EQUILÍBRIO QUÍMICO - CEAD UFPI

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Licenciatura em Ciências da Natureza
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO 
UNIVERSIDADE ABERTA DO BRASIL 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO PIAUÍ – UFPI
Janeiro de 2021
Equilíbrio químico
Professora: Anna Luiza Bizerra de Brito
Disciplina: Química Geral
Reversibilidade das reações
✓ São processos em que reagentes e produtos são
consumidos e produzidos ao mesmo tempo
✓ Teoricamente, todas as reações são reversíveis. No entanto,
na prática algumas reações não podem ser revertidas.
✓ Os reagentes e produtos são separados por uma dupla seta
✓ O equilíbrio é o resultado final de dois processos
opostos com velocidades iguais
A B V1 = V2
✓ Esse tipo de processo reversível é chamado de
Equilíbrio Químico e este equilíbrio pode ser deslocado
para qualquer um dos lados.
Reação direta
Reação inversa
Reversibilidade das reações
Velocidade das 
reações
Tempo
Velocidade da 
reação inversa 
(V2)
Velocidade da 
reação direta 
(V1)
T
Em T temos que:
V1 = V2
SISTEMA EM EQUILÍBRIO 
QUÍMICO 
H2O (l) H2O (g)
H2O (l) H2O (l)
H2O (g)H2O (g)
1
2
Um exemplo de processo reversível é o que ocorre com a água líquida
contida num frasco fechado.
Reversibilidade das reações
A formação de estalactites e da estalagmites depende da
reversibilidade de uma reação química:
CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O(l) Ca
2+
(aq) + 2 HCO3
-
(aq)
Quando a água carregada de mineral chega a uma caverna,
ocorre a reação inversa
Ca2+(aq) + 2HCO3
-
(aq) CaCO3(s) + CO2(aq) + H2O(l)
Reação direta
Reação inversa
Reversibilidade das reações
Fritz Haber (Nobel de Química em 1918)
Síntese da Amônia
)(3)(2)(2 23 ggg NHHN →+
Início do século XX
- Interesse Agropecuário – fixação de nitrogênio
- Bélico – I Guerra Mundial
Histórico
Equilíbrio da Síntese de Amônia
)(3)(2)(2 23 ggg NHHN =+
http://pt.wikipedia.org/wiki/Imagem:Rea%C3%A7%C3%A3o_de_equil%C3%ADbrio_%28concentra%C3%A7%C3%B5es%29.png
Definição:
 Processo dinâmico no qual a velocidade da reação direta 
(v1) é igual a velocidade da reação inversa (v2)
v1
v2mA(g) nB(g)
(v1= v2)
O equilíbrio das reações pode ser 
atingido em diferentes condições
Considere o seguinte processo que atinge o equilíbrio em 3 
situações diferentes:
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
Concentração (mol/L)
Tempo
Concentração (mol/L)
Tempo
[N2O4] < [NO2][N2O4] > [NO2] [N2O4] = [NO2]
Concentração (mol/L)
Tempo
• No equilíbrio as reações direta e inversa continuam ocorrendo
ininterruptamente.
• O equilibrio das reações é dinâmico
• As velocidades das reações direta e inversa são iguais.
• As concentrações de todos os participantes tornam-se
constantes e não necessariamente iguais.
• Toda reação reversível caminha expontaneamente para o
estado de equilibrio
• Esse tipo de equilíbrio somente ocorre em sistemas fechados.
As características de um sistema 
em equilíbrio
Equilíbrio Químico
Tipos de Equilíbrio Químico
)(2)(2)(2)()(3
)(2)(2
2 glaqaqs
gl
COOHCaClHClCaCO
OHcalorOH
++=+
=+
)(2)(42
2
gg
NOON =
Equilíbrio
Homogêneo
Heterogêneo
v1
v2mA(g) nB(g)
m
A
n
B
p
P
P
K
)(
)(
=
Pode ser expressa em termos de Pressão (gases) ou Concentração Molar
m
n
c
A
B
K
][
][
=
Relação entre Kp e Kc (deduzida a partir da Lei dos Gases Ideais)
n
cP RTKK
= )(
reagentesprodutos nnn −=
Equilíbrio Homogêneo
Constante de Equilíbrio
Equilíbrio Químico Heterogêneo
 Para qualquer líquido e sólido puros, bem como
solventes, a razão da quantidade de substância
para o volume da substância é constante, ou seja,
NÃO PARTICIPA DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DO
SISTEMA
)(2)(2)(2)()(3
)(2)(2
2 glaqaqs
gl
COOHCaClHClCaCO
OHcalorOH
++=+
=+
][
]].[[ 22
HCl
COCaCl
Kc =
)(
2COP
PK =
Analisando o valor de K
v1
mA(g) nB(g)
m
n
A
B
K
][
][
=
1
][
][
=
m
n
A
B
K
v2
1
][
][
=
m
n
A
B
K1
][
][
==
m
n
A
B
K
Equilíbrio atingido 
em direção aos 
produtos
Equilíbrio atingido 
em direção aos 
reagentes
Concentração de 
produtos e 
reagentes são iguais
Analisando o valor de K
Equilíbrio Químico
Quociente de Reação Q
✓ É conveniente calcular quando os reagente e produtos
em uma reação não estão em equilíbrio.
✓ Considerando a reação hipotética: 
aA + bB cC + dD
A quantidade Q é definida como:
em que Q é o coeficiente reacional
Comparando Q e K
Q < K Reagentes Produtos
Q = K Reação em equilibrio
Q > K Reagentes Produtos 
  
  BA
DC
Q =
01 - Escreva as expressões da constante de equilíbrio para cada
uma das seguintes reações em termos das concentrações:
(a) N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
(b) 1/2N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g)
(c) NH3 (g) N2(g) + 3 H2(g)
02 - O PCl5 se decompõe, segundo a equação:
PCl5 PCl3 + Cl2
Ao iniciar havia 3,0 mols/L de PCl5 e ao ser alcançado o
equilíbrio restou 0,5 mol/L do reagente não transformado. Calcular
Kc.
Exemplos
Princípio de Le Châtelier
“Se um sistema em equilíbrio é perturbado por uma variação na
temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, o
sistema deslocará sua posição de equilíbrio de tal forma a neutralizar
o efeito do distúrbio”
http://it.wikipedia.org/wiki/Immagine:Lechatelier.jpg
)(3)(2)(2 23 ggg NHHN =+
3
22
2
3
]].[[
][
HN
NH
K =
Princípio de Le Châtelier
Fatores que afetam o 
Equilíbrio Químico
Concentração
 Temperatura
 Pressão
Efeito da Concentração
Galo do Tempo
)(22)(2)(2
5.5 sls OHCoClOHCoCl =+
Azul Vermelho
[H2O] → Desloca equilíbrio para Direita - VERMELHO
[H2O] → Desloca equilíbrio para Esquerda - AZUL
 Aumento da T → favorece processos Endotérmicos
 Diminuição da T → favorece processos Exotérmicos
molkJHNOcalorON gg /02 )(2)(42 =+
incolor marron
Aumento da T
Diminuição da T
Efeito da Temperatura no 
Equilíbrio
Efeito da Temperatura no 
Equilíbrio
Exemplo
Porque Recifes de Coral só 
ocorrem em Mares quentes?
)(2)(2
2
)()()()(3
)(3)()(2)(2
2 glaqaqcorals
aqaqgl
COOHCaHCaCO
energiaHCOHCOOH
++=+
++=+
++
−+
Exotérmico H<0
Porque refrigerante Quente libera mais gás que o Frio?
)(2)(2
2
)()()()(3
)(3)()(2)(2
2 glaqaqcorals
aqaqgl
COOHCaHCaCO
energiaHCOHCOOH
++=+
++=+
++
−+
Temperatura → Desloca equilíbrio para esquerda
Exotérmico H<0
Exemplo
Efeito da Pressão
PressãoPressão
Volume
Volume
)(2)(2
2
)()()()(3
)(3)()(2)(2
2
0
glaqaqcorals
aqaqgl
COOHCaHCaCO
kJHHCOHCOOH
++=+
+=+
++
−+
1 Volume gasoso 0 Volume gasoso
Chuva Ácida
Poluição e Chuva ácida
Chuva ácida
Aumento de queima de combustíveis fósseis (C e S)
Aumento de queimadas e desmatamento 
)(2)(2
2
)()()()(3
)(3)()(2)(2
2 glaqaqcorals
aqaqgl
COOHCaHCaCO
HCOHCOOH
++=+
+=+
++
−+
)(2)(2
2
)()()()(3
2
)(4)()(3)(2
2
2
glaqaqcorals
aqaqgl
COOHCaHCaCO
SOHSOOH
++=+
+=+
++
−+
Aumento na emissão de gases → aumento na pressão → equilíbrio desloca para direita
Efeito de Catalisador
Importância do equilíbrio 
ácido-base 32
✓ O tempo necessário para
um objeto metálico imerso em
água se corroer;
✓ A habilidade do ambiente
aquático dar suporte à vida
de peixes e plantas;
✓ O destino de poluentes
removidos do ar pela chuva.
ACIDEZ E 
BASICIDADE DAS 
SOLUÇÕES
Ácidos e base são dois tipos muito comuns de substâncias
encontradas no laboratório e no mundo cotidiano. Inclusive o
equilíbrio entre ácidos e bases tem grande influência em nossa
saúde.
Breve revisão33
• Em 1880 – o químico sueco Svante Arrhenius ligou o
comportamento do ácido com a presença de íons H+
e o comportamento de base com a presença de íons
OH – em solução aquosa.
Ácidos → substâncias que, quando dissolvidos em
água, aumentam a concentração de íons H+;
Bases → substâncias que, quando dissolvidos em
água, aumentam a concentração de íons OH –.
DEFINIÇÃO -
ARRHENIUS
HCl (g) H
+
(aq) + Cl
-
(aq)
H2O NaOH (s) Na
+
(aq) + 
OH-(aq)
H2O
Breve revisão34
• Em 1923 – o químico dinamarquês Johannes Brønsted
e o químico inglês Thomas Lowry propuseramuma
definição mais geral de ácidos e bases. As reações
ácido-base envolvem transferência de íons H+ de
uma substância para outra.
Ácidos → substâncias (molécula ou íon) que pode
doar próton para outra substância;
Bases → substâncias que pode receber um próton.
DEFINIÇÃO – BRØNSTED-
LOWRY
35 Ácidos e bases de LEWIS
Definição mais geral:
Ácidos → é um aceptor de par de elétrons;
Bases → é um doador de par de elétrons.
Ácidos e bases de Brønsted-
Lowry36
ÍON H+ EM 
ÁGUA 
Íon hidrônio
REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA DE PRÓTON 
Ácido Base
HCl → doador de prótons;
H2O → aceptor de prótons.
Ácidos e bases de Brønsted-
Lowry37
PARES ÁCIDO-BASE CONJUGADOS
HA (aq) + H2O (l) ↔ A
-
(aq) + 
H3O
+
(aq) 
HA + A-→ par ácido-base 
conjugado
HNO2 (aq) + H2O (l) ↔ NO2
-
(aq) + 
H3O
+
(aq) 
Base 
Ácido Conjugada 
remover H+
Base Ácido 
Conjugada 
adicionar H+
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
Base 
Ácido Conjugada 
remover H+
Base Ácido 
Conjugada 
adicionar H+
Anfóter
a
Ácido / 
Base
Ácidos e bases de Brønsted-
Lowry38
FORÇAS RELATIVAS DE ÁCIDO E BASES
Quanto mais forte o ácido → mais fraca sua base 
conjugada;
Quanto mais forte a base → mais fraco é seu ácido 
conjugado.
Formam íons OH-
Não deixa nenhuma 
molécula não 
dissociada
EXERCÍCIO39
Identificação de ácidos e base conjugados:
(a) Qual é a base conjugada dos elementos HClO4, H2S, 
PH4
+ e HCO3
-?
(b) Qual é o ácido conjugado dos elementos CN -, SO4
2-, 
H2O e HCO3
- ?
O íon HSO3
- é anfótero:
(a) Escrever uma equação para a reação com água, na 
qual atua como ácido e (b) como uma base, e em 
ambos os casos, identificar os pares ácido-base 
conjugados.
Autoionização da água40
Ácido Base
→ Na presença de um ácido ele atua como uma base e na 
presença de uma base ele atua como um ácido.
AUTOIONIZAÇÃO
H2O (l) + H2O (l) ↔ OH
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
Auto-ionização da água41
O PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA
Kc = [H3O
+] [OH-]
A expressão da constante de equilíbrio para a 
autoionização da água é:
Kw = [H3O
+] [OH-] = 1,0 x 10-14 CONSTANTE DO PRODUTO 
IÔNICO
25 °C
= [H+] [OH-] 
Auto-ionização da água42
Quem tem maiores concentrações de [H+], [OH-]?
Solução ácida
[H+] > [OH-] 
[H+] [OH-] = 1,0 x 10-14
Solução neutra
[H+] = [OH-] 
[H+] [OH-] = 1,0 x 10-14
Solução básica
[H+] < [OH-] 
[H+] [OH-] = 1,0 x 10-14
Calcule a concentração de H+(aq) em (a) uma solução 
que [OH-] é 0,010 mol L-1, e (b) em uma solução que 
[OH-] é 1,8 x 10-9 mol L-1?
Escala de pH43
Por conveniência, geralmente expressamos [H+] em 
termos de pH:
pH = -log [H+] 
pH = -log (1,0 x 10-7) = -(-7,00) = 
7,00 
Solução neutra
pOH = -log [OH-] 
Tipo de
solução
[H+ ] [OH- ] pH
Ácida > 1,0 x 10-7 < 1,0 x 10-7 < 7,00
Neutra 1,0 x 10-7 1,0 x 10-7 7,00
Básica < 1,0 x 10-7 > 1,0 x 10-7 > 7,00
Escala de pH44
A
u
m
e
n
to
 d
a
 f
o
rç
a
 d
o
 á
c
id
o
A
u
m
e
n
to
 d
a
 fo
rç
a
 d
a
 b
a
se
Importância do equilíbrio 
ácido-base 45
Escala de pH46
MEDIÇÃO DO pH
EXERCÍCIO47
Uma amostra de suco de maçã fresco tem um pOH de 
10,24. Calcule a [H+].
Ácidos e bases fortes48
pH de uma solução de HClO4 a 0,040 mol L
-1:
HClO4 completamente ionizado resultando em:
HClO4 (l) + H2O (l) ↔ ClO4
-
(aq) + H3O
+
(aq) 
[H+] = [ClO4
-] = 0,040 mol L-1
pH=- log (0,040) = 1,4 
Ácidos e bases fortes49
pH de (a) uma solução de NaOH 0,028 mol L-1 e (b) uma 
solução de Ca(OH)2 0,0011 mol L
-1
(a) NaOH completamente ionizado 
resultando em:
NaOH(s) + H2O (l) ↔ Na
+
(aq) + OH
-
(aq)
[OH-] = [Na+] = 0,028 mol L-
1
pOH=- log (0,028) = 1,55 
pH= 14,00 - pOH = 14,00 - 1,55 = 
12,45 
(b) Ca(OH)2 completamente ionizado 
resultando em:[OH-] = 2 x [Ca2+] = 2 x 0,0011 mol L-1 = 0,0022 
mol L-1pOH=- log (0,0022) = 2,66 
pH= 14,00 - pOH = 14,00 – 2,66 = 
11,34 
Ácidos fracos50
A maioria das substâncias ácidas são ácidos fracos, por
isso, são apenas parcialmente ionizados em solução
aquosa.
Ácidos fracos51
HA (aq) + H2O (l) ↔ H3O
+
(aq) + A
-
(aq)
HA (aq) ↔ H
+
(aq) + A
-
(aq)
ou
Ka = --------------
[HA]
[H3O
+][A-]
Ka = --------------
[HA]
[H+][A-]
Exemplo:
Um estudante preparou uma solução de 0,10 mol/L
de ácido fórmico (HCHO2) e mediu o pH, constatou
que pH a 25°C é 2,38. Calcule Ka para o acido
fórmico nessa temperatura.
Ácidos fracos52
HCHO2 (aq) ↔ H
+
(aq) + CHO2
-
(aq)
Exemplo:
Um estudante preparou uma solução de 0,10 mol/L de ácido fórmico
(HCHO2) e mediu o pH, constatou que pH a 25°C é 2,38. Calcule Ka
para o acido fórmico nessa temperatura.
1º passo
pH= -log [H+] = 2,38
log [H+] = -2,38
[H+] = 10-2,38 = 4,2 x 10-3 mol/L
2º passo
HCHO2 (aq) ↔ H
+
(aq) + CHO2
-
(aq)
Inicial 0,10 mol/L 0 0
Variaçã
o
-4,2 x 10-3 mol/L + 4,2 x 10-3 
mol/L
+ 4,2 x 10-3 
mol/L
Equilíbrio (0,10 - 4,2 x 10-3) 
mol/L
4,2 x 10-3 mol/L 4,2 x 10-3 mol/L
3º passo
Ácidos fracos53
Ka = --------------[HCHO2]
[H+][CHO2
-]
0,10 - 4,2 x 10-3 mol/L = 0,10 mol/L
HCHO2 (aq) ↔ H
+
(aq) + CHO2
-
(aq)
Ka = -----------------------------------------------(0,10)
(4,2 x 10-3 mol/L )(4,2 x 10-3 mol/L)
Ka = 1,8 x 10
-4
HCHO2 (aq) ↔ H
+
(aq) + CHO2
-
(aq)
Inicial 0,10 mol/L 0 0
Variaçã
o
-4,2 x 10-3 mol/L + 4,2 x 10-3 
mol/L
+ 4,2 x 10-3 
mol/L
Equilíbrio (0,10 - 4,2 x 10-3) 
mol/L
4,2 x 10-3 mol/L 4,2 x 10-3 mol/L
Ácidos fracos54
Ácidos fracos55
Usando Ka para calcular 
o pH
55
HC2H3O2 (aq) ↔ H
+
(aq) + C2H3O2
-
(aq) 1º passo
2º passo
HC2H3O2 (aq) ↔ H
+
(aq) + 
C2H3O2
-
(aq)
Inicial 0,30 mol/L 0 0
Variaçã
o
- x mol/L + x mol/L + x mol/L
Equilíbrio (0,30 - x) mol/L x mol/L x mol/L
Sabendo o valor de Ka e a concentração inicial do ácido 
fraco, calcular a concentração de H+. 0,30 mol/L de 
ácido acético (HC2H3O2). 
Ka = 1,8 x 10
-5
Ka = ----------------- = 1,8 x 10
-5
[HC2H3O2]
[H+][C2H3O2
-
]
3º passo
Ácidos fracos56
Calcular a porcentagem de HF ionizadas em (a) uma 
solução de 0,10 mol/L de HF; (b) uma solução de 0,010 
mol/L de HF.
Ka = 6,8 x 10
-4
Ácidos fracos57
HC2H3O2 (aq) ↔ H
+
(aq) + 
C2H3O2
-
(aq)
Inicial 0,30 mol/L 0 0
Variaçã
o
- x mol/L + x mol/L + x mol/L
Equilíbrio (0,30 - x) mol/L x mol/L x mol/L
4º passoKa = ----------------- = --------------- = 1,8 x 
10-5
[HC2H3O2] 0,30 -
x
[H+][C2H3O2
-] (x) 
(x) 
Ka = --------- = 1,8 x 10
-5
0,30 
x2
x2 = 0,30 x 1,8 x 10-5 = 5,4 x 10-6
x = 2,3 x 10-3 [H+] 
pH = -log (2,3 x 10-3 ) = 2,64
Ácidos fracos58
Ácidos polipróticos
Bases fracas59
B (aq) + H2O (l) ↔ HB
+
(aq) + OH
-
(aq)
Kb = --------------
[NH3]
[NH4
+][OH-]
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq)
Exemplo:
Calcule a concentração de OH- em uma solução de 
0,15 mol/L de NH3.
Bases fracas60
Kb = ---------------- = ------------ = 1,8 x 
10-5 [NH3] 0,15 -
x
[NH4
+][OH-] (x) 
(x)
Exemplo:
Calcule a concentração de OH- em uma solução de 
0,15 mol/L de NH3.
NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4
+
(aq) + 
OH-(aq)
Inicial 0,15 mol/L - 0 0
Variaçã
o
- x mol/L - + x mol/L + x mol/L
Equilíbri
o
(0,15 - x) 
mol/L
- x mol/L x mol/L
x2 = (0,15)(1,8 x 10-5) = 2,7 x 10-
6
[OH-] = 1,6 x 10-3 mol/L
Relação entre Ka e Kb61
NH4
+
(aq) ↔ NH3 (aq) + H
+
(aq) 
NH3(aq) + H2O(l) ↔ NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
Kb = ----------------
[NH3] 
[NH4
+][OH-] 
Ka = ----------------
[NH4
+] 
[NH3][H
+] 
Ka x Kb = [H
+][OH-] = Kw
Efeito íon-comum62
HC2H3O2 (aq) ↔ H
+
(aq) + C2H3O2
-
(aq)
A exemplo do ácido acético (HC2H3O2) e um sal
solúvel desse ácido (no caso, C2H3O2Na). No que
essas soluções contêm duas substâncias que
partilham um íon comum.
C2H3O2Na (aq) ↔ Na
+
(aq) + C2H3O2
-
(aq)
Eletrólito forte
Se adicionarmosacetato de sódio (C2H3O2Na) a uma
solução de ácido acético em água, o C2H3O2
- a partir do
sal fará com que as concentrações de equilíbrio das
substâncias desloque-se para a esquerda, diminuindo
assim a concentração de equilíbrio de H+.
Efeito íon-comum
Cálculo do pH quando um íon comum está 
envolvido
Qual é o pH de uma solução preparada ao adicionar
0,30 mol de ácido acético e 0,30 mol de acetato de
sódio a uma quantidade suficiente de água para fazer
1,0 L de solução?
HC2H3O2 (aq) ↔ H
+
(aq) + 
C2H3O2
-
(aq)
Inicial 0,30 mol/L 0 0,30
Variaçã
o
- x mol/L + x mol/L + x mol/L
Equilíbrio (0,30 - x) mol/L x mol/L (0,30 + x)
mol/L
Ka = ----------------- = -------------------- = 1,8 x 10
-5
[HC2H3O2] 0,30 - x
[H+][C2H3O2
-] (x) (0,30 + x) 
x = 1,8 x 10-5 [H+] pH = -log (1,8 x 10-5 ) = 4,74
64 Tampões
Para entender melhor como funciona o tampão:
[H+] = Ka --------[X-
] 
[HX] 
HX (aq) ↔ X
-
(aq) + HX
+
(aq) 
Determinado por dois fatores
Se íons OH- são adicionados a solução tampão, eles
reagem com o componente ácido do tampão para
produzir água e o componente básico (X-).
OH-(aq) + HX (aq) ↔ H2O(l) + X
-
(aq) 
Se íons H+ são adicionados a solução tampão, eles
reagem com o componente básico do tampão para
produzir água e o componente básico (X-).
H3O
+
(aq) + X
-
(aq) ↔ HX(l) + H2O(l) 
Desde que a variação seja
pequena, pH será pequeno
65
[H+] = Ka -------- ==> pH = pKa + log ------
----
[X-
] 
[HX] [X-
] [HX] 
Tampões
66
Qual é o pH de um tampão de 0,12 mol/L de ácido
lático (HC3H5O3) e 0,10 mol/L de lactato de sódio?
Para o ácido lático, Ka = 1,4 x 10
-4.
Qual a quantidade de materia de NH4Cl que deve
ser adicionada a 2,0L de 0,10 mol/L de NH3 para
formar um tampão cujo pH é 9,00? (Suponha que a
adição de NH4Cl não altere o volume da solução).
Tampões
67
Titulações ácido-base
68
Determinação da concentração de uma solução a partir
da quantidade e concentração de uma solução conhecida
Alíquota de volume conhecido
(20 mL) e concentração em mol/L 
desconhecida
Acrescidas gotas de fenolftaleína,
que adquire coloração rósea 
em meio básico.
Titulações ácido-base forte
69
Antes do ponto final, a solução 
básica contendo
o indicador fenolftaleína
é rósea.
À medida que se aproxima
do ponto final, a cor rósea 
desaparece e o ácido
é adicionado, mas
reaparece com a agitação.
No ponto final, a solução 
permanece incolor após agitação. 
Ocorreu viragem do indicador.
TH
E 
N
EX
T/
C
ID
TH
E 
N
EX
T/
C
ID
TH
E 
N
EX
T/
C
ID
Titulações ácido-base forte
70
Titulações ácido-base forte
71
As titulações são baseadas na
reação entre o analito (titulado) 
e um 
reagente padrão (titulante), 
o qual possui 
concentração 
ou massa conhecida.
A reação química é de estequiometria conhecida e reprodutível
Titulações ácido-base forte
72
Em qualquer titulação, 
o ponto de equivalência química
experimentalmente chamado de ponto final
é assinalado pela
mudança de cor do indicador ácido-base
Titulações ácido-base forte
73 Titulações ácido-base forte
74 Titulações ácido-base forte
75 Titulações ácido fraco-base forte
➢ BROWN, T. L., LEMAY, H., Eugene, JR., Bruce. Química: a 
ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
➢ KOTZ, J. C., TREICHEL, P. Química e reações Químicas. 6 
ed. Rio de Janeiro: Pioneiro Thomson Learnin, vol. 1, 2005.
➢ RUSSEL, J. B. Química Geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 
vol. 1, 1994.
76 Referências