou hidroxila. 
Por esse motivo algumas considerações são importantes para expressar a constante 
de equilíbrio, como:
1: H3A + H2O ⇄ H3O1+ + H2A1- (Ki1, α1)
2: H2A1- + H2O ⇄ H3O1+ + HA2- (Ki2, α1)
reação direta
reação inversa
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a
3: HA2- + H2O ⇄ H3O1+ + A3- (Ki3, α1)
H3A + 3 H2O ⇄ 3 H3O1+ + A3- (Kin, αn)
Observe para o exemplo anterior que o ácido libera em água, 3 mol de íons hidrônio e 
expressando a constante de equilíbrio para cada etapa temos que:
Ki1=
[H2A1-] . [H3O1+] ; Ki2= 
[HA2-] . [H3O1+] 
[H3A] [H2A1-]
Partindo da análise das constantes de equilíbrio, para as etapas de ionização 1, 2 e 
3, verifica-se que a constante de ionização para a equação global nada mais significa 
que a multiplicação entre as constantes (K1 x K2 x K3), obtendo assim Kin (constante da 
equação global). Acompanhe:
 
Ki1.Ki2.Ki3 =
[H2A1-] . [H3O1+] . [HA2-] . [H3O1+] . [A3-] . [H3O1+]
[H3A] [H2A1-] [HA2-]
Ki1.Ki2.Ki3 =
[A3-] . [H3O1+]3 = Kin
[H3A]
PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE
De acordo com a teoria de Arrhenius, toda substância que reage com a água e libera 
íons H+(aq) é ácido e aquelas que liberam OH-(aq) são base. Contudo, existem substâncias 
que apresentam características ácidas ou básicas sem a necessidade de reagir com 
água, como é evidenciado nos trabalhos dos químicos Johannes Nicolaus Bronsted e 
Thomas Martin Lowry que amplia esses conceitos.
Ácido é toda espécie química que doa um próton H+ e base é toda espécie química 
capaz de receber um próton H+.
Acompanhe o exemplo a seguir:
HCl(g) + H2O(ℓ) H3O1+(aq) + Cl1-(aq)
reação direta
reação inversa
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a Teremos:
doa 
próton, 
H1+
recebe 
próton, 
H1+
HCl ácido Cl1- base H2O base H3O1+ ácido
recebe 
próton, 
H1+
doa 
próton, 
H1+
Observe que a diferença entre as espécies químicas, reside na presença do próton 
(H+(aq)). Esse par de espécies é chamado de par conjugado. Para o exemplo anterior o 
par conjugado são as espécies HCl/Cl-. É importantíssimo lembrar que:
Em um par conjugado, quanto mais ácido for uma espécie química a base 
conjugada será fraca, e ao contrário também é verdadeiro, quanto mais fraco for 
o ácido mais forte será sua base conjugada.
A mesma generalização aplica-se para as espécies químicas que apresentam 
características básicas. Quanto mais forte a base, mais fraco será o seu ácido conjugado, 
e o contrário é verdadeiro, quanto mais fraco for a base, mais forte será o ácido conjugado.
JubiDica de Vida: Doa próton 
com facilidade, é ser um ácido 
forte. Base conjugada fraca.
Receber próton com facilidade, 
é ser uma base forte. Ácido 
conjugado fraco. 
LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD
Na imagem a seguir temos o prêmio Nobel 
de 1909, o letão (nascido na Letônia) 
químico Wilhelm Ostwald (1853 – 1932). 
Entre as diversas contribuições para a 
comunidade científica, uma delas foi para 
os equilíbrios químicos iônicos, recebendo 
o seu sobrenome. Diz que:
Para uma temperatura determinada, à medida que a 
concentração em termos de quantidade de matéria 
(mol/L) de um eletrólito diminui, seu grau de ionização ou 
 dissociação (α) aumenta.
ATENÇÃO: Eletrólitos são espécies químicas que, em solução aquosa, conduzem 
corrente elétrica.
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aJubiAluno e JubiAluna, é preciso recordar que o grau de ionização é definido por:
α =
quantidade de matéria ionizada ou dissociada (nd)
quantidade de matéria inicial (ni)
Considerando um eletrólito genérico como CA, dissolvido em um volume V de solução, 
temos que:
Quantidades 
envolvidas 1CA(s) 1C
1+
(aq) + 1A1-(aq)
I. Quantidade 
de matéria no 
início
n mol zerozero
II. Quantidade 
de matéria 
ionizada ou 
dissociada e a 
que se formou
α.n mol α.n mol α.n mol
III. Quantidade 
de matéria que 
permanece no 
equilíbrio
n - α.n mol α.n mol α.n mol
IV. 
Concentração 
em quantidade 
de matéria no 
equilíbrio
n - α.n mol .L-1
 V
α.n mol .L-1
 V
α.n mol .L-1
 V
Para o equilíbrio acima: Ki=
[C1+] . [A-1]
; então:
[CA]
Ki = → Ki = → Ki = . → Ki =
Mas como:
n 
=
mol
então: Ki=
α2
. [ ] 
V L (1-α)
De acordo com a definição anterior, observe que quando a [ ] tende a zero, o produto 
entre os termos α2 e [ ] também tende a zero. Como Ki é uma constante, a diferença 
presente no denominador (1 – α) também tenderá a zero, ou seja, para que isso seja 
verdadeiro o valor de α deverá tender a 1. Como a maioria dos eletrólitos em estudo são 
α2.n2
n.(1-α)
V 
V2 
α2.n
V . (1-α)
α.n α.n
V 
n-α.n
V 
V 
α2.n2
n.(1-α)
V 
V2 
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a fraco, o valor de α é também muito pequeno, o termo (1 – α) é praticamente 1. Assim, 
podemos considerar que:
 
Ki= α2. [ ] (eletrólito fraco)
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIOS IÔNICOS
Como a grande maioria dos equilíbrios iônicos ocorrem em solução (na maior parte 
das vezes o solvente é a água), eles praticamente não são afetados com o aumento ou 
diminuição da pressão, sendo esse fator mais sensível para equilíbrios químicos gasosos. 
Considerando a temperatura constante, o fator da concentração é o principal fator que 
altera o estado de equilíbrio iônico. As variações podem ocorrer de duas maneiras:
1. Adição de Substâncias ou de íons que estão em equilíbrio. De acordo com o princípio 
de Le Chatelier, o estado de equilíbrio será afetado e irá deslocar no sentido em que 
a substância ou íon acrescentado é consumido, de modo que anule ou minimize a 
perturbação. 
2. Adição de substâncias ou de íons que reagem consumindo as espécies químicas que 
estão em equilíbrio. Para essas ocasiões, o deslocamento de equilíbrio será no sentido de 
formação da substância ou do íon consumido, de modo que o estado de equilíbrio químico 
seja reestabelecido.
POTENCIAL HIDROGENIÔNICO (PH) E PONTENCIAL 
HIDROXILIÔNICO (POH)
Vimos anteriormente, que a água descreve também um equilíbrio químico entre os seus 
íons hidrônios (H+) e hidroxilas (OH-). Como segue temos que:
Expressando a constante de equilíbrio para a autoprotólise da água, temos:
Kc =
[H3O1+] . [OH1-]
[H2O]2
Como vimos, a concentração mol/L para líquidos puros é 1, logo o Kc assume:
 Kc . [H2O]2 = [H3O1+].[OH1-] Kc . 12 = [H3O1+] . [OH1-]
A multiplicação entre [H3O+] e [OH-], recebe o nome de produto iônico da água e é 
simbolizado por Kw (o termo W vem da palavra em inglês water).
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a Kw = [H3O1+] . [OH1-]
Vale relembrar que o equilíbrio químico é alterado pela temperatura. Outro ponto 
importante é que a concentração mol/L dos íons em solução é muito pequena, por esse 
motivo utiliza-se o cologaritmo decimal na base de dez para expressar a quantidade. 
Na matemática temos que:
 colog x = -log x
Aplicando para os íons hidrônio e hidroxila, temos que:
 pH= -log[H3O1+], portanto, [H3O1+]= 10-pH 
pOH= -log[OH1-], portanto, [OH1-]= 10-pOH
De acordo com a concentração dos íons presentes na solução, podemos classificar em 
soluções: 
Neutra: Para esse caso, temos as concentrações de [H3O+] e [OH-] iguais, ou seja, a 
quantidade de matéria para um determinado volume é igual para os cátions hidrônios e 
ânions hidroxila. Matematicamente temos que:
Kw = [H3O1+].[OH1-] = 1,0 . 10-14 
[H3O1+] = [OH1-] = 1,0.10-7 mol/L 
Calculando o pH e pOH, nessas condições: 
pH = -log [H3O1+] pOH = -log[OH1-] 
pH = -log 1,0 . 10-7 pOH = -log 1,0 . 10-7 
pH = 7 pOH = 7 
Solução neutra: pH = pOH
Básico: Quando a concentração em 
solução de [OH-]é maior quando 
comparado com os íons hidrônios, 
dizemos que a solução é básica.
Solução básica: [OH] > [H3O+]
Ácida: Quando a concentração em 
solução de [H3O+] é maior quando 
comparado com os íons hidroxilas, 
dizemos que a solução é acida.
Solução ácida: [H3O1+] > [OH1-]
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a A escala de pH é construída conforme as substâncias que atuam como indicadores, 
existem várias. As principais que são indicadores ácido-base:
Extrato de repolho roxo: no extrato de repolho roxo, temos a presença de substâncias 
conhecidas como antocianinas. Aqui tudo se trata de uma questão de equilíbrio 
químico, pois a medida que o pH da solução é alterado a estrutura atômico-molecular 
da antocianina também é alterado, devido o deslocamento do estado de equilíbrio. Veja 
a seguir:
As alterações na estrutura atômico-
molecular, a medida que o pH é alterado 
gradativamente as estruturas estabelecem 
novos estados de equilíbrio químico, assim 
é possível construir uma escala de pH, com 
multicores.
Escala de pH conforme o extrato de repolho roxo.
Papel indicador universal - papel tornassol: Aqui 
temos uma fita que na presença de soluções com 
características ácido-base, são coloridas. As mesmas 
são comparadas com um padrão para identificar e 
estimar o pH da solução, acompanhe na imagem ao 
lado:
Indicador Fenolftaleína: É uma substância que na 
presença de ácido, não apresenta coloração e quando 
em ambiente químico com características básicas 
adquire uma coloração rosácea. 
ANOTAÇÕES
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HIDRÓLISE SALINA
HIDRÓLISE DE ÍONS
Todos os sais quando na presença de água se dissociam em íons cátion e ânion, seja 
em maior proporção ou menor porcentagem. O detalhe está no fato que esses íons em 
solução podem reagir com água e alterar o equilíbrio químico existente entre os íons 
H+(aq) e os íons OH-(aq), estabelecidos pela água, sendo chamado de hidrólise salina. Em 
linhas gerais, temos que:
Hidrólise de sal, é a reação de um dos íons dissociados do sal com a água.
Existem duas únicas possibilidades, são elas:
1. Quando o cátion reage com a água para formar uma base fraca:
Cy+(aq) + y HOH(ℓ) + y HOH(ℓ) → C (OH)y (aq)+ y H3O1+(aq)
2. Quando o ânion reage com a água para formar um ácido fraco:
Ax-(aq) + x HOH(ℓ) → Hx A(aq) + x OH1-(aq)
Outro ponto importante, é saber quando os íons irão reagir com a água ou não. Para 
isso, temos que relembrar que:
�	 O	 grau	 de	 afinidade	 que	 o	 cátion do sal tem para com os íons hidroxila da 
autoprotólise da água.
�	 O	 grau	 de	 afinidade	 que	 o	 ânion do sal tem para com os íons hidrônios da 
autoprotólise da água.
ÍONS DE BASES E DE ÁCIDOS FORTES
Quando um base forte se dissocia em água, ela se mantém predominantemente com 
os íons dissociados, logo o cátion apresenta um baixo grau de afinidade com os íons 
hidroxila provenientes da água, não apresentando uma reação.
NaOH(s) Na1+(aq) + OH1-(aq)
Aqui,	o	cátion	sódio	praticamente	não	tem	afinidade	com	íons	hidroxila	provenientes	da	
água, assim a reação inversa praticamente não ocorre.
H2O(ℓ)
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a Na1+(aq) + HOH(ℓ) → não ocorre reação
O mesmo ocorre, quando se analisa para substâncias que apresentam características 
ácidas, como é o caso do ácido clorídrico. Para esse exemplo, os íons ânions formados, 
cloretos, não apresentam um grau de afinidade para com os íons hidrônio da 
autoprotólise da água.
HCl(g) + H2O(ℓ) H3O1+(aq) + Cl1-(aq)
Para esse caso, temos que a reação inversa não ocorrendo.
ÍONS DE BASES E ÁCIDOS FRACOS
Uma base que é fraca em meio aquoso se encontra majoritariamente na sua forma 
agregada.	Significa	dizer	que,	o	cátion	de	bases	fracas,	apresentam	um	alto	grau	de	
afinidade	para	com	as	hidroxilas	provenientes	da	água,	ocorrendo	assim		uma	hidrólise	
de sal.
NH4OH(aq) NH41+(aq)+ OH1-(aq)
Logo o íon cátion amônio, NH4+(aq),	tem	grande	afinidade	pelos	íons	hidroxila	da	água:
NH41+(aq) + HOH(ℓ) + HOH(ℓ) → NH4OH(aq) + H3O1+(aq)
O	mesmo	 pensamento	 é	 válido	 para	 uma	 substância	 caracterizada	 como	 um	 ácido	
fraco, ao entrar em contato com a água ele se mantém predominantemente na forma 
molecular.	Os	íons	ânions	do	ácido,	apresentam	grande	afinidade	com	os	íons	hidrônio	
da água. Exemplo:
HCN(g) + H2O(ℓ) H3O1+(aq)+CN1-(aq)
Para o exemplo anterior, o ânion cianeto quando na presença de água irá reagir conforme 
a reação a seguir:
CN1-(aq) + HOH(ℓ) → HCN(aq) + OH1-(aq)
EFEITO DO ÍON COMUM
Após o estado de equilíbrio iônico ser alcançado, é possível alterá-lo com a temperatura 
ou	também	com	adição	de	um	íon	já	existente	no	equilíbrio,	fazendo	com	que	o	sistema	
reestabeleça um novo estado de equilíbrio.
A adição de um íon que seja comum a um sistema em equilíbrio sempre vai 
deslocar esse equilíbrio no sentido de minimizar a concentração mol/L do íon em 
questão.
Esse	efeito	faz	com	que	diminua	o	grau	de	ionização	de	um	ácido	ou	dissociação	de	
uma base.
H2O(ℓ)
3www.biologiatotal.com.br
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 S
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da
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 e
 H
id
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Sa
lin
aÁcido fraco e sal solúvel do mesmo ânion: Considerando o equilíbrio iônico de um 
ácido fraco temos que:
HA(aq) + H2O(ℓ) H3O1+(aq) + A1-(aq)
Ka=
[H3O1+] . [A1-]
[HA]
Caso um sal seja adicionado, o qual apresenta um ânion comum com o ácido, o sistema 
terá	um	deslocamento	do	equilíbrio	no	sentido	de	diminuir	a	ionização	do	ácido	HA(aq).
Adição de A1-(aq) ao equilíbrio: 
CA(s) C1+(aq) + A1-(aq)
Aumenta [HA]: 
HA(aq) + H2O(ℓ) H3O1+(aq) + A1-(aq) 
Base fraca e sal solúvel do mesmo cátion: Considerando o equilíbrio iônico de uma 
base fraca temos que:
COH(s) C1+(aq) + OH1-(aq)
Kb=
[C1+] . [OH1-]
[COH]
Caso um sal seja adicionado, o qual apresenta um cátion comum com a base, o sistema 
terá um deslocamento do equilíbrio no sentido de diminuir a dissociação da base COH(aq).
Adição de C1+(aq) ao equilíbrio: 
CA(s) C1+(aq) + A1-(aq) 
Aumenta [COH]:
COH(s) C1+(aq) + OH1-(aq)
SOLUÇÃO-TAMPÃO
Uma solução-tampão é aquela que praticamente não sofre variação considerável (efeito 
tampão) de pH ou de pOH pela adição de ácidos fortes ou de bases fortes. Os dois 
principais tipos de solução-tampão são: 
Solução constituída por um ácido fraco e um sal solúvel de mesmo ânion que esse 
ácido 
H2O(ℓ)
H2O(ℓ)
H2O(ℓ)
H2O(ℓ)
4
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 H
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Sa
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a Para analisar o contexto da solução-tampão constituída por um ácido fraco e um sal 
solúvel	de	mesmo	ânion,	vamos	utilizar	o	seguinte	exemplo:
ácido acético
e
acetato de sódio ânion comum:
acetato
H3CCOOH(aq) H3CCOONa(s) H3CCOO1-(aq)
Na solução-tampão formam-se dois equilíbrios
1o equilíbrio:	ionização	do	ácido	fraco,	pouco	intensa:
H3CCOOH(ℓ) + H2O(ℓ) H3O1+(aq) + H3CCOO1-(aq)
2o equilíbrio: dissociação do sal, muito intensa:
H3CCOONa(ℓ) Na1+(aq) + H3CCOO1-(aq)
A ideia do efeito tampão é manter o pH e o pOH sem sofrer alteração. Caso um ácido 
forte seja adicionado, o íon acetato será consumido pelo ácido para aumentar a 
concentração de ácido acético em solução. Caso uma base forte seja adicionado, o 
ácido acético irá consumir os íons OH-, de modo que tanto o pH quanto o pOH não seja 
alterado.
Solução constituída por uma base fraca e um sal solúvel de mesmo cátion que essa 
base.
hidróxido de magnésio
e
cloreto de magnésio cátion comum: 
magnésio
Mg(OH)2(aq) MgCl2(s) Mg2+
1o equilíbrio: dissociação da base fraca (pouco intensa):
Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2OH1-(aq)
2o equilíbrio: dissoaciação do sal (muito intensa):
MgCl2(s) Mg2+(aq) + 2 Cl1-(aq)
Muito semelhante com o efeito tampão descrito anteriormente, temos agora um 
segundo exemplo em que com a adição de uma base forte o íon cátion magnésio, irá 
consumir o excesso adicionado para que o pH e o pOH mantenha-se constante. Agora, 
com adição de um ácido forte, a hidroxila irá consumir o excesso de íons hidrônios em 
solução, para manter o pH e o pOH constante.
H2O(ℓ)
H2O(ℓ)
H2O(ℓ)
H2O(ℓ)
1www.biologiatotal.com.br
PRODUTO DE SOLUBILIDADE 
Observe a imagem a seguir:
A mesma ilustra uma solução aquosa saturada do 
eletrólito sulfato de bário, com corpo de fundo. Entre 
o sal dissociado em Ba2+(aq) e SO42-(aq) e sal na sua 
forma sólida BaSO4 (s), existe equilíbrio químico.
O equilíbrio de dissolução: surge com o equilíbrio 
estabelecido entre o sal dissolvido em solução 
na forma BaSO4 (aq) e sal na forma sólido BaSO4 (s). 
Quando a taxa de desenvolvimento de precipitação 
do sal é igual a taxa de desenvolvimento de 
dissolução do sal no precipitado o equilíbrio de 
dissolução é atingido.
Em termos de equação química temos que:
BaSO4(s) ⇄ Ba2+(aq) + SO42-(aq)
Para o equilíbrio, podemos expressar a constante sendo:
Kc=
[Ba2+] . [SO42-]
[BaSO4(s)]
Como a concentração em mol/L de BaSO4(s) é constante e depende apenas da 
temperatura, o mesmo é considerado igual 1. Assim reescrevemos a constante de 
equilíbrio como:
Kc = [Ba2+] . [SO42-]
Como Kc, é um símbolo já utilizado para outros equilíbrios químicos e estamos falando 
sobre solubilidade de sais, a constante é renomeado e passa a se chamar constante 
do produto de solubilidade, simbolizado por Kps.
Kps = [Ba2+] . [SO42-]
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a Por se tratar de uma constante de equilíbrio, a mesma mantem um valor específico 
sendo alterada apenas pela temperatura. Algumas considerações em relação ao Kps:
Se [Ba2+] . [SO42-] = Kps , 
 a solução é saturada.
Se [Ba2+] . [SO42-] < Kps , a 
solução é insaturada.
Se [Ba2+] . [SO42-] > Kps, 
haverá precipitação do 
sal até o produto fique 
igual a constante.
Constante do do produto de solubilidade
1. (UFJF 2003) A solubilidade de CaCO3 em água, a 20 °C, é igual a 13 mg/L. Qual 
o valor da constante de solubilidade (Kps) nessa temperatura, sabendo-se que a 
mesma é dada em mol/L?
Dado: massa molar do CaCO3 = 100 g/mol. 
Resolução:
1. Escreva o equilíbrio para o sal carbonato de cálcio:
CaCO3(s) ⇄ Ca2+(aq) + CO32-(aq)
2. Calcule a molaridade para o sal CaCO3:
[CaCO3] → 13 mg ÷ (100 g/mol x 1L) = 0,00013 mol/L para o carbonato de sódio.
Como relação estequiométrica entre o carbonato de sódio e os seus íons segue a 
proporção de 1:1, temos a concentração mol/L tanto para os Ca2+(aq) e CO32-(aq) igual 
a 0,00013 mol/L
3. Cálculo da constante do produto de solubilidade:
Kps = [Ca2+] . [CO32-] → Expressão da constante do produto de solubilidade
Kps = 0,00013 mol/L x 0,00013 mol/L
Kps = 1,69 x 10-8
EXERCÍCIO RESOLVIDO
3www.biologiatotal.com.br
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aCálculo do coeficiente de solubilidade
2. (UECE 2016) O sulfeto de cádmio é um sólido amarelo e semicondutor, cuja 
condutividade aumenta quando se incide luz sobre o material. É utilizado 
como pigmento para a fabricação de tintas e a construção de foto resistores 
(em detectores de luz). Considerando o Kps do sulfeto de cádmio a igual a 
(conforme tabela), a solubilidade do sulfeto de cádmio àquela temperatura, com 
será:
Resolução: 
30
PS
2 2
2 2
PS
30
2 30
30 15
15
15 15
K 4 10 ; 100 %
CdS(s) Cd (aq) S (aq)
y y y
K [Cd ] [S ]
4 10 y y
y 4 10
y 4 10 2 10
[CdS] 2 10 mol / L
Cd 112,4; S 32; CdS 144,4 g / mol
Concentração (CdS) 2 10 144,4 288,8 10 g / L
Concentraç
−
+ −
+ −
−
−
− −
−
− −
= × α =
+
= ×
× = ×
= ×
= × = ×
= ×
= = =
= × × = ×
�
13 13ão (CdS) 2,888 10 g / L 2,89 10 g / L− −= × ≈ ×
30
PS
2 2
2 2
PS
30
2 30
30 15
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K 4 10 ; 100 %
CdS(s) Cd (aq) S (aq)
y y y
K [Cd ] [S ]
4 10 y y
y 4 10
y 4 10 2 10
[CdS] 2 10 mol / L
Cd 112,4;S 32; CdS 144,4 g / mol
Concentração (CdS) 2 10 144,4 288,8 10 g / L
Concentraç
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+ −
+ −
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× = ×
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= × = ×
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13 13ão (CdS) 2,888 10 g / L 2,89 10 g / L− −= × ≈ ×
ANOTAÇÕES
⥮
Através dos cursos
EL
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U
ÍM
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A
2020 - 2022
ELETROQUÍMICA
1. Pilhas e Potencial de Redução
2. Pilhas: Dispositivos cotidianos de obtenção de energia
3. Eletrólise e Lei de Faraday
Você sabia que dentro de uma pilha existem vários produtos químicos? Venha estudar 
mais sobre esses constituintes e seus fenômenos elétricos.
Esta subárea é composta pelos módulos:
3www.biologiatotal.com.br
PILHAS E
POTENCIAL DE REDUÇÃO
As baterias e pilhas são dispositivos muito 
importantes em nosso cotidiano devido 
a sua capacidade de fornecer energia 
elétrica. É possível citar como exemplo 
a bateria do carro, do celular, as pilhas 
usadas em controles remotos, e entre 
outras aplicações. Para todos os exemplos, 
temos a conversão de energia química 
em energia elétrica, sendo o fenômeno 
explicado pela transferência de elétrons.
A Eletroquímica é o ramo da química que estuda os fenômenos que envolvem as 
transferências de elétrons e a interconversão de energia química em energia elétrica.
No caso das pilhas, esse processo é espontâneo, ou seja, é espontâneo o fluxo de 
elétrons de um ponto da pilha para o outro. Quando o processo não é espontâneo 
chamaremos de eletrólise.
Na química, a transferência de elétrons é possível devido às reações de oxirredução. Faz 
sentido, não acha? Afinal, uma reação de oxirredução trata de uma espécie que irá doar 
elétrons (oxidar) e outra que irá receber esses elétrons (reduzir), ou seja, tudo não passa 
de transferências de elétrons! 
A reação de oxirredução que ocorre nas pilhas é um processo espontâneo.
Para compreender os conceitos da Eletroquímica você precisa dominar os conceitos de 
NOX e Reações de Oxirredução. 
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
Para relembrar sobre as reações de oxirredução, observe a equação abaixo entre 
zinco metálico e o íon Cu2+.
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Para entender melhor o que está ocorrendo por trás dessa equação, podemos 
fazer um esquema que mostre o NOX de cada espécie, conforme feito a seguir. 
Nas pilhas e baterias ocorre a conversão de 
energia química em energia elétrica
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ão
ganhou 2 e- : sofreu redução
perdeu 2e- : sofreu oxidação
Cu2+(aq) é um agente oxidante
Zn(s) é um agente redutor
0
0
+2
+2
 0 0 +2 +2
Zn(s) Cu
2+
(aq) Zn
2+
(aq) Cu(s)+ +
Analisando os números de oxidação de cada espécie nos reagentes e produtos 
conseguimos ver que o zinco metálico teve que perder 2 elétrons para ir para sua 
forma iônica, e que o íon de cobre teve que ganhar 2 elétrons para se transformar 
em cobre metálico.
Oxidação: Ocorre com as espécies que perdem (doam) elétrons, resultando 
em um aumento do seu NOX. Também levam o nome de agente redutor, pois 
são responsáveis por provocar o ganho de elétrons da outra espécie química 
participante da reação.
Oxidação
Espécie Zn(s) passou 
para Zn+2(aq)
Perdeu 
Elétrons→ →
Redução: Ocorre com as espécies que recebem elétrons, resultando em 
uma diminuição no NOX. Também levam o nome de agente oxidante, pois 
são responsáveis por provocar a perda dos elétrons da outra espécie química 
participante da reação.
Redução
Espécie Cu+2(aq) 
passou para Cu(s)
Recebeu 
Elétrons→ →
Atenção: Nas reações de oxirredução há a conservação de cargas, ou seja, a 
quantidade total de elétrons recebidos deve ser a mesma de elétrons doados.
O QUE É NOX?
NOX é o número de oxidação de uma espécie. A tabela a seguir traz algumas 
regras para calcular o nox de uma espécie.
Espécie Química Situação NOX Exemplos
Substância simples Qualquer caso Zero (0) H2 (g), O2 (g), N2 (g), Zn(s), Cu(s). 
Íon Qualquer caso Carga do íon
Na+, NOX +1; Al3+, NOX +3 
F-, NOX -1; S2-, NOX -2
Metais alcalinos 
e Ag
Em todos os 
compostos +1
 NaCl, KOH, AgCl, Ag2SO4
 | | | | 
+1 +1 +1 +1
5www.biologiatotal.com.br
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uç
ãoEspécie Química Situação NOX Exemplos
Metais alcalinos 
terrosos e zinco
Em todos os 
compostos +2
CaCl2, MgO, ZnCl2, ZnSO4
 | | | | 
 +2 +2 +2 +2
Alumínio Em todos os compostos +3
AlCl3, Al2O3, Al(OH)3
 | | | 
 +3 +3 +3 
Flúor Em todos os compostos -1
HF, CF4, NF3, OF2 
 | | | | 
 -1 -1 -1 -1
Cloro, Bromo, Iodo
Ligado a 
elemento menos 
eletronegativo
-1
CaF2, HCl, NaBr, AgI
 | | | | 
 -1 -1 -1 -1
Ligado a elemento 
mais eletronegativo
+1
HClO, ClF
 | | 
 +1 +1 
+3
HClO2, ClF3
 | | 
 +3 +3 
+5
HClO3, BrF5, BrF6-, IF5
 | | | | 
 +5 +5 +5 +5 
+7
HClO4, BrF6+, IF7
 | | | 
 +7 +7 +7 
Hidrogênio
Ligado a ametais +1
 HCl, H2S, CH4, NH3, H2SO4
 | | | | | 
+1 +1 +1 +1 +1 
Ligado à família 1A 
e 2A -1
NaH, LiH, CaH2, BaH2
 | | | | 
 -1 -1 -1 -1 
Oxigênio
Na maioria de seus 
compostos -2
CO2, H2SO4, Al2O3, KOH, MgO
 | | | | | 
 -2 -2 -2 -2 -2
Peróxidos -1
H2O2, Na2O2, CaO2
 | | | 
 -1 -1 -1 
Superóxidos -½ 
K2O4, Na2O4
 | | 
 -½ -½ 
Com flúor +2
 OF2
 | 
 +2
Composto neutro Qualquer A soma dos NOX de suas espécies deve ser zero
Composto 
carregado Qualquer
A soma dos NOX de suas espécies deve ser igual 
a sua carga total
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uç
ão Existe uma fila de eletronegatividade que contribui para encontrar o NOX, veja:
Lembre-se, alguns metais podem ter NOX variados. Exemplos:
Elemento Químico NOX variáveis
Cu +1, +2
Au +1, +3
Fe, Co, Ni +2, +3
Pb, Sn +2, +4
ESTUDO DAS PILHAS 
A Pilha de Volta
A história da eletroquímica começa com Alessandro Volta, 
que em 1800 desenvolve a primeira pilha, utilizando discos de 
cobre (ou prata) e zinco. Em seus estudos, Volta determinou 
que o par mais eficaz de metais para produzir eletricidade 
era o zinco e o cobre. Mas foi John Frederick Daniell que 
aprimorou a utilização desse par de metais. 
A Pilha de Daniell
Em 1836, o químico John Frederick Daniell aperfeiçoou a pilha de Volta, tornando-a 
mais duradoura. A modificação que Daniell fez foi criar duas soluções separadas, mas 
que ainda estariam conectadas por uma espécie de “ponte”, sendo esta responsável por 
promover o equilíbrio de cargas na pilha.
A pilha de Daniell (também nomeada 
como célula de Daniell) é constituída 
por duas extremidades, cada uma com 
um metal numa solução aquosa de 
um sal formado pelos seus cátions. 
De um lado temos uma placa de zinco 
mergulhada em uma solução de sulfato 
de zinco, enquanto do outro uma placa 
de cobre mergulhada em uma solução 
de sulfato de cobre. Essas duas placas 
eram interligadas por um fio de cobre 
condutor. 
Pilha de Volta
Pilha de Daniell
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uç
ãoPor que essa célula é capaz de gerar energia elétrica? 
Vamos relembrar que corrente elétrica é o fluxo de 
elétrons devido a uma diferença de potencial. A lâmpada 
presente na imagem da pilha de Daniell só acende devido 
a existência de um fluxo ordenado de elétrons, que resulta 
em corrente elétrica. Esse fluxo de elétrons só ocorre 
devido ao desprendimento de elétrons de uma das placas 
metálicas, resultando em uma migração de elétrons.
Por que os elétrons migram de um metal para outro?
Como foi dito, o fluxo de elétrons só ocorre 
na presençade uma diferença de potencial. 
No caso de reações de oxirredução, 
normalmente se trabalha com a diferença 
entre os potenciais de redução das 
espécies envolvidas.
O fluxo de elétrons, no caso da pilha de 
Daniell, é do zinco para o cobre. Isso nos 
leva a concluir que o potencial de redução do cobre é maior que o do zinco. Portanto, 
há um desprendimento de elétrons da placa metálica de zinco, os quais irão em direção 
da solução que contém os íons cobres que desejam ser reduzidos. A partir de agora, 
chamaremos essas placas metálicas de eletrodos. 
Chegou a hora de entendermos a respeito das reações químicas que ocorrem na 
superfície de cada eletrodo:
Na pilha de Daniell...
Eletrodo de Zinco: Ânodo
O eletrodo de zinco é uma placa de 
zinco metálico (Zn0(s)) imersa em uma 
solução aquosa de sulfato de zinco 
(ZnSO4(aq)). O eletrodo de zinco doa 
elétrons, ou seja, se oxida. O eletrodo 
que sofre oxidação é o polo negativo, 
e chamamos de ânodo. A semi reação 
que descreve esse processo é a 
seguinte:
Zn0 → Zn2+(aq) + 2e-
Eletrodo de Cobre: Cátodo
O eletrodo de cobre é uma placa de cobre 
metálico (Cu0(s)) imersa em uma solução 
aquosa de sulfato de cobre (CuSO4(aq)). O 
eletrodo de cobre recebe elétrons, ou seja, 
reduz os íons Cu2+ presentes em solução. 
O eletrodo que sofre redução é o polo 
positivo, e chamamos de cátodo. A semi 
reação que descreve esse processo é a 
seguinte:
Cu2+(aq) + 2e- → Cu0
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O zinco metálico perde 
elétrons, os quais seguem pelo 
fio condutor em direção ao 
eletrodo de cobre. A 
consequência disso é a perda 
de massa do eletrodo de zinco 
e aumento da concentração de 
íons Zn2+ em solução.
A redução de íons Cu2+ resulta 
em uma deposição de Cu0 na 
superfície do eletrodo de 
cobre, e a consequência disso 
é o ganho de massa do 
eletrodo e diminuição da 
concentração de íons Cu2+ em 
solução.
A imagem representa o fluxo de elétrons 
do ânodo para o cátodo, que resulta na 
perda de massa do eletrodo de zinco, e 
consequentemente aumento de íons Zn2+ 
em solução, e ganho de massa no eletrodo 
de cobre, que consequentemente diminui a 
quantidade de íons Cu2+ em solução.
EQUAÇÃO GLOBAL
A equação global dessa pilha é obtida pela soma das duas semi reações (oxidação e 
redução). 
Zn0 → Zn2+(aq) + 2e- (oxidação)
Cu2+(aq) + 2e- → Cu0 (redução)
Zn0 + Cu2+(aq)→ Zn2+(aq) + Cu0
Atenção: Nesse caso não foi necessário multiplicar nenhuma das semi reações por 
algum fator. Mas lembre-se que o balanço de cargas deve ser igual, ou seja, a quantidade 
de elétrons perdidos deve ser igual a quantidade de elétrons ganho.
PONTE SALINA 
As soluções de cada extremidades são conectadas pela ponte salina, um tubo de vidro 
no formato de U que contém uma solução de um sal solúvel em água (cloreto de potássio 
(KCl) ou nitrato de amônio 
(NH4NO3). As extremidades 
do tubo são fechadas por um 
material poroso (algodão ou 
ágar-ágar), possibilitando 
assim a migração de íons 
da ponte salina para as 
soluções. Essa migração de 
íons serve para que haja o 
equilíbrio de íons positivos e 
negativos em solução. 
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uç
ãoPara a pilha de zinco e cobre temos que: 
Caso a solução na ponte salina seja de cloreto de potássio:
 f Os íons negativos (Cl-) migram no sentido do ânodo, pois a solução aquosa do 
ânodo tende a ter uma maior concentração de íons positivos (Zn+2). 
 f Os íons positivos (K+) migram para o cátodo, pois a solução aquosa do cátodo 
tende a ter uma menor concentração de íons positivos (Cu2+).
REPRESENTAÇÃO DA PILHA
Podemos resumir as reações envolvidas em uma pilha de maneira resumida. A seguir 
está a representação da pilha de Daniell:
Representa a PONTE SALINA
Zn(s) Zn
2+
(aq) Cu
2+
(aq) Cu(s) 
Metal que 
sofre oxidação
Lado esquerdo
Ânodo
Pólo
Oxidação
Lado direito
Cátodo
Pólo
Redução
Íon metálico 
formado
Íon metálico 
que sofre 
redução
Metal 
formado
- +
 f No lado esquerdo temos as informações do que acontece no ânodo, ou seja, o 
lado do metal que sofre oxidação. Devemos escrever a espécie reduzida (metal) e 
seu respectiva espécie oxidada (cátion), e o que separa essas duas informações é 
apenas uma barra;
 f No lado direito temos as informações do que acontece no cátodo, ou seja, o 
lado do metal que sofre redução. Devemos escrever a espécie reduzida (metal) e 
seu respectiva espécie oxidada (cátion), e o que separa essas duas informações é 
apenas uma barra;
 f O que separa o lado esquerdo do direito são duas barras, as quais representam 
a ponte salina.
POTENCIAL-PADRÃO DE REDUÇÃO
O potencial-padrão de redução é a capacidade que o eletrodo apresenta de sofrer o 
fenômeno da redução. Quando comparamos as duas espécies passíveis de oxirredução 
de uma pilhas, sabemos que aquela que tem o maior potencial-padrão de redução irá 
reduzir, e a que tem o menor irá oxidar. O valor do potencial-padrão é medido em volts 
(V) e é tabelado. Da mesma maneira que existe potencial-padrão de redução, existe 
o de oxidação. O valor deles é o mesmo, mas com sinais opostos. Segue o exemplo 
abaixo:
Potencial-padrão de redução do zinco: Zn2+(aq) + 2e- → Zn0 Eored = ―0,76V
Potencial-padrão de oxidação do zinco: Zn0 → Zn2+(aq) + 2e- Eoox = +0,76V
http://www.biologiatotal.com.br
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ot
en
ci
al
 d
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ed
uç
ão O potencial-padrão de redução é a capacidade que o eletrodo apresenta de sofrer o 
fenômeno da redução, e esses valores são tabelados.
Atenção: Ao você ler, por exemplo, “potencial-padrão de redução de zinco”, não 
confunda achando que é uma semi reação onde o zinco metálico ganha elétron, isso 
não existe! Devemos interpretar que é o cátion desse metal (nesse caso, Zn2+) que tem 
o potencial de reduzir. 
Se tenho os valores de potenciais-padrões, consigo premeditar qual eletrodo será 
o cátodo e qual será o ânodo? 
Sim! No final desta apostila tem uma tabela com vários valores de potencial-padrão de 
redução e oxidação. Tendo esses valores, somos capazes de verificar as semi reações 
que irão ocorrer na pilha e premeditar quem será o cátodo e o ânodo. 
Atenção! Sobre o potencial-padrão da espécie:
Força Eletromotriz: A diferença de potencial de uma pilha 
Falamos de potencial de redução das espécies, mas como isso é colocado em prática 
quando existe um sistema com dois eletrodos, como numa pilha? 
A diferença de potencial (ddp) em uma pilha é a diferença existente entre os potenciais 
de cada eletrodo. O maior valor dessa ddp será no início do seu funcionamento, e 
podemos chamá-la de força eletromotriz (fem). 
Importante frisar que quanto maior for a diferença de potencial dos eletrodos de 
uma pilha, maior será a intensidade da corrente elétrica produzida, logo maior força 
eletromotriz.
A força eletromotriz é proporcional a intensidade da corrente elétrica produzida pela 
pilha.
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ãoCálculo da força eletromotriz 
Podemos calcular esse valor através dos valores tabelados de potenciais. Vamos 
considerar o par zinco e cobre. Pela tabela, temos as seguintes semi reações de redução:
Zn2+(aq) + 2e- → Zn0 Eored = ―0,76V
Cu2+(aq) + 2e- → Cu0 Eored = +0,34V
Em comparação com o zinco, o cobre tem um valor de potencial de redução maior. 
Logo, se o cobre que irá reduzir, o zinco precisará oxidar. Sabendo disso, a semi reação 
do zinco deve ser invertida. Ao inverter a semi reação, o seu potencial terá o sinal 
invertido, virando um potencial de oxidação. Somando esses dois valores teremos a 
força eletromotriz (ou ddp) dessa pilha:
 Zn0 → Zn2+(aq) + 2e- Eoox = +0,76 V
Cu2+(aq) + 2e- → Cu0 Eored = +0,34 V 
Zn0 + Cu2+(aq)→ Zn2+(aq) + Cu0 fem = ΔEo = +1,10 V 
Uma força eletromotriz de valor positivo indica um processo espontâneo. 
O raciocínio desenvolvido pode servisto como a seguinte equação: ΔEo = Eoox + Eored.
Existem outras, que trabalham somente com um tipo de potencial e requerem a 
subtração dos termos: 
Eo = Eored MAIOR ― Eored MENOR ou Eo = Eooxi MAIOR ― Eooxi MENOR 
No caso do par zinco e cobre, ficaria:
Eo = Eored COBRE ― Eored ZINCO
Eo = +0,34 ― (―0,76)
Eo = +1,10 V
Eo = Eooxi ZINCO ― Eooxi COBRE
Eo = +0,76 + (―0,34)
Eo = +1,10 V
Mas lembre-se que se você entender o conceito por trás, não será necessário decorar 
equações!
Medindo a força eletromotriz experimentalmente
O valor da força eletromotriz pode ser medido experimentalmente, colocando um 
voltímetro entre os dois eletrodos da pilha. Podemos ver que a imagem a seguir trata-
se da mesma célula apresentada anteriormente, a única diferença é que temos um 
voltímetro no lugar da lâmpada. O valor medido é de +1,10 V.
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Como a pilha é formada por apenas reações espontâneas, a ddp da pilha deve ser 
sempre um número positivo, ou seja, maior que zero. Caso o valor encontrado seja 
negativo, a conclusão é que não se tem uma pilha entre os eletrodos escolhidos
Por que o Potencial do Eletrodo é padrão? 
A força eletromotriz de uma pilha depende de vários fatores, tais como concentração e 
temperatura. 
Concentração da solução: Pense na pilha de zinco e cobre. Quanto maior for a 
concentração de sulfato de cobre no cátodo, e mais diluída a solução de sulfato de zinco 
no ânodo, maior será a ddp da pilha. Isso ocorre por uma questão de deslocamento de 
equilíbrio. Nas pilhas, os eletrodos e seus respectivos sais atuam de maneira a atingir 
um equilíbrio químico. É por esse motivo que passado certo tempo, a pilha para de 
funcionar. Isso significa que o equilíbrio químico foi atingido.
Temperatura: A temperatura altera a velocidade das reações redox, logo, causa a 
variação na ddp da pilha. 
Assim, para ter um valor padrão de cada 
eletrodo (Eº), convencionou-se medir 
o potencial de cada eletrodo sempre 
comparando com um eletrodo padrão e em 
condições padrão. 
Essas condições são: 
 f Eletrodo metálico mergulhado em 
uma solução de concentração 1 mol/L 
do sal de seu cátion; 
 f Temperatura de 25°C ou 298 K;
 f Pressão de 1 atm.
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uç
ãoA diferença de potencial de uma pilha nessas condições é representada por ΔEº.
O eletrodo padrão de referência é de hidrogênio adsorvido em platina, em meio a uma 
solução de ácido sulfúrico que forneça uma concentração exata de íons H3O+(aq) igual a 1 
mol/L. Por convenção o potencial normal do hidrogênio, medido nas condições-padrão, 
tem valor zero. Interligando com um metal, é possível medir o seu potencial. 
TABELA DE POTENCIAIS-PADRÕES
Potencial de 
redução (E0red)
Estado reduzido Estado oxidado
Potencial de 
oxidação (E0oxid)
-3,04 Li ⇔ Li+ + e- +3,04
-2,92 K ⇔ K+ + e- +2,92
-2,90 Ba ⇔ Ba2+ + 2 e- +2,90
-2,89 Sr ⇔ Sr2+ + 2 e- +2,89
-2,87 Ca ⇔ Ca2+ + 2 e- +2,87
-2,71 Na ⇔ Na+ + e- +2,71
-2,37 Mg ⇔ Mg2+ + 2 e- +2,37
-1,66 Al ⇔ Al3+ + 3 e- +1,66
-1,18 Mn ⇔ Mn2+ + 2 e- +1,18
-0,83 H2 + 2(OH)- ⇔ 2H2O + 2 e- +0,83
-0,76 Zn ⇔ Zn2+ + 2 e- +0,76
-0,74 Cr ⇔ Cr3 + 3 e- +0,74
-0,48 S2- ⇔ S + 2 e- +0,48
-0,44 Fe ⇔ Fe2+ + 2 e- +0,44
-0,28 Co ⇔ Co2+ + 2 e- +0,28
-0,23 Ni ⇔ Ni2+ + 2 e- +0,23
-0,13 Pb ⇔ Pb2+ + 2 e- +0,13
0,00 H2 ⇔ 2H+ + 2 e- 0,00
+0,15 Cu+ ⇔ Cu2+ + e- -0,15
+0,34 Cu ⇔ Cu2+ + 2 e- -0,34
+0,40 2 (OH)- ⇔ H2O + 1/2 O2 + 2 e- -0,40
+0,52 Cu ⇔ Cu+ + e- -0,52
+0,54 2l- ⇔ I2 + 2 e- -0,54
+0,77 Fe2+ ⇔ Fe3+ + e- -0,77
+0,80 Ag ⇔ Ag+ + e- -0,80
+0,85 Hg ⇔ Hg2+ 2 e- -0,85
+1,09 2 Br- ⇔ Br2 + 2 e- -1,09
+1,23 H2O ⇔ 2H+ + 1/2 O2 + 2 e- -1,23
+1,36 2 Cl- ⇔ Cl2 + 2 e- -1,36
+2,87 2 F- ⇔ F2 + 2 e- -2,87
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RDEM
 CRESCEN
TE DE AÇÃO
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RDEM
 CRESCEN
TE DE AÇÃO
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ELETRÓLISE E LEI DE 
FARADAY
Quando estamos recarregando o smartphone, pilhas ou até mesmo nos deparamos 
com imagens de carros elétricos ligados na tomada, todos são fenômenos químicos 
do campo da eletroquímica que envolvem a conversão de energia elétrica em energia 
química, por meio de reações químicas não espontâneas. Pode ser definido em linhas 
gerais como:
Processo não espontâneo de descarga de íons, ou seja, a energia elétrica força o 
cátion a receber elétrons e o ânion a perder elétrons para que ambos acumulem 
energia química.
Para que o processo ocorra, é necessário 
que no meio reacional tenha a presença de 
íons livres. O mesmo pode ocorrer de dois 
modos:
1. Pela fusão de substâncias iônicas.
2. Pela dissociação ou ionização de 
substâncias em meio aquoso.
Os eletrodos que participam do sistema eletroquímico na eletrólise podem ser 
classificado em eletrodos inertes (que não participam das reações químicas envolvidas) 
ou eletrodos ativos (aqueles que participam efetivamente das reações químicas).
Eletrólise ígnea
Para sistemas eletroquímicos que envolvem 
a eletrólise ígnea, é importante destacar 
que o processo todo é na ausência de água. 
Do latim igneus, ‘ardente, inflamado’ é 
feita com substâncias iônicas fundidas (na 
fase sólida). O recipiente em que ocorre as 
reações químicas é chamado de cuba ou 
célula eletrolítica, sendo sua construção com 
o objetivo suportar temperaturas elevadas 
(pois, os sais apresenta temperatura de 
fusão elevadas). Na cuba são adaptados 
dos eletrodos inertes de material capaz de 
conduzir corrente elétrica (geralmente, é 
grafita ou platina). Veja a imagem ao lado:
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El
et
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qu
ím
ic
a Para a imagem anterior observe que:
1. Ânodo – polo positivo – ocorre a oxidação: ligado diretamente no polo positivo da 
fonte de corrente contínua, no eletrodo temos a semirreação de oxidação ocorrendo. 
Como o exemplo citado, o sal no estado líquido é o cloreto de sódio, os íons Cl-(l) perdem 
elétrons que serão conduzidos pela placa condutora para a fonte de corrente:
2Cl1-(l) → 2 e- + 1 Cl2(g)
Por esse motivo, no eletrodo do ânodo é possível coletar gás cloro (Cl2(g)) devido as 
bolhas serem formadas.
2. Cátodo – polo negativo – ocorre a redução: ligado diretamente no polo negativo da 
fonte de corrente contínua, no eletrodo temos a semirreação de redução ocorrendo. 
De acordo com o exemplo, os íons Na+(l) recebem os elétrons provenientes da fonte de 
corrente contínua e forma o metal sódio no fundo da cuba:
1 Na1+(l) + 1e- → 1Na(s)
A reação global é escrita como sendo:
Dissociação iônica: 2 NaCl(l) → 1 Na1+(l) + 2 Cl1-(l)
Redução: 2 Na1+(l) + 2e- → 2 Na(s)
Oxidação anódica: 2Cl1-(l) → 2e- + Cl2(g)
Reação global: 2 NaCl(l) → 2 Na(s) + Cl2(g)
Tomando os potenciais-padrão de redução das semirreações em um tabela, podemos 
calcular a força eletromotriz para o sistema eletroquímico:
2 Na1+(l) + 2e- ⇔ 2 Na(s) Eredução= -2,71V
2 Cl1-(l) ⇔ 2 e- + Cl2(g) Eredução= +1,36 V
ΔE= Eredução do cátodo - Eredução do ânodo
ΔE= -2,71 - (+1,36) ⇒ ΔE = -4,07 volts 
Quando se trata de eletrólise, a força 
eletromotriz para a célula eletrolítica 
apresenta um valor numérico negativo, 
pois é necessário fonte externa para 
aplicar uma corrente elétrica para 
que as reações químicas reversíveis 
possam transformar em energia 
química e recarregar o dispositivo 
eletrônico, por exemplo.Obtenção de sódio metálico, a partir da 
eletrólise ígnea do cloreto de sódio líquido.
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El
et
ro
qu
ím
ic
aEm linhas gerais temos que:
A eletrólise ígnea é um método eletrolítico muito utilizado para obter substâncias simples, 
como no caso anterior obtemos sódio metálico (Na(s)) e também gás cloro (Cl2(g)). Outros 
metais, como aqueles pertencentes da família dos metais alcalinos, metais alcalinos 
terrosos e também da família dos halogênios são obtidos através da eletrólise.
Eletrólise em ambiente químico aquoso
Quando a eletrólise se processa em meio aquoso, é preciso considerar o equilíbrio 
químico descrito pela água, veja a seguir: