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Unidade II
Unidade II
5 INTRODUÇÃO À CINÉTICA DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Durante uma reação química os reagentes se transformam em produtos.
Reagentes → Produtos
A cinética química é o ramo da química que estuda a velocidade das reações químicas e os fatores 
que interferem na velocidade delas.
Esse estudo é importante porque conhecendo os fatores que interferem na velocidade das reações 
será possível encontrar formas de controlar o tempo de desenvolvimento delas, tornando-as mais lentas 
ou mais rápidas, conforme a necessidade.
Por exemplo, conhecer as reações químicas que fazem parte do amadurecimento de uma fruta nos 
dará informações sobre como podemos retardar esse processo e fazer com que ela esteja apropriada 
para consumo por mais tempo.
Figura 41 – Banana madura
Outro exemplo é a reação de escurecimento da polpa da maçã. Assim que cortamos uma maçã, a 
enzima que a escurece é liberada. O contato com o oxigênio do ar e a luz aumenta a velocidade desta 
enzima, a polifenoloxidase. Inicia-se portanto uma ação relativamente lenta de oxidação de compostos 
presentes na polpa, cujos produtos, embora possam ser consumidos sem problemas, não são agradáveis 
aos olhos. Esta reação pode ser inibida, ou seja, ter sua velocidade muito diminuída, se pingarmos 
algumas gotas de limão na polpa da maçã. Ela permanecerá clara e parecerá muito mais apetitosa 
aos olhos do consumidor. Isso acontece porque a acidez cítrica inibe a reação enzimática, diminuindo 
drasticamente sua velocidade.
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FÍSICO-QUÍMICA
Figura 42 – Polpa de maçã
A data de validade de um fármaco está relacionada à degradação do princípio ativo (o que pode 
tornar o fármaco ineficaz) e à formação de subprodutos que poderiam ou não ser nocivos à saúde. 
Estudar a velocidade de um processo químico também é importante para conhecer a ação de um 
fármaco no organismo e até mesmo seu tempo de ação.
Figura 43 – Fármacos
Observando a figura a seguir, no estudo da velocidade das reações, percebe-se que no início da 
reação a quantidade de reagentes é máxima e, conforme ela avança, os reagentes interagem e formam 
produtos, portanto a quantidade de reagentes diminui com o tempo. Pode atingir um valor igual a zero 
ou constante. Já no começo da reação a quantidade de produtos é zero, pois neste instante ainda não 
ocorreu formação de produtos. Conforme ocorre a progressão, tem-se o desenvolvimento dos itens e a 
quantidade de cada produto aumenta com o tempo até atingir um valor máximo e constante.
Produto
Reagente
Tempo
Co
nc
en
tr
aç
ão
 m
ol
ar
Figura 44 – Gráfico da variação da concentração dos reagentes e produtos em função do tempo
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Unidade II
Para estudar a velocidade das reações químicas, medimos a variação da quantidade de reagente que 
foi consumido ou a variação da quantidade de produto formado com o passar do tempo.
reação
 quantidade de reagente ou produto
V
 tempo
∆=
∆
As quantidades das substâncias podem ser medidas em: quantidade de matéria (mol), concentração 
molar (mol.L-1), massa, volume e pressão (principalmente no caso de gases). Considere a seguinte reação 
química genérica:
A + B → C + D
 Observação
A notação [ A ] significa concentração molar da substância A, ou seja, 
concentração da substância A em mol.L-1
A velocidade média de formação da substância C, por exemplo, pode ser dada por:
[ ] [ ] [ ]final inicial
media media
final inicial
C CC
V ou V
t T T
−∆
= =
∆ −
onde [C]final e [C]inicial correspondem, respectivamente, à concentração final e inicial da substância C, e 
Tfinal e Tinicial correspondem, respectivamente, ao tempo final e inicial do intervalo estudado.
Consta na sequência um exemplo de exercício resolvido:
Considerando a reação A+B→C+D, se aos 5 minutos a concentração da substância C for igual 
a 0,2 mol.L-1 e após 10 minutos constatarmos a existência de 0,6 mol.L-1 da substância C, qual é a 
velocidade média da reação neste intervalo de tempo?
[C]final = 0,6 mol.L
-1 ; [C]inicial = 0,2 mol.L
-1 ; Tfinal = 10 min ; Tinicial = 5 min
[ ] [ ]final inicial
média
final inicial
C C
V 
T T
−
=
−
então
( )
( )média
0,6 0,2
 V 
10 5
−
=
−
Portanto, Vmédia = 0,08 mol.L
-1 . min-1
É importante notar que a velocidade pode ser trabalhada ou não em módulo. Se a opção for por não 
utilizar os resultados em módulo, teremos a seguinte interpretação dos sinais:
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FÍSICO-QUÍMICA
• Velocidade positiva: quando o valor da velocidade for positivo, trata-se da velocidade de 
produção da substância, ou seja, estamos determinando com qual velocidade uma substância 
é produzida.
• Velocidade negativa: quando o valor da velocidade for negativo, trata-se da velocidade de 
consumo da substância, ou seja, estamos determinando com qual velocidade uma substância 
está sendo consumida.
Algumas transformações ocorrem tão rapidamente (como uma explosão, que pode levar milésimos 
de segundos para acontecer), que é quase impossível medir a variação das quantidades dos reagentes 
e/ou produtos com o decorrer do tempo. Outras mudanças são tão lentas que o tempo necessário para 
que ocorra uma alteração nas quantidades das substâncias envolvidas é extremamente longo (como as 
reações de corrosão do ferro, nas quais o metal reage com o oxigênio e a umidade do ar, dando origem 
a óxidos solúveis).
Figura 45 – Explosão e fogos de artifícios
Figura 46 – Corrosão
Em uma reação química, na maioria das vezes, a proporção em número de mols das substâncias que 
reagem e das que são formadas é diferente, como mostrado no exemplo que se segue:
1 N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)
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Unidade II
Nesta reação ocorre o consumo de 1 mol de nitrogênio gasoso (N2) juntamente com 3 mols de hidrogênio 
gasoso (H2), ao mesmo tempo em que se formam 2 mols de amônia gasosa (NH3). Observando as diferentes 
proporções em número de mols, podemos perceber que a velocidade média de consumo do N2 é diferente da 
velocidade média de consumo de H2, que por sua vez difere da velocidade média de formação de NH3.
Como se pode, então, calcular a velocidade média da reação em função de qualquer substância, 
reagente ou produto, ao mesmo tempo?
A velocidade pode ser média se o intervalo for longo, instantânea em caso de infinitesimal e inicial se 
for considerado o início da reação. A velocidade inicial é especialmente importante em reações compostas 
que envolvem várias etapas nas quais reações e produtos secundários podem afetar a velocidade global. 
Por sua vez, a velocidade média da reação pode ser considerada como o módulo da velocidade de 
consumo de um dos reagentes ou módulo da velocidade de formação de um dos produtos, dividido pelo 
respectivo coeficiente da substância na equação da reação balanceada.
Portanto, no caso da velocidade média da reação anterior que forma amônia, teremos:
NH3N2 H2
mReação
VV V
V
1 3 2
= = =
Vejamos na sequência outro exemplo:
2 N2O5 (g) → 4 NO2 (g) + 1 O2 (g)
A fórmula da velocidade média da reação anterior será dada por:
N2O5 NO2 O2
mReação
V V V
V
2 4 1
= = =
A combustão da amônia (NH3) é representada pela reação química:
4NH3 (g) + 5O2 (g) → 4NO(g) + 6H2O(g)
Experimentos indicaram que, em determinado momento, a amônia estava sendo queimada a uma 
velocidade de 0,24 mol.L-1.s-1
• Calcule a velocidade de consumo de oxigênio (O2) nesse mesmo momento.
• Calcule a velocidade de produção de H2O nesse mesmo momento.
— Dado: VNH3 = 0,24 mol.L
-1.s-1. Escrevendo-se a equação da velocidade média da reação, obtém-se:
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FÍSICO-QUÍMICA
NH3 O2 NO H2O
mReação
V V V V
V
4 5 4 6
= = = =
Sabendo que todos os termos mencionados são iguais pode-se escrever a igualdade entre o termo 
referente à substância da qual se conhece a velocidade (VNH3) e o outro relativo à substância que se quer 
calcular (VO2):
NH3 O2V V
4 5
=
Substituindo na igualdade o valor da velocidade de consumo de amônia NH3 em módulo, calcula-se a VO2:
NH3 O2V V
4 5
= ⇒ O2
V0,24
 
4 5
= ⇒ O2V0,06
5
= ⇒ VO2 = 0,30 mol.L
-1.s-1
— Para calcular VH2O, escreve-se a igualdadeentre o termo da substância que se conhece a 
velocidade (VNH3) e aquele da substância na qual se deseja calcular a velocidade:
NH3 H2OV V
4 6
=
Agora, basta substituir o valor da VNH3:
NH3 H2O H2O H2OV V V V0,24 0,06 
4 6 4 6 6
= ⇒ = ⇒ = ⇒ VH2O = 0,36 mol.L-1.s-1.
5.1 Energia envolvida nas reações químicas
Reações químicas estão sempre relacionadas à energia. Por exemplo, a queima de madeira libera 
calor (energia térmica) e energia luminosa; já a reação que ocorre em uma pilha, produz energia 
elétrica. A reação de “queima” de glicose no organismo fornece energia química para o funcionamento 
das células.
Quando acontece uma reação química, ela pode absorver ou liberar energia no processo de 
transformação dos reagentes a produtos.
Por exemplo, a reação de decomposição do carbonato de cálcio sólido (CaCO3) em óxido de cálcio 
sólido (CaO) e gás dióxido de carbono (CO2) ocorre se houver fornecimento de energia (em forma de 
calor) ao sistema, a qual é absorvida:
CaCO3 (s) + calor → CaO (s) + CO2 (g)
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Unidade II
Como houve absorção de calor na produção de CaO e CO2, pode-se dizer que a energia “entrou” no 
sistema e os produtos apresentam maior energia que o reagente CaCO3. Então, graficamente a energia 
envolvida na reação pode ser esquematizada assim:
Produtos
Energia 
"entrando"
Reagentes
Caminho da reação0
En
er
gi
a
Figura 47 – Gráfico de energia do sistema em função do caminho da reação – sistema com absorção de calor
Reações que absorvem energia para que os produtos se formem são chamadas reações endotérmicas.
Em outro exemplo, a reação de combustão do etanol líquido (C2H5OH) em presença de oxigênio 
gasoso (O2), após uma pequena faísca, ocorre liberando grande quantidade de calor.
C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2CO2 (g) + 3 H2O (l) + calor
Como houve liberação de calor quando se formaram os produtos CO2 gasoso e H2O líquida, pode-se 
dizer que a energia “saiu” do sistema e esses produtos apresentam menor energia que aquela dos reagentes 
C2H5OH e O2. Então, graficamente a energia envolvida na reação pode ser esquematizada assim:
Produtos
Energia 
"saindo"
Reagentes
Caminho da reação0
En
er
gi
a
Figura 48 – Gráfico de energia do sistema em função do caminho da reação – sistema com liberação de calor
Reações que liberam energia para que os produtos se formem são chamadas reações exotérmicas.
A medida da variação da quantidade de calor liberada ou absorvida por uma reação, a pressão 
constante, é denominada “variação de entalpia”, com símbolo ∆H. Como é uma variação, pode-se 
determiná-la como ∆H = Hfinal
 - Hinicial, sendo entalpia inicial (Hinicial) a quantidade de energia dos reagentes 
e entalpia final (Hfinal) a quantidade de energia dos produtos. Assim sendo, é correto afirmar que:
• Nas reações endotérmicas a energia dos produtos é maior que aquela dos reagentes, pois houve 
absorção de energia no processo. Desta forma, como Hfinal é maior que a inicial, o valor de ∆H será 
positivo (∆H>0).
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FÍSICO-QUÍMICA
• Nas reações exotérmicas a energia dos produtos é menor que aquela dos reagentes, pois houve 
liberação de energia no processo. Desta forma, como Hfinal é menor que a inicial, o valor de ∆H será 
negativo (∆H<0).
É importante salientar que a variação de entalpia não depende do caminho da reação, mas da 
energia inicial (dos reagentes) e final (dos produtos).
5.2 Condições para que ocorra reação química
Para que uma reação química se inicie, é necessário que algumas condições sejam satisfeitas:
• Os reagentes devem estar em contato, o que depende de seu estado de agregação ou dispersão 
(sólidos, líquidos ou gasosos).
• É preciso que haja afinidade química entre os reagentes, ou seja, tendência natural para reagirem. 
Quanto maior for a afinidade química entre os reagentes, maior será a sua tendência de reação. 
A afinidade depende da natureza dos reagentes. Por exemplo, ácidos e bases apresentam grande 
afinidade química, formando sempre sal e água.
• Deve haver colisões eficazes entre as moléculas dos reagentes. Quanto maior for a frequência e a 
violência dos choques eficazes entre os reagentes, maior será a probabilidade de reação.
5.3 Teoria das colisões eficazes
Estudando a forma como as moléculas dos reagentes se quebram para formar as moléculas dos 
produtos, descobriu-se que alguns fatores são determinantes na velocidade das reações químicas:
• Quantidade de energia: existe uma energia mínima necessária para que a reação química aconteça.
Isso ocorre porque para quebrar as ligações que estão nas moléculas dos reagentes é necessário que 
o sistema disponha de uma energia considerável – a chamada “energia de ativação”, que é suficiente 
para que seja vencida a barreira energética natural que separa os reagentes dos produtos.
Essa barreira pode ser inserida nos gráficos das figuras anteriores e apresentada da seguinte forma:
Energia Energia
Produtos
Produtos
Caminho da reação Caminho da reação
Reação exotérmica Reação endotérmica
Reagentes
Reagentes
Calor 
liberado
Calor 
absorvido
Ea
Ea
Figura 49 – Gráficos de barreira de energia e de avaliação da energia de ativação
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Unidade II
Como exemplo, tem-se a reação do hidrogênio gasoso (H2) com iodo gasoso (I2), apresentada no 
gráfico a seguir, formando iodeto de hidrogênio (HI), também gasoso.
Complexo 
ativado
Reagentes
Ecomplexo ativado
Ereag
Eprod
Energia
Produtos
Caminho da reação
HI HI
H2
I2
H2 + I2 → 2 HI
Reação
Energia de 
ativação
Figura 50 – Gráfico de variação da energia em função do caminho da reação, 
mostrando a barreira energética, energia de ativação
Na análise do gráfico da figura anterior fica claro que se aos reagentes não for fornecida uma 
energia adicional, suficiente para chegar em uma estrutura conhecida como “complexo ativado”, os 
produtos não se formarão. Esta “energia adicional” que se deve proporcionar aos reagentes é chamada 
de energia de ativação (Ea).
Quando a energia fornecida aos reagentes (Ereag) é igual ou maior que aquela de ativação, forma-se 
o complexo ativado.
 Observação
A energia de ativação não está relacionada à variação de entalpia (∆H) 
da reação, pois o cálculo de ∆H é feito somente com os valores de entalpia 
dos reagentes e entalpia dos produtos.
Perceba que no exemplo dado é necessário fornecer uma energia considerável aos reagentes (Ea é 
grande), mas após a formação dos produtos, percebemos que a energia dos itens é menor que a dos 
reagentes e, portanto, o valor de ∆H será negativo, ou seja, a reação libera energia.
Teoricamente, o complexo ativado é uma estrutura intermediária instantânea, altamente energética, 
na qual as ligações que formam as moléculas dos reagentes estão se quebrando no mesmo instante em 
que as ligações químicas dos produtos já estão se formando. A figura que se segue mostra um esquema 
no qual as moléculas de H2 e I2 colidem formando inicialmente o complexo ativado e logo depois dando 
origem às duas moléculas de HI, ou seja, os produtos.
99
FÍSICO-QUÍMICA
I
H H
I
I
H H
H
H
I
I
I
Reagentes Complexo 
ativado
Produtos
2 HI
H2 I2
Ligações químicas dos reagentes Ligações químicas dos produtos
Figura 51 – Colisão de reagentes (H2 e I2), estrutura do complexo ativado e formação dos produtos
Quanto maior for a violência das colisões, maior será a energia fornecida aos reagentes para formação 
do complexo ativado, e maior a probabilidade dos produtos se constituírem.
• Orientação das moléculas: outro fator determinante na velocidade de uma reação química é 
a orientação apropriada das moléculas no instante da colisão. Essa condição depende também 
do tamanho e do formato das moléculas reagentes. Se as moléculas dos reagentes colidirem na 
orientação apropriada, haverá ocorrência do complexo ativado com consequente formação dos 
produtos. Caso ela não seja apropriada, a reação não ocorre.
I I
H
H
H2 I2 Não se formam produtos 
pois não há ocorrência do 
complexo ativado
+
Colisão com orientação não apropriada
Figura 52 – Colisão com orientaçãonão apropriada
Quanto maior for o número de colisões entre as moléculas, maior é a probabilidade de ocorrerem 
colisões nas quais a quantidade de energia é suficiente e nas quais a orientação é apropriada, o que 
aumenta a probabilidade de formação de produto, elevando a velocidade da reação química.
Conclusão: uma colisão eficaz entre moléculas dos reagentes é aquela que ocorre com orientação 
apropriada e energia mínima para formar o complexo ativado (igual ou maior à energia de ativação). 
Uma colisão assim é chamada eficaz porque dará origem a produtos. Qualquer uma delas que aconteça 
com energia inferior à de ativação ou com orientação inapropriada não dará origem a itens e por isso é 
classificada como colisão “não eficaz”.
100
Unidade II
Assim sendo, todos os fatores que interferem na velocidade das moléculas e na quantidade e 
intensidade de choques entre elas irão interferir na velocidade das reações químicas: estado de agregação 
das moléculas e consequente superfície de contato, temperatura, pressão (em reações nas quais participa 
ao menos uma substância no estado gasoso), presença de luz ou eletricidade, aumento ou diminuição da 
concentração dos reagentes.
 Observação
Toda reação química tem uma energia de ativação. Essa energia de 
ativação pode ser muito pequena, próxima de zero, ou muito grande.
5.4 Fatores que interferem na velocidade de uma reação química
Qualquer fator que interfira nas colisões entre os reagentes irá fazê-lo na velocidade da 
reação química.
• Estado físico e superfície de contato: os gases reagem mais facilmente que os líquidos e esses o 
fazem melhor que os sólidos. Isto ocorre devido à velocidade de deslocamento das moléculas que 
é maior nos gases e líquidos, o que facilita as colisões entre as partículas e aumenta a velocidade 
das reações.
Se em uma reação há reagentes em fases diferentes (líquidos e gases, sólidos e líquidos ou sólidos e 
gases), o aumento da superfície de contato entre eles aumenta a velocidade das reações.
Considere uma reação entre uma substância sólida e outra líquida: quanto menores forem as 
partículas do sólido, maior será a área de superfície sólida e, portanto, maior a superfície de contato 
entre as partículas de ambas as substâncias, e maior é a possibilidade de essas partículas colidirem umas 
com as outras.
Um exemplo é quando se acrescenta um comprimido de Sonrisal® triturado à água e ele se dissolve 
mais rapidamente do que se estivesse inteiro; isto acontece porque aumentamos a superfície de contato 
que reage ao líquido. Podemos usar também como modelos o fato de quando mastigamos um alimento 
ele é reduzido a muitos pedaços pequenos, não só para facilitar a deglutição como para melhorar o 
processo digestivo, pois aumentando sua superfície de contato com os ácidos e enzimas estomacais, 
a velocidade do processo de digestão será aumentada; pelo mesmo motivo a palha de aço de 8 g 
se enferruja (sofre reação de corrosão) bem mais rápido do que um parafuso de aço de 8 g quando 
deixados ao ar e umidade, pois na palha de aço a área de superfície de contato do aço com o oxigênio 
do ar é bem maior que a do aço contido no parafuso.
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FÍSICO-QUÍMICA
Figura 53 – Palha de aço
Figura 54 – Parafusos de aço
Sabe-se ainda que carvão em pedaços pequenos queima bem mais rápido do que em pedaços 
grandes, pois assim a área de superfície de contato com o oxigênio do ar é maior, aumentando a 
velocidade da reação de combustão.
Figura 55 – Carvão em reação de combustão
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Unidade II
• Temperatura: a temperatura interfere diretamente na velocidade das reações químicas. É de 
conhecimento geral que um alimento pode permanecer mais tempo apropriado para consumo se 
ficar na geladeira, ou seja, se sua temperatura de armazenamento for reduzida.
Figura 56 – Alimentos armazenados em geladeira
Por que?
Inicialmente, sabe-se que as moléculas que se movimentam apresentam energia cinética, ou seja, 
energia relacionada ao movimento. Quanto maior for o calor aplicado sobre as moléculas, mais elas se 
movem e maior é sua energia cinética.
O gráfico a seguir mostra a distribuição de energia cinética das moléculas de um gás ou um líquido 
em uma determinada temperatura T.
Baixa
B A
M
Poucas
Número de moléculas
Temperatura TMaioria
Média Alta Energia 
cinética
• Ponto M: a maioria das 
moléculas possui um valor de 
energia cinética correspondete 
ao valor médio.
• Ponto B: poucas moléculas são 
mais lentas que a maioria.
• Ponto A: poucas moléculas são 
mais rápidas que a maioria.
Figura 57 – Gráfico da curva de distribuição da energia das moléculas de um gás em sólido ou líquido
A observação da curva de distribuição da energia cinética no gráfico da figura a seguir mostra que 
apenas uma parte das moléculas do sistema possui energia cinética maior ou igual à energia de ativação 
(Ea) na temperatura de trabalho T1, conforme se pode observar na imagem seguinte.
103
FÍSICO-QUÍMICA
M
Poucas
Número de moléculas
Temperatura T1
Maioria
Média Ea Energia 
cinética
Quantidade de moléculas com 
energia cinética superior a Ea 
(energia de ativação)
Figura 58 – Gráfico da quantidade de moléculas em energia cinética superior a energia de ativação
Portanto, poucas moléculas estarão em condições de ter colisões eficazes e formar produtos, ou seja, 
a velocidade da reação será pequena.
No entanto, se a temperatura for aumentada para T2, a curva da distribuição da energia cinética das 
moléculas muda, como se pode observar no gráfico posterior, e assim se altera também a quantidade 
de moléculas que consegue ter energia cinética maior ou igual à energia de ativação.
M
Poucas
Número de moléculas
Temperatura T1
Temperatura T2 > T1
Maioria
Média Ea Energia 
cinética
Figura 59 – Gráfico do aumento do número de moléculas com energia maior 
que a energia de ativação causada pela elevação de temperatura
Portanto, podemos afirmar que, quando a temperatura é aumentada de T1 para T2, uma quantidade 
maior de moléculas terá energia cinética maior ou igual à energia de ativação, e mais moléculas 
poderão formar o complexo ativado e dar origem aos produtos e assim será aumentada a velocidade 
da reação química.
Conclusão: quanto maior for a temperatura, maior a energia cinética das moléculas e maior a 
velocidade das partículas; portanto, mais intensos serão os choques entre as partículas, maior será o 
número de colisões eficazes e, consequentemente, maior será a velocidade das reações químicas.
• Pressão: a pressão só influencia de forma relevante a velocidade da reação química quando houver 
ao menos uma substância gasosa envolvida. O aumento de pressão em um sistema reacional 
104
Unidade II
implica em um contato maior entre os reagentes, pois o volume disponível para as moléculas 
diminui (como se pode observar a seguir), e assim haverá um número maior de partículas reagentes 
por unidade de volume (a concentração aumenta), possibilitando um maior número de colisões 
entre as partículas. Consequentemente a velocidade da reação se torna maior.
P1 P2 > P1
V2 > V1V1
Figura 60 – Diminuição do volume aumenta a pressão e a concentração
• Efeito da luz e da eletricidade: quando é necessária a presença de radiação luminosa para que 
uma reação química aconteça, dizemos que se trata de uma reação fotoquímica. Por exemplo, 
na fotossíntese (reação química através da qual as plantas capturam dióxido de carbono, água 
e energia e sintetizam carboidratos para sua sobrevivência com liberação de oxigênio para a 
atmosfera) ocorre a reação representada pela equação:
6 CO2 + 6 H2O 
Luz e clorofila 1 Glicose + 6 CO2
Nessa reação a luz é essencial, porque é ela que fornece a energia de ativação necessária ao processo. 
Outra reação química na qual a luz participa é a redução de sais de prata nos processos fotográficos:
Ag+ + e- Luz AgO
Assim como muitas reações são ativadas pela luz, há também aquelas acionadas pela eletricidade 
ou passagem de corrente elétrica. A combustão da gasolina nos motores dos automóveis,por exemplo, 
ocorre quando a faísca elétrica, transmitida pela vela, fornece a energia de ativação necessária. Outro 
exemplo desse modelo acontece quando existe ativação por descarga elétrica: trata-se da síntese da 
água a partir de hidrogênio e oxigênio. Caso esses gases estejam apenas em contato, não ocorre a 
reação, mas quando há uma faísca elétrica na mistura gasosa a reação é explosiva.
• Catalisadores: outro fator que influi na velocidade das reações é a presença de catalisadores. 
Chama-se catalisador uma substância que aumenta a velocidade de uma reação sem que ela 
mesma sofra qualquer alteração qualitativa ou quantitativa permanente, ou seja, uma substância 
que atua por sua simples presença e ao final do processo reacional se regenera completamente.
A catálise é necessária quando a energia de ativação de uma reação for razoavelmente alta e, 
portanto, somente uma pequena fração das colisões entre as moléculas dos reagentes levaria à formação 
de produtos, em temperaturas normais.
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FÍSICO-QUÍMICA
Como atua o catalisador?
Um catalisador altera a rota da reação, sendo capaz de diminuir a energia do complexo ativado, 
reduzindo então a energia de ativação da reação química em questão. Assim sendo, uma fração 
maior das moléculas de reagentes poderá cruzar a barreira de energia mais baixa da trajetória catalisada 
e se transformar em produtos, como se pode observar na sequência.
Sem catalisador
Com catalisador
Eprodutos
EReagentes
Energia
Caminho da reação
Ecomplexo ativo sem catalisador
Ecomplexo ativo com catalisador
Ea 
cat
Ea
Figura 61 – Gráfico do abaixamento da energia de ativação através da presença de catalisador
É importante verificarmos que a presença de catalisador não altera a energia dos reagentes nem 
dos produtos, e por isso também não modifica a variação de entalpia (∆H).
Muitos processos bioquímicos do nosso organismo são catalisados por substâncias proteicas 
complexas chamadas enzimas, cujo poder catalítico é elevado, aumentando a velocidade de reação em 
até milhões de vezes.
 Saiba mais
Enzimas são catalisadores biológicos, capazes de aumentar a velocidade 
das reações em um fator de até 1020 mais do que reações não catalisadas. 
A fim de obter informações adicionais a respeito delas, leia:
CAMPBELL, M. K.; FARRELL, S. O. Bioquímica. 5. ed. São Paulo: Thomson 
Learning, 2007.
• Concentração dos reagentes: sabe-se que para que haja reação química entre duas substâncias 
“A” e “B” é preciso que ocorram colisões eficazes entre suas moléculas. O número de colisões irá 
depender também das concentrações de A e B.
106
Unidade II
Menor 
concentração
Maior 
concentração
Figura 62 – Concentração
Quanto maior for o número de moléculas de reagentes no frasco reacional, maior será a quantia de 
colisões entre elas. Se aumenta o número de colisões, cresce a probabilidade de haver colisões eficazes, 
e assim maior será a chance de formação de produto, com consequente elevação da velocidade da 
reação química.
5.5 Lei da Velocidade e Ordem de Reação
A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867 pelos cientistas noruegueses 
Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900). De acordo com ambos (1864), a 
velocidade de uma reação era diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos 
reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados.
Isso significa que se pode calcular a velocidade de uma reação genérica, como:
aA + bB → cC + dD
utilizando a expressão V = k.[A]m.[B]n , onde:
• V = velocidade da reação;
• k = constante da reação (depende da temperatura);
• [A] = concentração molar do reagente A;
• [B] = concentração molar do reagente B;
• m, n = expoentes determinados experimentalmente (são conhecidos como ordem de reação).
Pode-se dizer que a Lei da Velocidade é uma forma de indicar que a velocidade dessa reação depende 
diretamente da concentração dos reagentes.
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FÍSICO-QUÍMICA
 Observação
Devemos nos atentar ao fato de que quando alteramos a temperatura, 
a velocidade da reação também é mudada. O efeito da temperatura ocorre 
sobre a constante da reação, representada pela letra k. Quanto maior a 
temperatura, maior será o valor de k para a reação química.
Quando se trata de uma reação química elementar, ou seja, que acontece em uma única etapa, 
os expoentes “m” e “n” são os coeficientes estequiométricos dos respectivos reagentes envolvidos no 
processo, isto é, “a” e “b”, respectivamente.
Seja a reação genérica aA + bB → cC + dD e se ela for elementar, teremos
v = k . [A]a . [B]b
Exemplo: considere elementar a seguinte reação 1 A2 + 3 B2 → 2 AB3
Neste caso, a Lei da velocidade seria expressa assim: V = k.[A2]
1.[B2]
3
Como os expoentes da Lei da velocidade foram iguais respectivamente a 1 e 3, é certo afirmar que:
• a reação é de ordem 1 (ou primeira ordem) em relação ao reagente A2;
• a reação é de ordem 3 (ou terceira ordem) em relação ao reagente B2;
• a ordem global da reação é 4 (somatória das ordens 1+3).
A ordem de reação da reação global sempre é dada pela somatória dos expoentes da Lei da Velocidade.
No entanto, são poucas as reações elementares. A maioria das reações químicas não ocorre em uma 
única etapa (apenas uma colisão de moléculas), mas em uma sequência de períodos. São as chamadas 
reações não elementares. As etapas que levam dos reagentes aos produtos e a relação delas entre si 
constituem o mecanismo da reação química. Considere a seguinte reação:
2 AB (g) + 2 C2
 → 2 C2B (g) + 1 A2 (g) (reação global)
Se essa reação ocorresse em uma única etapa, seria preciso haver colisão simultânea de 4 moléculas 
(2 moléculas de AB e 2 moléculas de C2). Isso seria pouco provável. Logo, essa reação segue um mecanismo 
em etapas distintas, que apresentam diferentes velocidades de reação.
1ª etapa: 2 AB(g) + 1 C2(g) → 1 A2B(g) + 1 C2B(g) (etapa lenta)
108
Unidade II
2ª etapa: 1 A2B(g) + 1 C2(g) → 1 A2(g) + 1 C2B(g) (etapa rápida)
 Lembrete
A ordem de reação da reação global sempre é dada pela somatória dos 
expoentes da Lei da Velocidade.
A soma de ambas fornecerá a reação global balanceada.
1ª etapa: 2 AB(g) + 1 C2 (g) → 1 A2B(g) + 1 C2B(g) (etapa lenta)
 +
2ª etapa: 1 A2B(g) + 1 C2 (g) → 1 A2 (g) 1 C2B(g) (etapa rápida)
2 AB (g) + 2 C2(g) → 2 C2B (g) + 1 A2 (g) reação global
Mas como esse mecanismo em etapas pode ser proposto? Combinando a Teoria das Colisões com 
dados experimentais.
 Observação
A espécie química A2B foi produzida na primeira etapa da reação, e 
depois consumida na segunda reação, e não aparece na reação global. Ela 
é considerada um intermediário.
Quando uma reação química ocorre em mais de uma etapa, cada uma delas tem sua própria 
velocidade e sempre existe uma fase mais lenta.
A etapa mais lenta da reação determina a velocidade global do processo. Assim, a Lei da Velocidade 
Geral (ou seja, para a reação global) é dada a partir da observação apenas da etapa lenta.
Então, nesse caso, observando apenas a reação da etapa lenta, a Lei da Velocidade será:
V = k. [AB]2 . [C2]
1
Lembrando que k é a constante da velocidade, que depende da temperatura na qual a reação ocorre. 
Quanto maior for a temperatura, maior será o valor de k.
Outro exemplo seria a reação de transformação de ozônio gasoso (O3) em gás oxigênio (O2). Ela 
também acontece em duas etapas.
109
FÍSICO-QUÍMICA
1ª etapa: 1 O3(g) → 1 O2(g) + 1 O(g) (etapa rápida)
2ª etapa: 1 O(g) + 1 O3(g)) → 2 O2(g) (etapa lenta)
Reação global 2 O3(g) → 3 O2(g) 
Para essa reação global, a Lei da Velocidade deve ser escrita assim:
V = k . [O]1 . [O3]
1
mostrando que a velocidade da reação global não depende apenas da concentração molar de O3, 
mas da concentração do oxigênio atômico O gerado no processo. Esse oxigênio atômico é um intermediário 
da reação.
Voltando ao exemplo da reação global: 2 AB (g) + 2 C2
 → 2 C2B (g) + 1 A2 (g)
Que é a soma de suas etapas:
1ª etapa: 2 AB(g) + 1 C2(g) → 1 A2B(g) + 1 C2B(g) (etapalenta)
2ª etapa: 1 A2B(g) + 1 C2(g) → 1 A2(g) + 1 C2B(g) (etapa rápida)
 Lembrete
A Lei da Velocidade Geral é dada a partir da observação apenas da 
etapa lenta.
Como se poderia auferir experimentalmente a Lei da Velocidade se não fossem conhecidas as etapas 
da reação? A partir da realização de alguns ensaios como o proposto na sequência:
Tabela 11 – Ensaios para determinação da ordem da reação
Ensaio 
nº
[AB]
(mol.L-1)
[C2]
(mol.L-1)
Velocidade
(mol.L-1.min-1) Comparação com o ensaio nº 1 inicial
1 0,10 0,10 1,01x10-3 Referência
2 0,10 0,20 2,02x10-3 Dobrou apenas [C2] em relação ao ensaio 1, velocidade dobrou
3 0,20 0,10 4,04x10-3 Dobrou apenas [AB] em relação ao ensaio 1, velocidade quadruplicou
4 0,30 0,10 9,09 x10-3 Triplicou apenas [AB] em relação ao ensaio 1, velocidade ficou multiplicada por 9
• Ensaio nº 1: será a referência, ou seja, aquele com o qual compararemos os ensaios 2 e 3. Quando 
[AB] = 0,10 mol.L-1 e [C2] = 0,10 mol.L
-1, a velocidade da reação é igual a 1,01 x 10-3 mol.L-1.min-1
110
Unidade II
• Ensaio nº 2: somente a concentração do reagente C2 foi dobrada em comparação ao ensaio 1. 
Nota-se que a velocidade da reação também dobra, indo de 1,01 x 10-3 mol.L-1.min-1 para 2,02 x 
10-3 mol.L-1.min-1
Então, pode-se raciocinar assim: 2.[C2 ] = V.2
Logo, qual o expoente “x” que se insere para a [C2]
x na Lei da Velocidade?
O expoente “x” deve ser igual a 1, porque 21 = 2, pois a variação da concentração (2 vezes) elevado 
ao expoente “x” deve ser semelhante ao valor de variação da velocidade (2 vezes).
Portanto, a ordem da reação em relação a C2 é 1 e, assim, sabe-se que:
V = k . [C2]
1
• Ensaio nº 3: apenas a concentração do reagente AB foi dobrada, em comparação ao ensaio 1. 
Nota-se que a velocidade da reação quadruplica, indo de 1,01x10-3 mol.L-1.min-1 para 4,04 x 10-3 
mol.L-1.min-1
Nesse caso, pode-se raciocinar assim: 2.[AB ] = V.4
Logo, qual o expoente “x” que se insere para a [AB]x na lei da velocidade?
O expoente “x” deve ser igual a 2, porque 22 = 4, pois a variação da concentração (2 vezes) elevado 
ao expoente “x” deve ser semelhante ao valor de variação da velocidade (4 vezes).
Portanto, a ordem da reação em relação a AB é 2 e, assim, sabemos que
V = k . [AB]2
• Ensaio nº 4: apenas a concentração do reagente AB foi triplicada, em comparação ao ensaio 1. 
Nota-se que a velocidade da reação fica multiplicada por 9, indo de 1,01 x 10-3 mol.L-1.min-1 para 
9,09 x 10-3 mol.L- 1.min-1
Então, pode-se raciocinar assim: 3.[AB ] = V.9
Logo, qual o expoente “x” que se insere para a [AB]x na Lei da Velocidade?
O expoente deve ser igual a 2, pois 32 = 9. A variação da concentração (3 vezes) elevada ao expoente 
“x” deve ser semelhante ao valor de variação da velocidade (9 vezes).
Portanto, fica confirmado que a ordem da reação em relação a AB é 2 e, assim, sabemos que:
V = k . [AB]2
111
FÍSICO-QUÍMICA
Sendo assim, é correto juntar as informações e escrever a seguinte Lei da Velocidade para a reação 
global: 2 AB (g) + 2 C2
 → 2 C2B (g) + 1 A2 (g)
V = k. [AB]2. [C2]
1
Finalizando, podemos dizer que:
• a reação é de ordem 1 (ou primeira ordem) para o reagente C2;
• a reação é de ordem 2 (ou segunda ordem) para o reagente AB;
• a ordem global da reação é 3 (1+2) (ou terceira ordem).
Consequentemente, pode-se definir ordem de reação conforme Fonseca (2001): “ordem de reação 
em relação a um reagente indica a dependência existente entre a concentração molar desse reagente e 
a velocidade da reação global.”
6 EQUILÍBRIO QUÍMICO
Para estudar o equilíbrio químico, analisaremos um dos processos de engarrafamento de refrigerantes. 
Depois que se coloca na garrafa o xarope, adiciona-se a água e um bocal de mangueira se encaixa na 
garrafa e injeta, sob pressão, o gás CO2, que é o gás refrigerante, neste caso.
Figura 63 – Fábrica de refrigerantes
Quando o CO2 entra em contato com a água sob pressão, ocorre a seguinte reação:
H2O + CO2 → H2CO3
112
Unidade II
Na qual há produção do ácido carbônico, H2CO3, que é instável, e fica dissolvido na água em forma 
de outras espécies químicas enquanto a garrafa estiver pressurizada. Quantidade considerável do CO2 
também permanece dissolvida na água.
Ao abrir a garrafa ouve-se um chiado, denunciando a saída de gás, que inicialmente está na superfície 
do líquido. Assim, alivia-se a pressão interna da garrafa e percebe-se o aparecimento de bolhas em 
todo o corpo do líquido. O que está ocorrendo é o processo inverso, ou seja, o ácido carbônico se 
desproporciona em água e bolhas de CO2:
H2CO3 → H2O + CO2
Então, pode-se afirmar que, quando a garrafa é pressurizada, ocorre a reação H2CO2 → H2O + CO3 
e quando a garrafa é aberta e a pressão interna diminui, ocorre a reação inversa H2CO3 → H2O + CO2.
Na verdade, as duas reações podem ocorrer ao mesmo tempo, e o sistema será representado por:
H2O + CO2 
Reação direta (1)
Reação reversa (2)
 H2CO3
As flechas em sentidos opostos indicam que as duas reações ocorrem no mesmo sistema. Isso quer 
dizer que assim que se forma uma certa quantidade de produto(s), eles tornam a formar reagentes. 
Logo, ambas são chamadas “reações reversíveis”.
 Observação
De modo teórico, toda a reação química ocorre nos dois sentidos, mas 
em algumas delas é praticamente impossível detectar a reação reversa. São 
chamadas “reações irreversíveis”. Na prática, o conceito “equilíbrio químico” 
é aplicado só a reações reversíveis.
Para compreender o sistema em equilíbrio químico, considere o seguinte experimento, no qual vai 
se processar a reação genérica:
A + B 
1
2
 C + D
As duas ocorrerão ao mesmo tempo. Na reação 1, A reage com B e a seta indica que C e D são 
formados. Então, na reação 1, A e B são reagentes e entrarão na Lei da Velocidade.
Reação direta (1): V1 = k1.[A].[B]
Na reação 2, C reage com D e a seta indica que A e B serão formados. Logo, na reação 2, C e D são 
reagentes e entrarão na Lei da Velocidade.
Reação reversa (2): V2 = k2.[C].[D]
113
FÍSICO-QUÍMICA
Inicialmente temos os reagentes A e B, em frascos separados. A reação ainda não está ocorrendo e 
C e D ainda não se formaram. Ao misturar os reagentes A e B no mesmo frasco, no exato instante, as 
concentrações de A e B são máximas, porque a partir daí a reação se inicia, as moléculas de A e B vão 
colidir e formar C e D.
• Início: [A] e [B] são máximas ⇒ V1 é máxima (pois V1 depende de [A] e [B]).
• [C] e [D] são iguais a zero ⇒ V2 é zero (pois V2 depende de [C] e [D]).
Conforme a reação começa, A e B vão sendo consumidos, C e D vão sendo formados.
Ao passar do tempo:
• [A] e [B] vão diminuindo ⇒ V1 diminui (pois V1 depende de [A] e [B]).
• [C] e [D] vão aumentando ⇒ V2 aumenta (pois V2 depende de [C] e [D]).
Sendo assim, nota-se que se V1 diminui com o passar do tempo enquanto V2 aumenta, em um 
determinado instante V1 será igual a V2. Neste momento, no qual V1=V2 , estabelece-se o equilíbrio químico.
Consta na sequência figura com o instante no qual o equilíbrio se estabelece:
Tempo
Equilíbrio
Ve
lo
ci
da
de
Reação direta
Reação reversa
Figura 64 – Gráfico da velocidade das reações direta e reversa em função 
do tempo até o estabelecimento do equilíbrio químico
A partir do instante no qual as velocidades das reações direta (1) e reversa (2) se igualam, as 
quantidades das substâncias presentes A, B, C e D não sofrerão mais alterações.
 Observação
Quando se estabelece o equilíbrio, as reações direta e reversa não 
terminaram. Elas continuam a ocorrer, em velocidades iguais. Trata-se 
então de um “equilíbrio dinâmico”.
114
Unidade II
As figuras que se seguem mostram a variação das concentrações de reagentes e produtos com o 
passar do tempo para os três tipos possíveis de sistema em equilíbrio.
• 1º caso: concentração dos reagentes igual à concentração dos produtos. Esta situação 
raramente ocorre.
Reagentes
Produtos
Tempo (min)
Co
nc
en
tr
aç
ão
 (m
ol
/L
)
5
Tempo do 
equilíbrio
Figura 65 – Gráfico de equilíbrio dos sentidos direto e inverso de reação.Ao atingir 
o equilíbrio, as concentrações dos reagentes são iguais às dos produtos
Como após o equilíbrio as concentrações de reagentes e produtos estão iguais, ele não está deslocado 
para lado algum, ou seja, as reações direta e reversa ocorreram com a mesma intensidade, nenhuma 
delas foi favorecida. A representação da reação pode ser dada por:
Reagentes 
Reação direta
Reação reversa
 Produtos
• 2º caso: concentração dos produtos maior que a dos reagentes. Esta situação, industrialmente falando, 
é a mais conveniente, uma vez que quanto maior for a formação de produtos, maior será o lucro.
Reagentes
Produtos
Tempo (min)
Co
nc
en
tr
aç
ão
 (m
ol
/L
)
5
Tempo do 
equilíbrio
Figura 66 – Equilíbrio químico. Ao atingir o equilíbrio, as concentrações 
dos produtos estão maiores que as dos reagentes
115
FÍSICO-QUÍMICA
Como após o equilíbrio as concentrações de produtos são maiores que as dos reagentes, o equilíbrio 
está deslocado no sentido da reação direta, que forma os produtos, ou seja, ela ocorreu com maior 
intensidade. A representação da reação pode ser dada por:
Reagentes 
Reação direta
Reação reversa
 Produtos
• 3º caso: concentração dos reagentes maior que a dos produtos. Esta situação, industrialmente 
falando, não é conveniente, pois seu rendimento é muito baixo.
Reagentes
Produtos
Tempo (min)
Co
nc
en
tr
aç
ão
 (m
ol
/L
)
5
Tempo do 
equilíbrio
Figura 67 – Equilíbrio químico. Ao atingir o equilíbrio, as concentrações dos 
reagentes ainda permanecem maiores que as dos produtos
Como após o equilíbrio as concentrações de reagentes são maiores que as dos produtos, ele está 
deslocado no sentido da reação reversa, que forma os reagentes, ou seja, a reação reversa ocorreu com 
maior intensidade. A representação da reação pode ser dada por:
 Reagentes 
Reação direta
Reação reversa Produtos
Nos três casos, após o tempo do equilíbrio, as concentrações dos reagentes e produtos não mudam 
mais, se não houver perturbação do sistema, ou seja, se não existirem modificações externas.
Assim, podem-se listar as características que identificam um sistema em equilíbrio químico:
• As reações direta e reversa continuam ocorrendo simultaneamente, portanto, há equilíbrio 
químico e dinâmico.
• A velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação reversa.
• Se não houver alteração no sistema em equilíbrio, as concentrações dos reagentes e produtos 
permanecerão constantes.
116
Unidade II
• O equilíbrio dinâmico ocorre somente em sistemas fechados, ou seja, naqueles em que tanto a 
matéria quanto a energia não são adicionadas ou retiradas, não há troca com o exterior.
6.1 Constante de equilíbrio
Caso o seguinte sistema químico genérico em equilíbrio esteja sendo estudado
aA + bB 
Reação 1
Reação 2
 cC + dD
e as reações 1 (direta) e 2 (reversa) forem consideradas elementares, podemos escrever para cada 
uma delas suas respectivas leis da velocidade:
V1 = k1 . [A]
a . [B]b e V2 = k2 . [C]
c . [D]d
Como sabemos, no equilíbrio as velocidades das reações direta e reversa são iguais, então podemos 
escrever V1 = V2 e, portanto:
k1 . [A]
a . [B]b = k2 . [C]
c . [D]d
Isolando as constantes à esquerda e as concentrações molares à direita, teremos:
[ ] [ ]
[ ] [ ]
c d
1
a b
2
C . Dk
 
k A . B
=
Agora considerando o termo 1 c
2
k
 K
k
= , teremos:
[ ] [ ]
[ ] [ ]
c d
c a b
C . D
K 
A . B
=
Onde Kc é igual à constante de equilíbrio em termos de concentração molar.
A expressão de Kc anterior também é chamada de Lei de Ação das Massas ou Lei de 
Guldberg-Waage, e a constante de equilíbrio Kc é a relação entre as concentrações das espécies 
químicas que compõem o equilíbrio em uma determinada temperatura. Como Kc é a relação entre 
as concentrações, teremos:
[ ]
[ ]c
produtos
K 
reagentes
=
117
FÍSICO-QUÍMICA
O valor da constante de equilíbrio é uma ótima ferramenta, pois permite avaliar a concentração dos 
reagentes e produtos quando o equilíbrio é atingido:
• Quanto maior o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos no equilíbrio.
• Quanto menor o valor de Kc, menor será a concentração dos produtos no equilíbrio.
Utiliza-se Kc quando a constante de equilíbrio estiver em função da concentração molar das espécies 
químicas e pode-se usar Kp no momento da necessidade da constante de equilíbrio em função da 
pressão parcial dos gases presentes.
Para aplicar os conceitos explicados anteriormente considere o exemplo a seguir, no qual temos o 
sistema em equilíbrio regido pelas reações reversíveis:
H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g)
Tempo (min)
Co
nc
en
tr
aç
ão
 (m
l/L
)
3
[H2]
[I2]
[HI]
Equilíbrio químico
0,0
0,2
0,1
0,4
Figura 68 – Variação da concentração de reagentes e produtos em função do tempo
Na figura anterior observa-se que aos 3 minutos o equilíbrio foi atingido, pois a partir deste tempo 
as concentrações de H2, I2 e HI não variam mais (formam patamares).
Aplicando a fórmula 
[ ] [ ]
[ ] [ ]
c d
c a b
C . D
K
A . B
= a partir da reação H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2HI (g)
onde A equivale a H2, B equivale a I2 e C equivale a HI. Se quisermos calcular o valor da constante 
Kc, basta aplicar os valores das concentrações indicados para o equilíbrio da reação. Assim, fica: 
[ ]
[ ] [ ]
2
c
0,4
K
0,1 . 0,2
= e, portanto, Kc = 8
Como os componentes são gasosos, também poderíamos escrever a constante de equilíbrio em 
termos de pressões parciais (Kp) dos gases:
118
Unidade II
2
p
2 2
p HI
K
pH .pI
=
Substâncias presentes no equilíbrio podem estar em diferentes estados físicos (líquido, sólido 
e/ou gasoso), formando um equilíbrio heterogêneo. Conforme Fonseca (2001), só devem fazer 
parte da expressão de Kc e Kp as concentrações molares que podem sofrer variações, como é o caso 
de substâncias em solução (fase líquida) ou substâncias gasosas. A concentração molar de uma 
substância na fase sólida é constante, e assim seu valor é automaticamente incluído no próprio 
valor de Kc. Já na expressão de Kp entram apenas as substâncias gasosas, pois sólidos e líquidos têm 
pressão parcial fraca.
Como exemplo, temos a reação de calcinação do carbonato de cálcio, dada por:
CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g)
Aplicando a expressão de Kc a essa reação, teríamos 
[ ] [ ]
[ ]
2
c
3
CaO . CO
 K 
CaCO
=
Como Cao e CaCO3 são sólidos, suas concentrações devem ser retiradas da expressão de Kc.
[ ] [ ]
[ ]
2
c
3
CaO . CO
K
CaCO
= e, por fim, ela será Kc = [CO2].
Como o [CO2] é uma espécie em fase gasosa, podemos relacionar as constantes Kc e Kp de acordo com 
a equação Kp = Kc . RT
(∆n), onde:
• Kp = constante de equilíbrio em função da pressão parcial;
• Kc = constante de equilíbrio em função da concentração molar;
• R = constante dos gases ideais (R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1 );
• T = temperatura em Kelvin (K);
• ∆n é a variação do número de mols: nº mols dos reagentes - nº mols dos produtos.
 Lembrete
Substâncias presentes no equilíbrio podem estar em diferentes estados 
físicos (líquido, sólido e/ou gasoso), formando um equilíbrio heterogêneo.
119
FÍSICO-QUÍMICA
Por que é importante estudar a constante de equilíbrio? Porque seu valor nos permite interpretar a 
extensão da ocorrência de cada uma das reações do sistema. Sabendo que 
[ ]
[ ]c
produtos
K 
reagentes
= , temos as 
seguintes situações:
Situação 1: valor de Kc maior que 1
Neste caso, quando o equilíbrio se estabeleceu, a concentração dos “produtos” (indicadas no 
numerador da expressão de Kc) é maior que a dos “reagentes” (apresentadas no denominador), o que 
nos permite concluir que a reação direta prevaleceu sobre a reação reversa.
Então: Kc > 1 ⇒ quantidade de produtos é maior que quantidades de reagentes, no equilíbrio.
Situação 2: valor de Kc menor que 1
Neste caso, quando o equilíbrio se estabeleceu, a concentração dos “reagentes” (indicadas no 
denominador da expressão de Kc) é maior que a dos “produtos” (apresentadas no numerador na expressão 
de Kc), o que nos permite concluir que a reação reversa prevaleceu sobre a reaçãodireta.
Então: Kc < 1 ⇒ quantidade de reagentes é maior que quantidades de produtos, no equilíbrio.
Por exemplo: considere um ácido genérico, HA, com a seguinte reação de ionização em água, 
formando um sistema em equilíbrio.
HA ⇄ H+ + A-
Forma não 
ionizada
Forma 
ionizada
[ ]c
H . A
K 
HA
+ −   
   =
Geralmente o que se avalia é a ordem de grandeza da constante de equilíbrio Kc. Se o valor 
de Kc para a reação de ionização de HA for alto (por exemplo, 1 x 10
3), significa que no equilíbrio 
os valores [H+] e [A-] são altos e que o valor de [HA] é baixo, o que permite concluir que o ácido é 
forte e tem grande tendência a liberar seus íons H+. Já se o valor da constante de equilíbrio Kc for 
um valor baixo (por exemplo: 1 x 10-5), quer dizer que os valores [H+] e [A-] são baixos e que o valor 
de [HA] é alto, permitindo concluir que este ácido é fraco e sua tendência maior é permanecer na 
forma não ionizada HA.
De modo generalizado, podemos dizer que quanto maior for o valor de Kc, maior será a extensão da 
ocorrência da reação direta e quanto menor for o valor de Kc, maior será a extensão da ocorrência 
da reação reversa.
120
Unidade II
6.2 Cálculo de Kc
O cálculo da constante de equilíbrio requer dados experimentais e o conhecimento da reação química 
e seu balanceamento correto. O modelo seguinte mostra uma das formas de calcular o valor de Kc.
No exemplo a seguir, considere que em um frasco misturou-se 6,00 mol.L-1 de dióxido de enxofre 
(SO2) gasoso com 5,00 mol.L
-1 de gás oxigênio (O2). Mantendo certas condições de temperatura e pressão, 
após atingir o equilíbrio verificou-se a presença de 4,00 mol.L-1 de trióxido de enxofre (SO3) gasoso no 
frasco. Qual o valor da constante de equilíbrio (Kc) para este sistema?
Reações químicas:
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Observando a reação anterior já se pode escrever a expressão de Kc.
[ ]
[ ] [ ]
2
3
c 2 1
2 2
SO
K 
SO . O
= , sendo que [ ][ ]c
produtos
K 
reagentes
=
Aqui é importante entender que as concentrações de SO2 e O2 mencionadas no exemplo são 
concentrações iniciais e não concentrações dessas substâncias no sistema já em equilíbrio, assim tais 
valores não podem ser aplicados diretamente na expressão de Kc. É necessário descobrir quais serão 
as quantidades das concentrações molares de SO2 e de O2 depois que o equilíbrio for atingido e esses 
números é que deverão ser aplicados na expressão de Kc.
Neste caso, sabe-se que no instante inicial há no frasco 6,00 mol.L-1 de SO2 e 5,00 mol.L
-1 de O2, mas 
ainda não se formou produto, ou seja, inicialmente a quantidade do produto SO3 é igual a zero. Então, 
podemos preencher a seguinte tabela, que mostra valores de concentrações molares das substâncias.
Tabela 12 – Concentração inicial de cada reagente 
e produto no início da reação
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Início 6,00 5,00 0,00
Variação
Equilíbrio
Continuando, o problema informa que, após estabelecido o equilíbrio, a concentração molar de SO3 
encontrada no frasco é igual a 4,00 mol.L-1. Logo, esse valor deve ser colocado a seguir na coluna do SO3, 
na linha referente ao equilíbrio:
121
FÍSICO-QUÍMICA
Tabela 13 – Concentração do produto no equilíbrio
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Início 6,00 5,00 0,00
Variação
Equilíbrio 4,00
Como inicialmente não havia SO3 no frasco reacional e ao final encontrou-se 4,00 mol.L
-1 desta 
substância, podemos alegar que a variação de SO3 foi positiva (+) 4,00 mol.L
-1, ou seja, foram formados 
4,00 mol.L-1.
Tabela 14 – Variação de produto
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Início 6,00 5,00 0,00
Variação +4,00 .
Equilíbrio 4,00
Em seguida, observando a proporção entre os reagentes e produtos na reação, marcados em amarelo 
na tabela anterior, vemos que se fossem formados 2 mols de SO3 teriam sido gastos 2 mols de SO2, 
o que nos permite concluir que, já que foram formados 4 mol.L-1 de SO3, então devem ter sido gastos 
4 mol.L-1 de SO2. Assim sendo, coloca-se 4,00 mol.L
-1 na linha de variação da tabela na sequência, coluna 
do SO2 e já se faz o total, calculando-se quanto restará de SO2 no equilíbrio.
Tabela 15 – Variação de reagente SO2 conforme a proporção estequiométrica
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Início 6,00 5,00 0,00
Variação - 4,00 +4,00 
Equilíbrio 2,00 4,00
Ainda observando a proporção entre os reagentes na tabela anterior, percebe-se que se fossem 
gastos 2 mols de SO2 na reação, teria sido consumido também 1 mol de O2 (metade). Logo, podemos 
dizer que, como se consumiu 4,00 mol.L-1 de SO2, então devem ter se consumido 2,00 mol.L
-1 de O2 
(metade). Coloca-se esse valor na linha de variação de O2 e teremos o total de O2 restante no equilíbrio, 
como veremos a seguir.
Tabela 16 – Variação de reagente O2 conforme proporção estequiométrica
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g)
Início 6,00 5,00 0,00
Variação - 4,00 -2,00 +4,00 
Equilíbrio 2,00 3,00 4,00
122
Unidade II
Conhecendo-se as concentrações dos reagentes e produtos no equilíbrio, agora basta substituir os 
valores das concentrações molares das espécies químicas presentes na expressão de Kc:
[ ]
[ ] [ ]
2
3
c 2 1
2 2
SO
K 
SO . O
= , e assim vem 
[ ]
[ ] [ ]
2
c 2 1
4,00
K
2,00 . 3,00
= e, então, Kc = 1,33
6.3 Deslocamento do equilíbrio
Sabe-se que equilíbrio químico é a situação ocorrida em um sistema quando as velocidades das 
reações químicas direta e reversa que estão acontecendo se igualam. A partir do instante em que o 
equilíbrio é atingido, as concentrações dos reagentes e dos produtos não sofrem mais alterações se 
não houver perturbação deste equilíbrio. No entanto, em caso afirmativo, tal sistema em equilíbrio se 
desloca para minimizar ou anular o efeito da perturbação. Trata-se do Princípio de Le Châtelier.
Para ilustrar o deslocamento do equilíbrio a qualquer tipo de perturbação, pode-se dizer que “o 
equilíbrio se desloca de forma contrária a toda alteração que se fizer sobre ele”. E como ele “se desloca”? 
Aumentando a velocidade da reação química (direta ou reversa) que diminui o efeito da perturbação, 
ou seja, elevando sua velocidade até atingir um novo estado de equilíbrio.
Antes de estudar os fatores capazes de deslocar um equilíbrio químico, é importante saber que a 
adição de um catalisador não desloca o equilíbrio. Isso ocorre porque o catalisador acelera tanto a 
velocidade da reação direta como a aquela da reação reversa e assim diminui o tempo que leva para que 
o equilíbrio seja atingido, e nenhuma das reações será favorecida perante a outra.
O comparativo dos gráficos na figura seguinte mostra o tempo que leva uma determinada reação 
genérica A+B ⇄ C+D para alcançar o equilíbrio (tequilíbrio), sem e com catalisador.
3
2
C, D
A, B
Tempo
Sem catalisador
tequilíbrio
1
0
Co
nc
en
tr
aç
ão
 m
ol
ar
3
2
C, D
A, B
Tempo
Com 
catalisador
tequilíbrio
1
0
Co
nc
en
tr
aç
ão
 m
ol
ar
Figura 69 – Gráficos comparativos entre tempo de equilíbrio para reação catalisada e não catalisada
Ao observar o comparativo dos gráficos da figura anterior, ambos relativos à reação genérica 
A+B ⇄ C+D, percebe-se que as concentrações dos reagentes e produtos, após atingir o equilíbrio, são 
as mesmas, independentemente da reação ser catalisada ou não. Apenas na reação catalisada o tempo 
de equilíbrio (tequilíbrio) é menor.
123
FÍSICO-QUÍMICA
6.4 Fatores que deslocam o equilíbrio químico
Variações de pressão
Sistemas em equilíbrio só são deslocados por variações na pressão caso haja espécies químicas no 
estado gasoso. Considere a reação química a seguir em equilíbrio.
1 N2 (g) + 3 H2 (g) 
1
2
 2 NH3 (g)
 ↑ ↑
 4 volumes 2 volumes
Os coeficientes da reação balanceada são proporcionais às quantidades em volume das substâncias 
na fase gasosa. No equilíbrio anterior, a reação 1 (direta) provoca uma redução de volume de gases no 
sistema e a reação 2 (reversa) provoca aumento de volume.
Se houver aumento da pressão, o sistema em equilíbrio se desloca favorecendo areação que produz 
menor número de volumes, ou seja, no exemplo prévio, se a pressão sobre o sistema for aumentada, ele 
se deslocará favorecendo a reação 1 (direta), a qual provoca redução de volumes.
Assim, como a reação 1 está sendo favorecida, a quantidade de NH3 deve aumentar e as quantidades 
de N2 e de H2 precisam diminuir até chegar a um novo estado de equilíbrio.
Se houver diminuição da pressão, o sistema em equilíbrio se desloca favorecendo a reação que 
produz maior número de volumes, ou seja, no exemplo dado, se a pressão sobre o sistema for diminuída, 
ele se desloca proporcionando a reação 2 (reversa), a qual provoca aumento de volumes.
Assim sendo, como a reação 2 está sendo favorecida, a quantidade de NH3 deve diminuir e as 
quantidades de N2 e de H2 precisam aumentar até chegar a um novo estado de equilíbrio.
Então, podemos concluir que:
• O aumento da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido de formar o menor 
número de mols na fase gasosa.
• A diminuição da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio químico no sentido de formar o 
maior número de mols na fase gasosa.
Variações de temperatura
As reações químicas envolvem troca de calor, que pode ser desprezível ou muito relevante. Processos 
químicos que liberam calor para o ambiente, como as reações de combustão, a dissolução de soda 
cáustica em água, e a dissolução de ácido sulfúrico em água, são chamados “processos exotérmicos” 
(exo significa fora) e também há métodos que absorvem calor do ambiente (“roubam” calor do entorno, 
124
Unidade II
deixando-o frio), como a evaporação do álcool e do éter e a dissolução de nitrato de amônio em água, 
e são chamados “processos endotérmicos” (endo que quer dizer dentro).
A variação de calor durante um processo é chamada “variação de entalpia”, ou ∆H. Valores de ∆H 
tabelados e disponíveis na literatura podem ajudar a prever o deslocamento de equilíbrio de reações 
químicas que envolvem troca de calor com o ambiente.
• Se ∆H for maior que zero, a reação é endotérmica.
• Se ∆H for menor que zero, a reação é exotérmica.
Observe a reação:
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 
1
2
 4 NO2 (g) + 6 H2O (g) ∆H<0
Para essa reação, o valor de ∆H é menor que zero e assim ela é uma reação exotérmica.
Porém, por se tratar de um sistema em equilíbrio, ocorrem ao mesmo tempo duas reações: a 
reação direta (1) e a reação reversa (2). Qual delas é exotérmica? Aqui há uma convenção: a indicação 
da variação de entalpia de um sistema em equilíbrio é sempre referente à reação direta 
(reação 1). Portanto, nesse exemplo a reação na qual NH3 e O2 são consumidos para formar NO2 e H2O 
é exotérmica e libera calor. Já a reação reversa, na qual NO2 e H2O são consumidos para formar NH3 e O2, 
será endotérmica e absorverá calor.
Ainda tendo como exemplo a reação anterior, de acordo com o Princípio de Le Châtelier, caso aquele 
sistema em equilíbrio seja colocado em um banho de gelo (está sendo então resfriado), ele se deslocará 
favorecendo a reação exotérmica (aquela que aquece o ambiente no seu entorno). Caso o sistema em 
equilíbrio seja posto em uma estufa (está sendo então aquecido), se deslocará favorecendo a reação 
endotérmica (aquela que esfria o ambiente em torno).
O raciocínio pode ser generalizado como:
• um aumento de temperatura que desloca o equilíbrio no sentido endotérmico;
• uma diminuição de temperatura que desloca o equilíbrio no sentido exotérmico.
Variações da concentração das espécies químicas presentes
Constam a seguir as variações da concentração das espécies químicas presentes:
• O aumento da concentração de uma determinada espécie química desloca o equilíbrio no sentido 
de consumi-la (favorece a reação no sentido contrário ao qual está a substância).
125
FÍSICO-QUÍMICA
• A diminuição da concentração de uma determinada espécie química presente no equilíbrio o 
desloca no sentido de formar mais da espécie química para reposição (favorece a reação no 
sentido em que a espécie química está).
Exemplo:
H3C-NH2 (g) + H2O (l) 
1
2
 H3C-NH3 (aq) + OH
- (aq)
 metilamina metilamônio
Nesse equilíbrio, se acrescentarmos hidroxilas (OH-), seu excesso vai deslocar o equilíbrio para a 
esquerda, favorecendo a reação “2” (reversa), no sentido de eliminar tal excesso de OH-. Assim, haverá 
consumo de metilamônio e do excesso de OH-, e serão formados metilamina e H2O.
Ainda no mesmo equilíbrio, quando adicionamos ácido (H+) ao sistema, ele captura o íon hidroxila (OH-) 
 presente para formar água (HOH), diminuindo assim a concentração de íons hidroxila no sistema. 
Para minimizar a perda de hidroxilas, o equilíbrio favorece a reação número “1”, a qual gasta metilamina 
(gasosa) e água a fim de formar metilamônio (aquoso) e repor a hidroxila.
Este sistema em equilíbrio explica o porquê de o limão ser usado para retirar o cheiro de peixe que 
fica nas mãos durante o manuseio para limpá-lo. A metilamina gasosa é a responsável pelo cheiro de 
peixe. Ao esfregar limão ou vinagre nas mãos, os H+ capturam hidroxilas (OH-) do equilíbrio formando 
água, deslocando-o para a direita. Portanto, a reação 1 é favorecida, transformando a metilamina, 
responsável pelo odor, em metilamônio, que é um íon aquoso e não tem cheiro.
 Observação
Ácidos (como ácido cítrico, presente no suco limão e o ácido acético, 
presente no vinagre) liberam íons H+ em solução.
Um exemplo muito importante de deslocamento de equilíbrio é aquele que ocorre no sangue. O pH 
do sangue deve ficar entre 7,35 e 7,45, sendo que uma alteração no valor do pH na ordem de ±0,4 pode 
ser considerado fatal. O equilíbrio químico no sangue existe devido à presença de dióxido de carbono e 
do ânion bicarbonato.
CO2 + H2O ⇄ HCO-3 + H+
Quando diante de uma condição de respiração ofegante promovida por atividade física intensa ou 
uma crise de ansiedade, os pulmões da pessoa acabam por perder uma concentração muito elevada 
de CO2. Nesta condição, o equilíbrio será deslocado para a esquerda (sentido inverso de reação) 
e poderá provocar um aumento no valor do pH em poucos minutos. Essa condição é chamada de 
alcalose ou alcalemia sanguínea. Uma solução rápida pode ser a administração de um calmante ou, em 
situações mais extremas, pode ser necessário o uso de algum injetável com caráter ácido. Neste caso, 
a administração será de uma solução salina de cloreto de amônio (NH4Cl). Este sal dissolvido em água 
126
Unidade II
libera o íon NH4
+ que será responsável pela liberação de uma parte do H+ que voltará a estar presente na 
solução, restabelecendo assim o equilíbrio ácido-base original do sangue e, consequentemente, o valor 
de seu pH. Da mesma forma, quando diante de uma situação de deficiência na respiração (por exemplo: 
pneumonia ou crise asmática), o sangue tenderá a sofrer deslocamento em seu equilíbrio ácido-base 
e se tornará mais ácido (maior concentração de íons H+). Esta condição seria a chamada acidose ou 
acidemia do sangue e poderá ser administrado uma solução de carbonato de sódio (Na2CO3) para que se 
tenha a presença do ânion carbonato (derivado do ácido carbônico) e que será responsável pela captura 
do H+ em excesso no meio.
7 EQUILÍBRIO IÔNICO
Equilíbrio iônico é o equilíbrio químico que envolve íons, particularmente em solução aquosa. Sendo 
água o principal solvente na natureza e na indústria, ele é de fundamental importância.
O estudo dos equilíbrios iônicos deve prover ferramentas para compreender conceitos de força de 
ácidos, bases e pH.
De acordo com Feltre (2004), a medida e o controle do pH, ou seja, da acidez ou basicidade das 
soluções, é usada em inúmeras reações de pesquisa em laboratórios; no estudo dos solos, pois o pH influi 
na produção agrícola; no controle das águas para o consumo humano. Em nosso organismo, existem 
órgãos que só funcionam sob controle muito preciso do valor do pH, como os que compõem os sistemas 
respiratórios e digestório.
Entende-se por “força de um ácido” sua facilidade de se ionizar liberando íons H3O
+ (ou, abreviadamente,H+). 
Então, quanto maior for a força de um ácido, maior será sua tendência de liberação de íons H+, ou seja, 
maior será sua tendência à ionização.
Para estudar a força dos ácidos, duas soluções aquosas de mesma concentração molar serão 
consideradas: 0,1 mol.L-1 de HCl e 0,1 mol.L-1 de HCN. Em cada uma delas, adicionam-se fragmentos de 
mesma massa de magnésio metálico (Mgo). Nos dois frascos o ácido reage com o magnésio metálico 
com liberação de hidrogênio gasoso (H2):
2 H+(aq) + Mg
0 (s) → H2 (g) + Mg
2+
(aq)
No entanto, nota-se uma diferença bastante considerável:
Solução HCI 
0,1 mol/L
Magnésio 
metálico
Magnésio 
metálico
Solução HCN 
0,1 mol/L
Figura 70 – Reação de magnésio metálico em meio ácido
127
FÍSICO-QUÍMICA
Na solução de HCl a liberação de H2 gasoso é intensa, com rápida corrosão do pedaço de magnésio 
metálico. Na solução de HCN a liberação de H2 gasoso é discreta e o pedaço de magnésio metálico 
demora a mostrar sinais de corrosão.
Isso ocorre porque o ácido clorídrico HCl está totalmente ionizado e o ácido cianídrico apenas 
parcialmente ionizado, então o HCl dá origem a mais íons H+ em solução aquosa, reagindo mais 
rapidamente com o magnésio metálico. É possível concluirmos que o HCl dá origem à grande 
quantidade de íons H+ em solução e pode ser classificado como “ácido forte”; HCN dá origem a 
pequena quantidade de íons H+ em solução e pode ser classificado como “ácido fraco”.
A partir das reações de ionização de HCl e HCN em água, que são sistemas em equilíbrio,
Ácido clorídrico HCl (g) 
H2O
 H+(aq) + Cl-(aq) (reação A)
Ácido cianídrico HCN (g) 
H2O
 H+(aq) + CN-(aq) (reação B)
é possível escrever a expressão da constante de equilíbrio para cada ácido:
Ácido clorídrico [ ]a
H . Cl
 K 
HCl
+ −   
   = e ácido cianídrico 
[ ]a
H . CN
K 
HCN
+ −   
   =
 Lembrete
Ka significa constante de equilíbrio de ionização de ácido, assim como 
Kb quer dizer constante de equilíbrio de ionização/dissociação de base.
Pesquisando na literatura os valores de Ka para HCl e HCN, temos:
Tabela 17 – Valores de constante de ionização de ácidos, Ka
Ácido Valor de Ka a 25 ºC
HCl > 1 x 107
HCN 4,8 x 10-10
Fonte: Fonseca (2001, p. 343).
A interpretação dos valores de Ka permite obter algumas informações:
• HCl: seu valor de Ka é muito alto e isso significa que [H+] e [Cl-] (valores no numerador da 
 
fração 
[ ]
H . Cl
HCl
+ −   
    ) são valores grandes e [HCl] é pequeno (valor no denominador da fração). 
 
Então, como Ka é um valor alto, no equilíbrio a concentração molar de íons H+ e de Cl- é alta e 
128
Unidade II
a concentração molar de HCl (ácido não ionizado) é bem pequena. Logo, quando o valor de Ka é 
alto, o ácido é muito ionizado (o ácido é “forte”).
• HCN: seu valor de Ka é muito baixo e isso significa que [H+] e [CN-] (valores no numerador da 
 
fração 
[ ]
H . Cl
HCN
+ −   
    ) são pequenos e que [HCN] é grande (valor no denominador da fração). 
 
Portanto, quando o valor de Ka é pequeno, o ácido é pouco ionizado (o ácido é “fraco”).
A seguir consta um resumo sucinto do raciocínio:
Quanto maior for o 
valor de Ka
→ Mais ionizado é o ácido →
Maior é a quantidade de 
H+ liberada por mol de 
ácido dissolvido
→ Maior será a força do ácido
Figura 71 
Consequentemente, a força de qualquer ácido pode ser conhecida a partir da consulta de tabelas de 
constantes físico-químicas de valor de Ka.
Raciocínio análogo pode ser feito para bases: quanto maior for o valor de Kb, mais ionizada 
(ou dissociada) ela é, e maior será sua força. Exemplo: amônia (NH3). A partir da sua reação de 
equilíbrio químico:
NH3 (g) + H2O (l) ⇄ OH-(aq) + NH4+ (aq)
Pode-se escrever a seguinte equação de Kb:
[ ]
4
b
3
NH . OH
K 
NH
+ −   
   =
Para Fonseca (2001), Kb é um valor baixo, Kb=1,8x10
-5, chega-se à conclusão que quando se dissolve 
NH3 em água, as [NH4
+] e [OH-] são pequenas e [NH3] é grande. Então, como NH3 é uma base pouco 
ionizada, trata-se de uma base fraca.
 Observação
Para bases inorgânicas (cuja força depende de sua dissolução), quanto 
mais solúvel for a base, maior seu valor de Kb, mais dissociada será a base, 
maior quantidade de íons OH- liberados e maior a sua força.
129
FÍSICO-QUÍMICA
Consta na sequência o resumo do raciocínio:
Quanto maior for o 
valor de Kb
→
Mais ionizado/
dissociada é a 
base
→
Maior é a quantidade de 
OH liberada por mol de 
base dissolvida
→ Maior será a força da base
Figura 72 
Logo, a força de qualquer base pode ser conhecida a partir da consulta de tabelas de constantes 
físico-químicas de valor de Kb.
7.1 Equilíbrio iônico da água
Um bom exemplo para estudar o equilíbrio iônico da água é a comparação entre o suco puro de 
limão e a limonada sem açúcar. O ácido que existe nestes dois líquidos é o mesmo (ácido cítrico), mas 
apenas através do sabor já se pode constatar que a limonada é menos ácida que o suco puro de limão. 
Tal fato ocorre porque no preparo da limonada acrescenta-se água ao suco de limão e por isso nela o 
ácido está bem mais diluído do que no suco de limão. Pode-se dizer que a acidez da limonada é bem 
menor. Como comparar a acidez de duas amostras? Através do estudo do equilíbrio iônico da água.
Sabe-se que as moléculas de água podem sofrer um fenômeno conhecido como autoionização, 
conforme a reação em equilíbrio:
H2O (l) + H2O (l) ⇄ H3O+(aq) + OH- (aq)
E a mesma reação pode ser abreviada como:
H2O ⇄ H+ + OH-
Para esse sistema, a equação de Kc (constante de equilíbrio em termos de concentração molar) será: 
[ ]c 2
H . OH
 K 
H O
+ −   
   =
As concentrações de H+ e OH- já foram medidas experimentalmente e são muito, muito pequenas. 
Como a concentração de água [H2O] é muito maior que as concentrações dos íons H
+ e OH-, o equilíbrio é 
extremamente deslocado para a esquerda, e assim considera-se [H2O] como sendo constante e, portanto, 
colocam-se todas as constantes à esquerda e variáveis à direita. Logo, vem:
Kc . [H2O] = [H
+] . [OH-]
Assim sendo, o valor do produto Kc.[H2O] será chamado Kw, ou seja, constante de equilíbrio iônico da 
água (water, em inglês) ou, mais frequentemente, produto iônico da água, e a equação será:
130
Unidade II
Kc . [H2O] = [H
+] . [OH-]
Kw = [H
+] . [OH-]
Como para cada 1 H+ liberado na reação de ionização da água libera-se também 1 OH-, a concentração 
de ambos é a mesma na água pura ⇒ [H+] = [OH-].
A concentração de íons H+ e OH- foi determinada experimentalmente, e a 25 ºC sabe-se que:
água pura ⇒ [H+] = [OH-] = 1x10-7 mol.L-1
Assim, Kw = [H
+] . [OH-] ⇒ Kw = (1x10
-7).(1x10-7) ⇒ Kw = 1x10
-14
A tabela a seguir mostra que:
• ao acrescentar ácido à água, a concentração de H+ aumenta e, portanto, será maior que 1x10-7 
mol.L-1. Como o excesso de H+ deslocará o equilíbrio da água para a esquerda, haverá consumo de 
íons OH- e a concentração de íons OH- diminui e será, então, menor que 1x10-7 mol.L-1;
• ao acrescentar base à água, a concentração de OH- aumenta e, portanto, será maior que 1x10-7 
mol.L-1. Como o excesso de OH- deslocará o equilíbrio da água para a esquerda, haverá consumo 
de íons H+ e a concentração de íons H+ diminuirá e será, então, menor que 1x10-7 mol.L-1.
Tabela 18 – Variação das concentrações de H+ e OH- 
em soluções ácidas e básicas (alcalinas), a 25 ºC
Água pura Solução ácida Solução básica
H2O ⇄ H+ + OH- HA ⇄ H+ + A- BOH ⇄ B+ + OH-
H2O ⇄ H+ + OH- H2O ⇄ H+ + OH-
[H+] = 1x10-7 [H+] >1x10-7 [H+] <1x10-7
[OH-] = 1x10-7 [OH-] < 1x10-7 [OH-] > 1x10-7
Kw = 1x10
-14 Kw = 1x10
-14 Kw = 1x10
-14
Ao acrescentar ácido ou base, como a concentração de um dos íons H+ ou OH- aumenta e a do outro 
diminui proporcionalmente, o valor de Kw será sempre constante, desde que a temperatura seja constante.
A conclusão será:
• Água pura: concentrações H+ e OH– são sempre iguais, independentemente da temperatura; por 
isso a água é neutra.
• Qualquer solução na qual [H+] = [OH–] também será neutra.
131
FÍSICO-QUÍMICA
• Soluçõesácidas: quanto maior for [H+] ⇒ mais ácida é a solução.
• Soluções básicas: quanto maior [OH–] ⇒ mais básica (alcalina) é a solução.
Como os valores das concentrações dos íons H+ e OH- são sempre muito pequenos, o químico L. 
Sorensen propôs que se aplicasse sobre elas a função logarítmica para se obter resultados mais fáceis 
de trabalhar. Assim, teremos:
pH = - log[H+] e pOH = - log [OH-]
Sendo que pH significa “potencial hidrogeniônico”, e pOH quer dizer “potencial hidroxiliônico”.
Para a água e soluções neutras, [H+] = [OH-] = 1x10-7 mol.L-1
Logo, pH = -log 1x10-7 ⇒ pH=7
Os valores obtidos com cálculos desse tipo formarão as escalas de pH e pOH que nos permitem 
avaliar acidez e basicidade (ou alcalinidade). A escala mais usada é a de pH.
Ambas as escalas estão apresentadas a seguir e relacionam os valores de pH e pOH com as 
concentrações dos íons H+ e OH-.
100[OH+]
10-14[OH-]
0pH
14pOH
10-4
10-10
4
10
10-8
10-6
8
6
10-12
10-2
12
2
10-2
10-12
2
12
10-6
10-8
6
8
10-10
10-4
10
4
10-14
100
14
0
10-1
10-13
1
13
10-5
10-9
5
9
10-9
10-5
9
5
10-13
10-1
13
1
10-3
10-11
3
11
10-7
10-7
7
7
10-11
10-3
11
3
Suco gástrico 
(pH 1,0 - 3,0)
HCI (1,0 M)
 (pH 0,0)
Suco de limão
 (pH 2,2 - 2,4)
Água gaseificada
 (pH 3,9)
Leite
 (pH 6,4)
Sangue
 (pH 7,4)
Bicarbonato de 
sódio
 (0,1 M)(pH 8,4)
Ajax, Fúria
 (pH 11,9)
Vinagre
 (pH 2,4 - 3,4)
Cerveja
 (pH 4,0 - 4,5)
Água do mar
 (pH 7,0 - 8,3)
Ácido Neutro Básico
Leite de 
magnésia
 (pH 10,5)
NaOHa
(1,0 M) 
(pH 14,0)
Figura 73 – Escalas de pH e pOH
Então, já se sabe que conhecendo a concentração molar de íons H+ de uma solução é possível 
determinar o seu valor de pH, bastando usar a fórmula de Sorensen:
pH = -log [H+] (o análogo funciona para pOH)
E se ocorrer o inverso, ou seja, caso se conheça o valor do pH (obtido experimentalmente) e for 
necessário saber a concentração molar dos íons H+? Nesse caso, basta recorrer à função inversa do 
logaritmo, que é a função exponencial.
132
Unidade II
[H+] = 10-pH e [OH-] = 10-pOH
(novamente o análogo funciona para [OH-])
Para facilitar os cálculos, pode-se escrever que, para uma mesma amostra, a soma dos seus valores 
de pH e pOH sempre deverá ser igual a 14.
pH + pOH = 14
Um exemplo importante da utilização da escala de pH é no controle de substâncias na 
corrente sanguínea.
O organismo humano produz CO2 a partir da queima de glicose no processo da respiração celular. 
Conforme Usberco e Salvador (2002), parte desse CO2 se dissolve no sangue, estabelecendo o equilíbrio:
CO2 (g) + H2O(l) ⇄ <H2CO3 > ⇄ H+(aq) + HCO3 –(aq)
Trata-se de um dos sistemas que mantém o pH do nosso sangue entre 7,3 e 7,5.
Quando a respiração é deficiente, essa hipoventilação acarreta o aumento da concentração de CO2 
no sangue, deslocando o equilíbrio para a direita, o que aumenta a concentração de H+ e, portanto, 
diminui o pH sanguíneo. Essa situação é denominada acidose.
Quando uma pessoa respira muito rapidamente, como quando ocorre um ataque de ansiedade ou 
em situações de perigo, acontece uma hiperventilação, a qual acarreta a perda de uma quantidade 
maior de CO2 pelos pulmões, deslocando o equilíbrio para a esquerda, o que diminui a concentração de 
H+, aumentando o pH do sangue. Essa situação é denominada alcalose.
De acordo com Usberco e Salvador (2002), a acidose pode ser percebida por sintomas como falta de ar, 
diminuição ou supressão da respiração e desorientação com possibilidade de coma. Ela pode ser causada por 
ingestão de drogas, enfisema, pneumonia, bronquite, asma e alterações no sistema nervoso central; a alcalose 
tem como sintomas a respiração ofegante, entorpecimento, rigidez muscular e convulsões, e pode ser causada 
por ingestão de drogas, cirrose, exercícios físicos excessivos, overdose de aspirina e doenças pulmonares.
7.2 Indicadores de pH
Algumas substâncias como a fenolftaleína, o azul de bromotimol e o alaranjado de metila são capazes 
de mudar de coloração conforme muda o pH da solução na qual se encontram. Logo, conhecendo as 
propriedades delas é possível saber o pH de uma amostra utilizando soluções das substâncias ou papéis 
previamente embebidos nelas. São chamados indicadores ácido-base.
Algumas fitas contendo tais substâncias indicadoras são padronizadas para utilização em ensaios de 
laboratório. Através de uma escala de cores preestabelecidas podemos comparar a fita molhada com a 
amostra com a escala e determinar rapidamente o seu pH, como se observa a seguir.
133
FÍSICO-QUÍMICA
11 33 55 77 99 1111 1313 14140,10,1
Escala de pHEscala de pH
22 44 66 88 1010 1212
Figura 74 – Solução indicador de pH
Figura 75 – Papel indicador de pH
Essas fitas são amplamente utilizadas em laboratórios químicos, de análises clínicas, na indústria e 
até mesmo para controle do pH em piscinas.
0 71 82 93 104 115 126 137 14
100 Strips Cat. 9590
pH indicator strips non-bleeding
color pHast pH 0-14
EM-Reagents
Dip in - read while still moist.
Immerse in weak-buffered solutions 
until there is no further color change 
(1-10 min)
A) B)
Figura 76 – Fitas para controle de pH
134
Unidade II
A seguir, constam alguns dos indicadores mais comuns e suas cores em meio ácido e básico:
Tabela 19 – Indicadores e suas cores em meio ácido e básico
Indicador Cor em meio ácido Cor em meio básico
Fenolftaleína Incolor Vermelho
Alaranjado de metila Vermelho Alaranjado
Azul de bromotimol Amarelo Azul
tornassol Vermelho Azul
 Lembrete
Algumas substâncias como a fenolftaleína, o azul de bromotimol e o 
alaranjado de metila são capazes de mudar de coloração conforme muda o 
pH da solução na qual se encontram.
7.3 Hidrólise
Antes de iniciar o estudo sobre hidrólise salina, é importante relembrar alguns conceitos importantes 
a respeito dos sais.
Há várias definições aceitas para “sal”, e a mais frequentemente utilizada é: “sal é uma substância 
formada a partir da neutralização entre um ácido e uma base de Arrhenius”. De acordo com Feltre (2004), 
nas reações de neutralização ácido-base os sais são formados com água, conforme ilustra a figura seguinte:
Na+
Cátion
Dissociação Ionização
CátionÂnion Ânion
NaOH
Base Ácido Sal Água
HCI NaCI
NaCI
+ +
+
H2O
H2O
H+OH- CI-
Figura 77 – Formação de sal
135
FÍSICO-QUÍMICA
No exemplo anterior, observamos que ao se dissolverem base e ácido na água:
• a base NaOH sofreu dissociação, liberando cátion Na+ e ânion OH-;
• o ácido HCl sofreu ionização, liberando o cátion H+ e o ânion Cl-.
Os íons H+ e OH-, que têm grande afinidade, unem-se para formar uma molécula de água. O cátion 
proveniente da base (no caso Na+) fica disponível para formar o sal com o ânion proveniente do ácido 
(no caso, o Cl-). Então, é acertado dizer que, em qualquer que seja o sal, temos sempre cátion proveniente 
de uma base e ânion oriundo de um ácido.
7.4 pH de soluções aquosas
Ao dissolver um ácido em água, o pH da solução resultante sempre é menor que 7 devido à presença 
dos íons hidrônio (H3O
+ ou, abreviadamente, H+), liberados no processo de ionização do ácido.
Figura 78 – pHmetro
No caso de um ácido forte, esse processo gera um equilíbrio fortemente deslocado para a direita, 
com liberação de grande quantidade de íons H+; seu valor de Ka, como já foi visto, é alto.
HA ⇄ H+ + A- 
K
H A
HAa
=








[ ]
+ −.
Quando se dissolve uma base em água, o pH da solução resultante é sempre maior que 7 devido 
à presença de íons hidroxila (OH-), liberados no processo de dissociação ou ionização da base. Quanto 
maior for a dissolução da base, maior será a quantidade de íons hidroxila liberada, a força da base e o 
valor de Kb.
136
Unidade II
BOH ⇄ B+ + OH- 
K
B OH
BOHb
=








[ ]
+ −.
 Saiba mais
Para prever a força de ácidos e bases, consulte os valores de Ka e Kb nas 
tabelas contidas em:
KOTZ, J. C.; TREICHEL JUNIOR, P. Química e reações químicas: volume 1. 
4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002a.
No entanto, ao se dissolver um sal em água, existem as seguintes possibilidades: