assunto de química da 2 unidade

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EQUILÍBRIOS 
FÍSICOS 
QUÍMICA GERAL 1 
ÁREA 2 - UFPE
EQUILÍBRIO
 Equilíbrio termodinâmico: DG = 0 e DST = 0 (processo reversível). 
 Se DST = 0, isto implica em |DSviz| = |DSsist|. 
 Se a temperatura é constante: |q
sist
| = |q
viz
|, ou seja, situação em que se 
aplica a lei zero (equilíbrio térmico)
 
EQUILÍBRIO
 Equilíbrio sob o ponto de vista cinético: 
 taxa de fusão = taxa de solidificação (equilíbrio dinâmico)
 taxa de vaporização = taxa de condensação
 
EQUILÍBRIO
 
 Numa transição de fase: 
 p
ext
 e T são constantes no processo, e os calores necessários para fundir e 
solidificar 1 mol de água, por exemplo, são iguais em módulo. 
EQUILÍBRIO NA VAPORIZAÇÃO
 Vimos que a velocidade de conversão é igual nas duas 
direções de uma transição de fase
 E, na temperatura de transição de fase: DG
transição
 = 0,
ou seja, temos fases líquida e vapor na 
 temperatura de vaporização coexistindo.
 
PRESSÃO DE VAPOR (P
vap
)
 “A uma temperatura fixa, o vapor exerce uma pressão 
característica que é independente da quantidade de líquido 
presente.” 
 Quanto maior a quantidade de vapor gerado por uma 
substância, maior a pressão do vapor sobre o líquido, se 
considerarmos que a área superficial não muda.
 p
vap
 tem relação direta com as interações intermoleculares 
 que a molécula participa.
PRESSÃO DE VAPOR (P
vap
)
 p
vap
 e variação de temperatura
 Exemplo 1: Qual dessas moléculas possui maior p
vap
?
 Exemplo 2: Por que o HCl tem pressão de vapor maior que o HI?
 
PRESSÃO DE VAPOR (Pvap)
CÁLCULO DA PRESSÃO DE VAPOR (P
vap
)
 CÁLCULO DA p
vap
:
 DG
vap
 = G
vap
 - G
líq
 No equilíbrio: DG
vap
 = 0; logo : G
líq
 = G
vap
 Pelo gráfico, temos que: G
m,líq
 ≈ Gº
m,líq
 (varia pouco 
com a variação de pressão)
 Porém: G
m,vap
 ≠ Gº
m,vap
 
 Como relacionar a variação de pressão com 
variação de temperatura em um equilíbrio 
líquido-vapor?
 
 
 Pela equação de energia livre:
 G = H – TS
 Vamos considerar uma variação infinitesimal de G: 
 
CÁLCULO DA PRESSÃO DE VAPOR (Pvap)
dG=dH−TdS−SdT=d (U+ pV )−TdS−SdT
dG=dU+ pdV +Vdp−TdS−SdT
dG=δq+δw+ pdV +Vdp−TdS−SdT
dG=TdS−pdV + pdV +Vdp−TdS−SdT
dG=Vdp−SdT
 Se vapor está em equilíbrio com o líquido:
 DG = Gg – Gl = 0. Então:Gg = Gl
 Caso o equilíbrio seja perturbado:
 
CÁLCULO DA PRESSÃO DE VAPOR (Pvap)
dGg=dGl⇒V g⋅dp−SgdT=V l⋅dp−SldT
(V g−V l)dp=(Sg−Sl)dT
DV vap⋅dp=DS vapdT
 Considerando que Vg >> Vl, que é 
G.I. e fazendo DSvap = DHvap / T:
VARIAÇÃO DA PRESSÃO DE VAPOR (P
vap
) COM A TEMPERATURA
V gdp=D SvapdT
ngRT dp/ p=D SvapdT
RT
dp
p
=DHm, vap
dT
T
dp
p
=D Hm , vap
dT
RT 2
 Equação de Clausius-Clapeyron (com DH
m,vap
 = cte):
 
 
 
 
VARIAÇÃO DA PRESSÃO DE VAPOR (Pvap) COM A TEMPERATURA
PONTO DE EBULIÇÃO (P.E.)
 É a temperatura na qual toda a massa de 
líquido passa para o estado gasoso. Isso irá 
acontecer quando a p
vap
 = Pressão 
atmosférica (p
atm
).
 Pressão atmosférica normal = 1 bar (nível do 
mar)
 Em locais altos: p
atm
 mais baixa, logo o P.E. de 
uma substância será menor.
 Quando o P.E. é muito alto, forças 
intermoleculares fortes estão presentes 
naquela substância.
 
 
 
 
 Através da equação de Clausius-Clapeyron (com dados p
x
 e T
x
 conhecidos e fazendo 
p
y
 = p
ext
):
 
 
 Ou ainda através da equação de energia livre na T.E.: 
 Se DG
vap
 = 0; Tb = DHvap/DSvap
 
PONTO DE EBULIÇÃO (P.E.): COMO CALCULAR?
RESUMO
Ebulição
Equação de Clausius-
Clapeyron
Ocorre quando p
vap
 = p
ext
COMO VERIFICAR A APRENDIZAGEM?
 Exercícios 9.1, 9.5 e 9.7 nas páginas 373 e 374 do livro-texto 5ª. Edição
EQUILÍBRIOS 
QUÍMICOS 
QUÍMICA GERAL 1
ÁREA 2
RECAPITULANDO...
Equação de Clausius-
Clapeyron Ebulição
Ocorre quando p
vap
 = p
ext
A SÍNTESE DA AMÔNIA IMPULSIONOU O ESTUDO EM 
EQUILÍBRIOS QUÍMICOS
http://static.sites.sbq.org.br/quimicanova.sbq.org.br/pdf/Vol30No1_240_38-AG05215.pd
f
http://static.sites.sbq.org.br/quimicanova.sbq.org.br/pdf/Vol30No1_240_38-AG05215.pdf
http://static.sites.sbq.org.br/quimicanova.sbq.org.br/pdf/Vol30No1_240_38-AG05215.pdf
REAÇÕES NO EQUILÍBRIO
 Sabemos que no equilíbrio:
 No ponto de equilíbrio, não há 
mudanças na composição dos 
reagentes e produtos, embora 
as reações continuem a 
ocorrer. 
v1 = v2
A + B C + D
C + D A + B
v1
v2
LEI DE AÇÃO DAS MASSAS (GULDBERG E WAAGE, 1864) 
 A composição de uma mistura de reação pode ser expressa em termos de uma 
constante (se gases ideais) para uma dada temperatura fixa: 
SIM, MAS E QUANTO A SÓLIDOS, LÍQUIDOS E SOLUTOS? 
 A constante deve ser calculada em termos da ATIVIDADE da espécie J (aJ)
ORIGEM TERMODINÂMICA DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
 “Toda reação química tende a ocorrer espontaneamente até atingir o equilíbrio.”
O valor de K é fixo e só varia em função da temperatura 
bB()+cC ()⇔ xX ()+zZ ()
ΔG r= ∑
k
produtos
nk⋅Ḡ k ( pk ;T )− ∑
l
reagentes
nl⋅Ḡ l( pl ;T )
ΔG r=x ḠX ( aX ;T )+ z ḠZ( aZ ;T )
−bḠB( aB ;T )− cḠC ( aC ;T )
ORIGEM TERMODINÂMICA DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
 Energias-livres em função da atividade da espécie J:
dG=Vdp−SdT se T=cte : dG J ( p ;T )=V J dp integrando :
∫
1
2
dG J ( p ;T )=∫
1
2
V J dp seGI : G J ( p2;T )−G J ( p1 ;T )=nJ RT∫
1
2
dp '
p
Ḡ J ( p2;T )=Ḡ J ( p1 ;T )+RT⋅ln (
p2
p1 ) fazendo1=E . P .e generalizando :
Ḡ J ( pJ ;T )=Ḡ J
o
(T )+RT⋅ln (
pJ
po ) ⇒ Ḡ J ( aJ ;T )=Ḡ J
o
(T )+RT⋅ln ( aJ)
ORIGEM TERMODINÂMICA DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
 Vamos considerar a reação:
ΔGr= ∑
k
produtos
nk⋅Ḡ k (ak ;T )− ∑
l
reagentes
nl⋅Ḡl(al ;T ) substituindo :
ΔG r=[ x⋅ḠX (aX ;T )+ z⋅ḠZ (aZ ;T )]−[b⋅ḠB(aB;T )+c⋅ḠC(aC ;T )]
ΔG r=[ x (ḠX
o
(T )+RT ln(aX))+z (ḠZ
o
(T )+RT ln(aZ))]
−[b (ḠB
o
(T )+RT ln(aB))+c (ḠC
o
(T )+RT ln(aC))]
ΔGr=[ xḠ X
o
(T )+ z ḠZ
o
(T )−b ḠB
o
(T )−c ḠC
o
(T ) ]
+RT ln (
( aX)
x
⋅( aZ)
z
(aB)
b
⋅( aC)
c )
bB()+cC()⇔ xX ()+zZ()
ORIGEM TERMODINÂMICA DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
 Definindo:
 Reparem que K e Q são escritos da mesma forma! Mas:
– Q: atividades em qualquer ponto da reação;
– K: atividades no equilíbrio!
ΔG r
o
=[ xḠX
o
(T )+zḠZ
o
(T )−bḠB
o
(T )−c ḠC
o
(T )] e Q=
(aX )
x⋅(aZ )
z
(aB)
b
⋅(aC )
c
assim : ΔGr=ΔGr
o
+RT⋅lnQ
DIREÇÃO DA REAÇÃO
 Entendendo melhor essa equação:
• Se o valor numérico de Q = K, o sistema está em equilíbrio (ΔGr = 0): 
• Mesclando as duas equações: 
ΔG
r
 = ΔGº
r
 + RT lnQ
ΔGº
r
 = - RT lnK
ΔG
r
 = ΔGº
r
 + RT lnQ
ΔGº
r
 = - RT lnK
ΔG
r
 = RT ln(Q/K)
• E concluímos que: 
 Se Q = K: sistema em equilíbrio
 Se Q > K: sistema tende a formar reagentes
 Se Q < K: sistema tende a formar produtos
CONSTANTES DE EQUILÍBRIO PARA GASES
 Para um sistema composto por gases, duas formas de expressar a constante 
de equilíbrio são aceitas:
• Através de suas atividades, ou seja, pelas pressões parciais: Kp
• Através de suas concentrações molares (mol/L): KC
 Lembre que: p
gás
 = [(n
gás
 RT)/V], ou seja: p
gás
 = [Gás]RT
CONSTANTES DE EQUILÍBRIO PARA GASES
 Como transformar K
p
 em K
C
?
Quando K
p
 terá o mesmo 
valor numérico que K
C
?
OPERAÇÕES MATEMÁTICAS NA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
 Como K se comporta com a alteração nos coeficientes estequiométricos das 
equações químicas?
OPERAÇÕES MATEMÁTICAS NA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
 E se tivermos duas equações somadas? O valor de K da equação global será 
o produto dos valores de K das equações individuais: K3 = K1K2
EXTENSÃO DE REAÇÃO
 Como avaliar a magnitude do valor numérico de K?
• Se K tem valor menor que 10-3: K é considerado pequeno
• Se K tem valor entre que 10-3 e 103: K é considerado 
intermediário
• Se K tem valor maior que 103: K é considerado grande
RESUMO
Constante de 
equilíbrio
K
p
 e K
C
Relação entre ΔGº
r
 e K
COMO VERIFICARA APRENDIZAGEM?
 Exercícios 10.1, 10.5, 10.13, 10.21, 10.29 e 10.31 nas páginas 415 e 416 do 
livro-texto 5ª. Edição
USO DAS 
CONSTANTES 
DE EQUILÍBRIO
QUÍMICA GERAL 1
ÁREA 2
RECAPITULANDO...
Constante de 
equilíbrio
K
p
 e K
c
Relação entre DGº
r
 e K
Calculando composição no equilíbrio
1) Determinar valores de concentrações/pressões iniciais;
2) Determinar valor de Q ou Qp;
3) Determinar variações esperadas de [] ou p para cada 
espécie em função de x;
4) Escrever a composição de cada espécie no equilíbrio em 
função de x;
5) Determinar valor de x;
6) Calcular [] ou p para cada espécie no equilíbrio;
7) Conferir valor de K.
Calculando composição no equilíbrio
aA (g)+bB(g) ⇔ cC (g)+dD(g)
A B C D
Início [A]0 [B]0 [C]0 [D]0
Variação -ax -bx +cx +dx
Equilíbrio [A]0 - ax [B]0 - bx [C]0 + cx [D]0 + dx
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
• Como saber a quantidade de reagentes e produtos após atingir o equilíbrio?
• Como calcular a constante de equilíbrio sabendo que um percentual de 
reagentes foi consumido?
• Exemplo 1: As pressões parciais iniciais dos gases nitrogênio e hidrogênio 
em um vaso rígido selado são 0,01 e 0,02 bar, respectivamente. A mistura é 
aquecida até uma temperatura em que K
p
 = 0,11 para a reação abaixo. 
Calcule as pressões parciais de cada substância no equilíbrio. 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
N2(g) 3 H2(g) 2 NH3(g)
Início
Reação
Equilíbrio
Tabela de equilíbrio
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
• Exemplo 2: Quando 0,0172 mol de HI é aquecido em 500 K em um 
recipiente fechado de volume igual a 2 litros, a mistura em equilíbrio 
contém 1,9 g de HI. Calcule Kp para a reação de decomposição: 
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
2 HI(g) H2(g) + I2(g)
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
2 HI(g) H2(g) I2(g)
Início
Reação
Equilíbrio
Tabela de equilíbrio
2 HI(g) H2(g) + I2(g)
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
2 HI(g) H2(g) + I2(g)
• Exemplo 3: Em um reator de 8,7 L, foram adicionados 0,250 mol de H2 e 1,716 mol de I2, 
a uma dada temperatura. Sabendo que o equilíbrio foi atingido quando 70% de H2 foi 
consumido, determine a constante de equilíbrio para reação: H2(g) + I2(g) 2HI(g).⇌ 2HI(g).
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
 H2(g) I2(g) 
2 HI(g)
Início
Reação
Equilíbrio
H2(g) + I2(g) 2HI(g) ⇌ 2HI(g).
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
• Exemplo 4: Uma amostra de 25 gramas de carbamato de amônio foi 
colocada em um frasco selado de 250 mL a 25 ºC. No equilíbrio, o frasco 
continha 17,4 mg de CO2. Qual o valor de KC para a decomposição do 
carbamato de amônio em gás carbônico e amônia?
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
NH4(NH2CO2)(s) CO2(g) + 2 NH3(g)
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
 NH4(NH2COO)(s) CO2(g) 2 NH3(g)
Início
Reação
Equilíbrio
NH4(NH2CO2)(s) CO2(g) + 2 NH3(g)
• Exemplo 5: O valor de KC para a reação PCl5(g) PCl⇌ 2HI(g). 3(g) + Cl2(g) é 1,1 x 
10-2 a 400 K. a) Sabendo que 1 grama de PCl5 foi colocado em um balão 
de 250 mL, determine as concentrações molares de todos os gases no 
equilíbrio. b) Qual o percentual de decomposição do PCl5 em 400 K?
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
PCl5(g) PCl⇌ 2HI(g). 3(g) + Cl2(g) 
 PCl5(g) PCl3(g) Cl2(g)
Início
Reação
Equilíbrio
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
PCl5(g) PCl⇌ 2HI(g). 3(g) + Cl2(g) 
• Exercícios 10.40, 10.47, 10.49, 10.53, e 10.63 nas páginas 416 
e 417 do livro-texto 5ª. Edição
CÁLCULOS DE COMPOSIÇÃO DE EQUILÍBRIO
RESPOSTA DO 
EQUILÍBRIO A 
MUDANÇAS NO 
SISTEMA
QUÍMICA GERAL 1
ÁREA 2
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
FORMAS DE PERTURBAR O EQUILÍBRIO:
• Efeito da adição ou remoção de reagentes ou produtos
• Efeito da pressão (ou volume)
• Efeito da temperatura
EFEITO DA ADIÇÃO OU REMOÇÃO DE REAGENTES OU 
PRODUTOS
■ Está bastante relacionado com o que vimos em “Direção da reação”
• Por exemplo, se o valor numérico de Q é menor que K, há mais reagentes no 
meio que na condição de equilíbrio. Isto pode acontecer quando há adição de 
reagentes ou remoção de produtos. 
• Já quando o valor de Q é maior que K, há maior quantidade de produtos que na 
condição de equilíbrio. Isto pode acontecer quando há remoção de reagentes 
ou adição de produtos.
■ Exemplo 1: Suponha que uma mistura em equilíbrio da reação abaixo 
contenha 3,21 bar de gás N2, 6,21 bar de O2 e 1,4 x 10-13 bar de N2O. A 800 
K, a constante de equilíbrio para esta reação é 3,2 x 10-28.
Calcule as novas pressões parciais após a adição de 3 mol de gás N2, sabendo 
que a reação está num balão selado de volume igual a 10 litros. 
 
EFEITO DA ADIÇÃO OU REMOÇÃO DE REAGENTES OU 
PRODUTOS
2 N2(g) + O2(g) 2 N2O(g)
 
 
EFEITO DA ADIÇÃO OU REMOÇÃO DE REAGENTES OU 
PRODUTOS
2 N2(g) O2(g) 2 N2O(g)
Início
Reação
Equilíbrio
2 N2(g) + O2(g) 2 N2O(g)
 
 
EFEITO DA ADIÇÃO OU REMOÇÃO DE REAGENTES OU 
PRODUTOS
2 N2(g) + O2(g) 2 N2O(g)
■ Exemplo 2: Suponha que uma mistura em equilíbrio da reação abaixo 
contenha 1,28 bar de gás PCl3, 1,28 bar de Cl2 e 0,02 bar de PCl5. A 523 
K, a constante de equilíbrio para esta reação é 78,3.
EFEITO DA ADIÇÃO OU REMOÇÃO DE REAGENTES OU 
PRODUTOS
Calcule as novas pressões parciais 
após a adição de 0,01 mol de gás 
 Cl2, sabendo que a reação está 
num balão selado de volume igual a 
0,5 litros. 
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
EFEITO DA ADIÇÃO OU REMOÇÃO DE REAGENTES OU 
PRODUTOS
PCl5(g) PCl3(g) Cl2(g)
Início
Reação
Equilíbrio
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
EFEITO DA ADIÇÃO OU REMOÇÃO DE REAGENTES OU 
PRODUTOS
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
EFEITO DA COMPRESSÃO OU EXPANSÃO DA MISTURA (T=cte)
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Note que K NÃO depende de p e V para GI’s!
(∂K∂ p )=(
∂ K
∂V )=0
EFEITO DA COMPRESSÃO OU EXPANSÃO DA MISTURA (T=cte)
cC (g)+dD(g)⇔ xX (g )+ yY (g )
K p=
( pX / p
o
)
x
⋅( pY / p
o
)
y
( pC / p
o
)
c
⋅( pD / p
o
)
d
=( po)(c+d− x− y)⋅
(nX RT /V )
x
⋅(nY RT /V )
y
(nCRT /V )
c
⋅(nDRT /V )
d
K=( po)(c+d− x− y)⋅
nX
x
⋅nY
y
nC
c
⋅nD
d ⋅(RT )
(x + y− c−d )
⋅V (c+d− x− y)
■ po, R e T são constantes;
■ Se V variar, n’s irão variar para manter K constante!
– c+d > x+y: V↑, razão↓; V↓, razão↑;
– c+d < x+y: V↑, razão↑; V↓, razão↓.
EFEITO DA COMPRESSÃO OU EXPANSÃO DA MISTURA
• Como será deslocado o equilíbrio das reações abaixo com a compressão 
da mistura?
EFEITO DA TEMPERATURA
■ A forma como a constante de equilíbrio é expressa, faz com que concluamos 
que:
■ Sabendo que reações exotérmicas são, em tese, favorecidas em 
temperaturas baixas e as endotérmicas são favorecidas em temperaturas 
altas: 
Quanto maior o valor de K: maior a quantidade de produtos no equilíbrio
↓T: ↑ KEXOTÉRMICO
↑ T:↑ KENDOTÉRMICO
EFEITO DA TEMPERATURA
■ Equação de van’t Hoff:
G=H−TS ⇒
G
T
=
H
T
−S derivando comrelação àT a p=cte :
(∂(G /T )∂T )p=
1
T (
∂H
∂T )p−
H
T 2
−(∂ S∂T )p ⇒ (
∂(G /T )
∂T ) p=
C p
T
−
H
T2
−
C p
T
d (G /T )
dT
=−
H
T 2
⇒
d (ΔGo /T )
dT
=−
ΔH o
T 2
⇒
d (−R⋅lnK )
dT
=−
ΔH o
T 2
d (lnK )=
ΔH o
R
⋅
dT
T 2
⇒∫
1
2
dlnK=
Δ H o
R
⋅∫
1
2
dT
T2
EFEITO DA TEMPERATURA
■ Equação de van’t Hoff:
RESUMO
FORMAS DE PERTURBAR O EQUILÍBRIO:
• Efeito da adição ou remoção de reagentes ou produtos
• Efeito da pressão (ou volume)
• Efeito da temperatura
Equação de van’t Hoff
COMO VERIFICAR A APRENDIZAGEM?
■ Exercícios 10.73, 10.75, 10.85, 10.93, e 10.108 nas páginas 418 a 420 do 
livro-texto 5ª. Edição.
ÁCIDOS E 
BASES
QUÍMICA GERAL 1
ÁREA 2
TEORIAS PRINCIPAIS
RECAPITULANDO...
FORMAS DE PERTURBAR O EQUILÍBRIO:
• Efeito da adição ou remoção de reagentes ou produtos
• Efeito da pressão (ou volume)
• Efeito da temperatura
Equação de van’t Hoff
TEORIAS PRINCIPAIS
TEORIAS PRINCIPAIS
• TEORIA DE ARRHENIUS (TEORIA DA DISSOCIAÇÃO IÔNICA, 1883):
• TEORIA DE BRØNSTED-LOWRY (TRANSFERÊNCIA DE PRÓTONS,1923):• TEORIA DE LEWIS (TEORIA ELETRÔNICA, 1916):
 
Ácido: libera H+ em solução aquosa
Base: libera OH- em solução aquosa 
Ácido: libera H+ em solução aquosa
Base: aceita H+ em solução aquosa 
Ácido: aceita par de e-
Base: doa par de e-
TEORIAS PRINCIPAIS
TRANSFERÊNCIA DE PRÓTONS
TEORIAS PRINCIPAIS
ÁCIDOS DE BRØNSTED-LOWRY
TEORIAS PRINCIPAIS
BASES DE BRØNSTED-LOWRY
TEORIAS PRINCIPAIS
PAR ÁCIDO-BASE
• ÁCIDOS E BASES CONJUGADOS: espécies que se diferenciam entre si por um 
próton 
 
TEORIAS PRINCIPAIS
PAR ÁCIDO-BASE
• Determine o par conjugado dos ácidos/bases abaixo:
● H
3
O+
● OH-
● NH
4
+
● CN-
● CH
3
CO
2
-
 
TEORIAS PRINCIPAIS
TROCA DE PRÓTONS ENTRE MOLÉCULAS DE ÁGUA
• A água pode se comportar como base ou como ácido, a depender do meio: caráter anfiprótico 
da água.
• Autoprotólise da água: reação entre duas moléculas de água 
• Sabendo que a [H3O+] = [OH
-] no equilíbrio e que [H3O+] = [-OH] = 10-7 M a 298 K: 
DHº
r
 = + 56 kJ
KW é o nome que damos à constante de 
equilíbrio ao produto iônico da água
TEORIAS PRINCIPAIS
ESCALAS DE pH E pOH
• Conceito de pX:
• Logo:
• Na água pura, [H3O+] = [-OH] = 10-7 M, logo, a 298 K:
 
 
pX = - log X
pH = - log [H3O+] pOH = - log [
-OH] pKw = - log Kw 
pH = 7,0 ; pOH = 7,0
Kw = [10-7] x [10-7] = 10-14 pKw = 14 (pKw = pH + pOH)
TEORIAS PRINCIPAIS
ESCALAS DE pH E pOH
• Escala de pH usual (a 298 K): 
 
TEORIAS PRINCIPAIS
ESCALA DE pH
TEORIAS PRINCIPAIS
INDICADORES ÁCIDO-BASE
• São ácidos fracos que mudam de cor quando na forma de base conjugada, ou seja, a 
mudança no pH é acompanhada de mudança na coloração do meio.
 
HIn e In- absorvem a luz de forma diferente
HIn In-
No ponto de viragem: [HIn] = [In-], logo:
KIn = [H3O+] 
Aplicando (-log): -log KIn = -log [H3O+]
Ou seja:
TEORIAS PRINCIPAIS
RESUMO
TEORIAS PRINCIPAIS
COMO VERIFICAR A APRENDIZAGEM?
• Exercícios 11.3, 11.23, 11.25, 11.29 nas páginas 468 e 469 do livro-texto 5ª. Edição
ÁCIDOS E BASES FRACOS 
QUÍMICA GERAL 1
ÁREA 2
RECAPITULANDO... 
FORÇA DE ÁCIDOS E BASES 
Vimos que a força de um ácido está 
associada à sua capacidade de doar 
um próton, levando a uma base 
conjugada estável.
Analogamente, a força de uma base 
está associada à sua capacidade de 
receber um próton, levando a um ácido 
conjugado estável.
E isso tudo está associado às constantes de equilíbrio de 
acidez e basicidade!!!
CONSTANTE DE ACIDEZ
Em solução, os ácidos fracos estão em equilíbrio com suas bases conjugadas
Lembre do conceito de 
pX!
Logo, pKa = - log Ka
E, portanto: ↑Ka, ↓pKa
CONSTANTE DE BASICIDADE
Em solução, as bases fracas estão em equilíbrio com seus ácidos conjugados
pKb = - log Kb
Portanto: ↑Kb, ↓pKb
GANGORRA DA CONJUGAÇÃO
HA(aq)+H 2O(l )⇔ A (aq)
-
+H 3O(aq)
+ Ka =
[A - ]⋅[H 3O
+]
[HA ]
A (aq)
-
+H 2O(l )⇔HA(aq )+OH(aq )
- K b =
[HA ]⋅[OH -]
[A - ]
2H 2O(l )⇔H 3O(aq )
+
+OH(aq)
- Kw=Ka⋅Kb
GANGORRA DA CONJUGAÇÃO
pKa + pKb = pKw = 14 (a 298K)
HF(aq) + H2O(l) F(aq) + H3O(aq)
H2O(l) + H2O(l) HO(aq) + H3O(aq)
Ka
KbHF(aq) + HO(aq)F(aq) + H2O(l)
Kw
Ka Kb Kw= = 10-14
RELAÇÃO ENTRE PKA E PH
HA(aq )+H 2O(l)⇔H 3O(aq)
+ +A(aq )
-
Ka=
[H 3O
+ ]⋅[A -]
[HA ]
⇒ −log K a=− log [H 3O
+
]− log( [ A
-
]
[HA ])
pKa=pH− log( [A
-
]
[HA ] ) ⇒ pH=pK a+ log(
[ A- ]
[HA ])
EQUAÇÃO DE HENDERSON-HASSELBALCH
Correlaciona pKa e pKb com pH e pOH, respectivamente
Quando pH e pKa têm
 valores iguais???
Quando pOH e pKb têm
 valores iguais???
pH não é o mesma coisa que pKa e idem para pOH e pKb!!!!
CÁLCULO DE pH E pOH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS
• EXEMPLO 1: Calcule o pH de uma solução de ácido tricloroacético 0,02 M, sabendo que o pKa 
deste ácido é 0,77. 
HA(aq) + H2O(l) A⇌ A -(aq) + H3O+(aq)
HA(aq) H2O(l) A-(aq) H3O+(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
CÁLCULO DE pH E pOH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS
HA(aq) + H2O(l) A⇌ A -(aq) + H3O+(aq)
CÁLCULO DE pH E pOH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS
• EXEMPLO 2: Calcule a concentração inicial de uma solução de HClO com pH 5,1, sabendo 
que o pK
a
 do HClO é 7,53.
HA(aq) + H2O(l) A⇌ A -(aq) + H3O+(aq)
HA(aq) H2O(l) A-(aq) H3O+(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
CÁLCULO DE pH E pOH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS
HA(aq) + H2O(l) A⇌ A -(aq) + H3O+(aq)
CÁLCULO DE pH E pOH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS
• EXEMPLO 3: Calcule o pH de uma solução 0,1 M de nicotina, a 25 oC, C10H14N2, sabendo que o 
K
b
 desta base é 10-6. B(aq) + H2O(l) BH⇌ A +(aq) + HO-(aq)
B(aq) H2O(l) BH+(aq) HO-(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
CÁLCULO DE pH E pOH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS
B(aq) + H2O(l) BH⇌ A +(aq) + HO-(aq)
CÁLCULO DE pH E pOH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS
• EXEMPLO 4: Calcule a concentração inicial de uma solução de piridina, C5H5N, com pH 9,1, a 
25 oC, sabendo que o pKb da piridina é 8,75.
B(aq) + H2O(l) BH⇌ A +(aq) + HO-(aq)
B(aq) H2O(l) BH+(aq) HO-(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
CÁLCULO DE pH E pOH DE SOLUÇÕES DE ÁCIDOS E BASES FRACOS
B(aq) + H2O(l) BH⇌ A +(aq) + HO-(aq)
RESUMO
Eq. de Henderson-Hasselbalch
COMO VERIFICAR A APRENDIZAGEM?
• Exercícios 11.37, 11.43, 11.57, 11.63, 11.65 e 11.67 nas páginas 470 e 471 do 
livro-texto 5ª. Edição.
HIDRÓLISE DE SAIS
QUÍMICA GERAL 1
ÁREA 2
RECAPITULANDO...
Eq. de Henderson-Hasselbalch
pH DE SAIS
• Sal: produto da neutralização de um ácido por uma base
• Maaaaaaaas nem todo sal é neutro... Se analisarmos soluções aquosas dos 
sais abaixo:
O que irá definir o caráter ácido-base de um sal
é a natureza dos íons que formam o sal
Soluções de sais podem fornecer um
meio ácido, básico ou neutro
NaCl 
pH 7,0
ONa
O
pH 9,0
NH4Cl
pH 5,0
• Quando um sal solubiliza, há a dissociação, que é a cisão formando cátion e ânion:
• Para saber o caráter ácido-base do sal é necessária uma avaliação separada do 
equilíbrio do cátion e do ânion em reação com o solvente (aqui, sempre a água): 
DISSOCIAÇÃO DE SAIS 
Teremos um equilíbrio ácido-base para avaliar?
XY(aq) X(aq) + Y(aq)
cátion ânion
X(aq) + H2O(l)
cátion
Y(aq)
ânion
+ H2O(l)
?
?
• Teoria de Lewis:
• Teoria “Hard and Soft Acid Base”: separa ácidos e bases em “duros” e “moles” de 
acordo com a polarizabilidade.
TEORIA ÁCIDO BASE DE PEARSON (HSAB)
Ácido: recebe par de e-
Base: doa par de e-
Polarizabilidade é a capacidade de formar 
dipolos instantâneos. 
Átomos maiores com elétrons mais fracamente
retidos são mais polarizáveis do que átomos menores
com elétrons mais firmemente retidos
TEORIA ÁCIDO BASE DE PEARSON (HSAB)
Ácidos duros preferem reagir com bases duras Ácidos moles preferem reagir com bases moles 
Ácidos intermediários preferem reagir com bases intermediárias 
MOLEZA: ALTA POLARIZABILIDADE; 
ESPÉCIES COM NUVENS 
ELETRÔNICAS QUE PODEM SER 
DEFORMADAS
DUREZA: BAIXA POLARIZABILIDADE; 
ESPÉCIES CARREGADAS COM RAIOS 
ATÔMICOS PEQUENOS E ALTA 
DENSIDADE DE CARGA
LEMBRE QUE:
• Cátions são, EM TESE, ácidos de Lewis, pois possuem carga positiva e estariam, EM TESE, 
ávidos por elétrons. 
• Irão existir cátions que se comportarão como bons ácidos e cátions 
 que serão ácidos muito muito fracos em água.
• Desta forma: 
ANÁLISE DE CÁTIONS
PORÉM
CÁTIONS NEUTROS
- Cátions de elementos das 
famílias 1A e 2A e cátions 
de carga +1
CÁTIONS ÁCIDOS
- Ácidos conjugados de bases fracas
Ex.: NH4+ e ácidos conjugados de 
bases orgânicas
- Cátions metálicos, pequenos, de 
carga elevada
Ex.: Cátions de elementos de 
transição com carga maior que 1, 
Cátions das famílias 3A
• Ânions seriam, EM TESE, bases de Lewis, pois possuem carga negativa e estariam, EM 
TESE, dispostos a doar elétrons. 
• Irão existir ânions que se comportarão como bases e ânions que serão bases muito muito 
fracos em água. E também existem ânions ácidos
• Desta forma: 
ANÁLISE DE ÂNIONS
PORÉM
ÂNIONS BÁSICOS
- Basesconjugadas de 
ácidos fracos
Ex.: F-,-OH, S2-, HS-, CN-, 
CO3-2, PO4-3, NO2-, íons 
carboxilato (R-COO-)
ÂNIONS NEUTROS
- Bases conjugadas de ácidos 
fortes
Ex.: Cl-, Br-, I-, NO3-, ClO4-, SO4-2
ÂNIONS ÁCIDOS
- Ânions formados pela primeira 
desprotonação de ácidos 
polipróticos
Ex.: HSO4-, H2PO4-
• EXEMPLO 1: Calcule o pH de uma solução 0,1 M de cloreto de metilamônio, 
CH3NH3Cl em água, a 298 K.
 Dado: K
b
 CH3NH2: 3,6 x 10-4
CÁLCULO DO pH DE SAIS
CÁLCULO DO pH DE SAIS
HA(aq) + H2O(l) A⇌ A -(aq) + H3O+(aq)
HA(aq) H2O(l) A-(aq) H3O+(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
• EXEMPLO 2: Calcule o pH de uma solução 0,15 M de acetato de cálcio, 
 Ca(CH3COO)2 em água, a 298 K.
 Dado: K
a
 CH3COOH: 1,8 x 10-5
CÁLCULO DO pH DE SAIS
CÁLCULO DO pH DE SAIS
B(aq) + H2O(l) BH⇌ A +(aq) + HO-(aq)
B(aq) H2O(l) BH+(aq) HO-(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
RESUMO
O que irá definir o caráter ácido-base de um sal é a natureza dos íons que formam o sal
• Exercícios 11.71, 11.72, 11.77 e 11.81, nas páginas 471 e 472 do livro-texto 5ª. Edição.
COMO VERIFICAR A APRENDIZAGEM?
EQUILÍBRIOS EM ÁGUA 
QUÍMICA GERAL 1
ÁREA 2
RECAPITULANDO...
O que irá definir o caráter ácido-base de um sal é a natureza dos íons que formam o sal
SOLUBILIDADE 
Coeficiente de Solubilidade é a 
quantidade necessária de uma 
substância para saturar uma 
quantidade padrão de solvente, em 
determinada temperatura e pressão.
EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE 
Este K chamaremos de Kps, constante do produto de solubilidade, que é uma constante 
de equilíbrio entre o sólido e íons dissolvidos
↑ SOLUBILIDADE: ↑ DISSOCIAÇÃO NO SOLVENTE: ↑ VALOR DO Kps
Solubilidade molar 
consiste na concentração 
molar quando a solução 
está saturada de soluto
AgCN(s) + H2O(l) Ag(aq) + CN(aq) + H2O(l)
K = [Ag+][-CN]
EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE 
• EXEMPLO 1: A solubilidade molar do Pb(IO3)2 é 4 x 10-5 mol/L. Estime o valor do Kps 
do Pb(IO3)2.
Pb(IO3)2(s) Pb+2(aq) 2 IO3-(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
Pb(IO3)2(s) + H2O(l) Pb(aq) + 2 IO3(aq) + H2O(l)
2
EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE 
• EXEMPLO 2: O valor da constante de solubilidade do Ag2SO4 é 1,4 x 10-5. Calcule a 
solubilidade molar e a solubilidade em grama/100 mL, sabendo que a massa molar do Ag2SO4 
é 311,8 g/mol.
Ag2SO4(s) 2 Ag+(aq) SO4-2(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
Ag2SO4(s) 2 Ag(aq) + SO4(aq)
2
EFEITO DO ÍON COMUM
• Considere o equilíbrio:
• Imagine que foi adicionada uma solução 0,2 M de cianeto 
de sódio, NaCN. Haverá maior ou menor solubilização do 
cianeto de prata, o sal insolúvel, AgCN? 
Efeito do íon comum: a adição 
de um íon comum diminui a 
solubilidade do soluto no 
solvente.
AgCN(s) + H2O(l) Ag(aq) + CN(aq) + H2O(l)
K = [Ag+][-CN]
EFEITO DO ÍON COMUM
• EXEMPLO 3: Calcule a solubilidade molar do carbonato de cálcio, CaCO3, cujo Kps é 8,7 x 10-9 em:
 a) Água a 298 K
 b) Solução de cloreto de cálcio, CaCl2, 0,9 M.
b) CaCO3(s) Ca
+2(aq) CO3-2(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
EFEITO DO ÍON COMUM
• EXEMPLO 3: Calcule a solubilidade molar do carbonato de cálcio, CaCO3, cujo Kps é 8,7 x 10-9 em:
 a) Água a 298 K
 b) Solução de cloreto de cálcio, CaCl2, 0,9 M.
b) CaCO3(s) Ca
+2(aq) CO3-2(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
EFEITO DO ÍON COMUM
• EXEMPLO 4: Calcule a solubilidade molar do brometo de prata, AgBr, cujo Kps é 7,7 x 10-13 em:
 a) Água a 298 K
 b) Solução de brometo de cálcio, CaBr2, 0,1 M.
b) AgBr(s) Ag+(aq) Br-(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
EFEITO DO ÍON COMUM
• EXEMPLO 4: Calcule a solubilidade molar do brometo de prata, AgBr, cujo Kps é 7,7 x 10-13 em:
 a) Água a 298 K
 b) Solução de brometo de cálcio, CaBr2, 0,1 M.
b) AgBr(s) Ag+(aq) Br-(aq)
Início
Reação
Equilíbrio
PREDIÇÃO DA PRECIPITAÇÃO
• Lembrando do quociente 
 de reação (Q):
• Aplicando ao conceito de Kps: 
Se Q = K: equilíbrio
Se Q < K: tende a formar produtos
Se Q > K: tende a formar reagentes
Se Q
ps
 = K
ps
: equilíbrio de solubilidade (ppt e soluto)
Se Q
ps
 < K
ps
: tende a solubilizar
Se Q
ps
 > K
ps
: tende a precipitar
PREDIÇÃO DA PRECIPITAÇÃO
• Exemplo 5: Haverá formação de precipitado quando 5 mL de uma solução 0,01 M de 
NaCl for misturada a 20 mL de uma solução 0,02 M de Pb(NO3)2? Kps(PbCl2) = 
1,7x10-5 a 20 oC.
RESUMO
Efeito do íon comum: a adição de um 
íon comum diminui a solubilidade do 
soluto no solvente.
Se Qps = Kps: equilíbrio de solubilidade (ppt e soluto)
Se Qps < Kps: tende a solubilizar
Se Qps > Kps: tende a precipitar
COMO VERIFICAR A APRENDIZAGEM?
• Exercícios 12.55, 12.57, 12.63, 12.65 e 12.67, nas páginas 511 e 512 do livro-
texto 5ª. Edição.